Азот с чем реагирует: Характерные химические свойства азота и фосфора. - Управленческое образование

Содержание

Характерные химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N₂. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N₂ является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 ^оС и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P₄, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P_n. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р₂O₅:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

характеристика, химические свойства, физические свойства, соединения, место в природе.

АЗОТ, N (лат. Nitrogenium * а. nitrogen; н. Stickstoff; ф. azote, nitrogene; и. nitrogeno), — химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. Открыт в 1772 английским исследователем Д. Резерфордом.

Свойства азота

При обычных условиях азот — газ без цвета и запаха. Природный азот состоит из двух стабильных изотопов: ¹⁴N (99,635%) и ¹⁵N (0,365%). Молекула азота двухатомная; атомы связаны ковалентной тройной связью NN. Диаметр молекулы азота, определённый разными способами, 3,15-3,53 А. Молекула азота очень устойчива — энергия диссоциации 942,9 кДж/моль.

Молекулярный азот

Константы молекулярного азота: f плавления — 209,86°С, f кипения — 195,8°С; плотность газообразного азота 1,25 кг/ м³, жидкого — 808 кг/м³.

Характеристика азота

В твёрдом состоянии азот существует в двух модификациях: кубической а-форме с плотностью 1026,5 кг/м³ и гексагональной b-форме с плотностью 879,2 кг/м

3. Теплота плавления 25,5 кДж/кг, теплота испарения 200 кДж/кг. Поверхностное натяжение жидкого азота в контакте с воздухом 8,5•10^-3 Н/м; диэлектрическая проницаемость 1,000538. Растворимость азота в воде (см³ на 100 мл Н₂О): 2,33 (0°С), 1,42 (25°С) и 1,32 (60°С). Внешняя электронная оболочка атома азота состоит из 5 электронов. Степени окисления азота меняются от 5 (в N₂О₅) до -3 (в NH₃).

Соединение азота

Азот при нормальных условиях может реагировать с соединениями переходных металлов (Ti, V, Mo и др.), образуя комплексы либо восстанавливаясь с образованием аммиака и гидразина. С такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом: N₂О, NO, N₂О

5. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов; при этом образуется аммиак NH₃. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует; поэтому все галогениды азота получают только косвенным путём, например фтористый азот NF₃ — при взаимодействии фтора с аммиаком. С серой также не происходит непосредственного соединения азота. При взаимодействии раскалённого кокса с азотом образуется циан (CN)₂. При действии на обычный азот электрических разрядов, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. Активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

Азот — один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 4•10¹⁵ т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. Ежегодно при вулканической деятельности в атмосферу выделяется 2•10

6 т азота. Незначительная часть азота концентрируется в литосфере (среднее содержание в литосфере 1,9•10^-3%). Природные соединения азота — хлористый аммоний и различные нитраты (селитры). Нитриды азота могут образовываться только при высоких температурах и давлениях, что, по-видимому, имело место на самых ранних стадиях развития Земли. Крупные скопления селитры встречаются только в условиях сухого пустынного климата (Чили, Индия, Египет, Испания и др.). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1-2,5%) и нефти (0,02-1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1 %) и живых организмах (0,3%). Азот входит в состав белковых молекул и многих естественных органических соединений.

Круговорот азота в природе

В природе осуществляется круговорот азота, который включает цикл молекулярного атмосферного азота в биосфере, цикл в атмосфере химически связанного азота, круговорот захоронённого с органическим веществом поверхностного азота в литосфере с возвратом его обратно в атмосферу. Азот для промышленности ранее добывался целиком из месторождений природных селитр, число которых в мире весьма ограничено. Особенно крупные залежи азота в виде азотнокислого натрия находятся в Чили; добыча селитры в отдельные годы составляла более 3 млн. т.

Применение азота

Азот получают главным образом разделением предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке. Основная часть получаемого азота используется для производства аммиака, который затем перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества. Свободный азот применяют во многих отраслях промышленности как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Ведутся работы по использованию жидкого азота для замораживания неустойчивых пород (главным образом глинистых) при проходке шахтных стволов, в качестве безопасного энергоносителя для шахтных машин, а также для борьбы с рудничными пожарами, где применение азота позволяет резко снизить содержание кислорода в очаге пожара. При разработке нефтяных месторождений закачиванием азота в нефтяные пласты эффективно вытесняют нефть после заводнения. Азот используется также для поддержания давления в скважинах при бурении.

Химические свойства азота / Справочник :: Бингоскул

Азот находится в V группе главной подгруппе периодической таблицы химических элементов. Ядро атома азота окружено двумя слоями электронов: первый содержит два электрона, второй, внешний, слой – пять электронов. Таким образом, максимальное число электронов, которое может отделиться от атома азота при химических реакциях, составляет пять, а число электронов, которые могут присоединиться, равно трем.

Из всего выше сказанного следует, что неметаллические свойства азота менее выражены, чем у кислорода и серы. Однако он также способен проявлять окислительные и восстановительные свойства. Характерные степени окисления от +1 до +5. Атом азота соединяется одинарными ковалетными связями с одновалентными атомами других элементов (NH₃). Для атома азота характерна чаще валентность III, т.е. чаще всего в химических реакциях азот выступает в качестве окислителя.

Молекула азота состоит из двух атомов, между которыми реализуется тройная связь, поэтому молекула очень прочная. По этой причине азот малоактивен.

I. Окислительные свойства

Он вступает в химические взаимодействия с металлами. В нормальных условиях он реагирует только с литием, с другими металлами при повышенных температурах. Соединения металлов с азотом называются нитридами.
6Li + N₂ → 2Li₃N
2Fe + N₂ → 2FeN
Реагирует с водородом при определенных условиях. Остановимся более подробно на этих условиях.
Давайте пропустим смесь водорода и азота через стеклянную трубку. Теперь положите в трубочку порошок железа и снова пропустите через трубочку смесь водорода и азота. При комнатной температуре мы опять не замечаем образования аммиака. Нагрейте трубку. В присутствии железного порошка теперь образуется аммиак. Это видно по запаху и по изменению цвета фенолфталеина (он становится малиновым) в поглощающей колбе, прикрепленной к выходному отверстию трубки. Железо в этой реакции не расходуется, оно служит катализатором.
Таким образом, необходимыми условиями для реакции соединения азота с водородом являются: катализатор и нагревание.
N₂+ 3H₂ ⟷2NH₃ + Q
Данная реакция относится к равновесным химическим процессам: на примере этой реакции легче всего понять смысл скорости химической реакции и смещения химического равновесия.

II. Восстановительные свойства

При высоких температурах азот вступает в реакцию с кислородом. Пропустим через воздух электрические искры. Появляется желтое «пламя» и образуется газ с резким запахом. При температуре искры азот соединяется с кислородом, с образованием окиси азота (II).

N₂+ O₂→2NO

Азот не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены побочным способом. С водой, кислотами и щелочами азот так же не взаимодействует.

Смотри также:

Номенклатура неорганических веществ
Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
Характерные химические свойства кислот
Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Азота взаимодействие с кислородом — Справочник химика 21

Почему содержащиеся в воздухе азот и кислород не взаимодействуют между собой При каких условиях такая реакция возможна [c.74]

С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере) [c.120]

При нагревании сера, углерод и фосфор горят в кислороде. Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 °С или в электрическом разряде [c.112]

Молекулярный азот — химически малоактивное вещество. При комнатной температуре он взаимодействует лишь с литием и щелочноземельными металлами. Малая активность азота объясняется большой прочностью его молекул, обусловливающей высокую энергию активации реакций, протекающих с участием азота. Однако при нагревании он начинает реагировать со многими метал.ла-ми — с магнием, титаном и др. С водородом азот вступает во взаимодействие при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора. Реакция азота с кислородом начинается при 3000—4000 °С.
[c.428]

В поисках путей связывания атмосферного азота в 1780 году ученые впервые использовали электрическую искру, чтобы заставить взаимодействовать азот и кислород воздуха. Однако стоимость электричества делала этот [c.516]

Производные алюминия и бора, имеющие неподеленную пару электронов, могут взаимодействовать с донорами пары электронов — соединениями азота и кислорода — в неполярных средах и даже в газовой фазе. Например, BF3 в газовой фазе взаимодействует с аминами с большой скоростью, образуя соответствующие донорно-акцепторные комплексы

[c.113]

Водородная связь Взаимодействие между молекулами или их фрагментами при участии атома водорода, находящегося между двумя сильно электроотрицательными атомами, например, азота или кислорода [c.544]

Характером гетероатома определяется и некоторая индивидуальность этих гетероциклов. Так, от электроотрицательности гетероатома зависит способность его неподеленной пары электронов к взаимодействию с л-электронами кольца. Так как электроотрицательность атома серы меньше, чем у атомов азота и кислорода, то наиболее полно это взаимодействие будет проявляться у тиофена. Поэтому тиофен более ароматичен , чем бензол, а у пиррола и фурана ароматический характер проявляется слабее. Более того, фуран, например, участвует в некоторых реакциях присоединения, проявляя при этом скорее свойства алифатических диенов, чем ароматических соединений.
[c.356]
По-видимому, оставшаяся после реакции (1) газовая смесь состоит из азота и избытка водорода или кислорода. Если оставшаяся газовая смесь состоит из азота и кислорода, то при добавлении к ней воздуха при указанных условиях не будет никакого взаимодействия. Однако объем оставшейся газовой смеси при горении на воздухе равен 8,2 л (5 л воздуха +3,2 л газовой смеси), а после реакции 6,4 л, т. е. объем всей газовой смеси уменьшился на 1,8 л, следовательно, еще раз прореагировали 1,2 л Нг и 0,6 л Ог. [c.142]

Может ли при комнатной температуре протекать реакция взаимодействия кислорода а) с водородом б) с азотом Ответ мотивировать, используя данные табл. 5 приложения. [c.224]

Водородная связь (рис. VI 1.9,л) — взаимодействие между атомом водорода (несущим частичный положительный заряд) и атомами с высокой электроотрицательностью — кислородом или азотом. В белковых цепях атомы водорода, ковалентно связанные с атомами азота, взаимодействуют с атомами кислорода соседней цепи или другого участка этой же цепи. Все активные белки содержат сотни водородных связей, расположенных тесно вдоль их цепей. Многие водородные связи служат для удержания белковой цепи в шарообразной или плоской форме.

[c.454]

При пропускании электрических искр через воздух содержащиеся в нем азот и кислород взаимодействуют, образуя бесцветный «ОКСИД азота (II) [c.178]

Процесс катализа состоит из нескольких последовательно протекающих элементарных актов диффузия молекул азота, кислорода и оксида серы (IV) к катализатору (I), хемосорбции молекул реагентов на поверхности катализатора (II), химического взаимодействия кислорода и оксида серы (IV) на поверхности катализатора с переносом электронов от молекул оксида серы к молекулам кислорода и образованием неустойчивых комплексов (III), десорбции образовавшихся молекул оксида серы (VI) (IV) и диффузии их из пор и с поверхности катализатора в газовую фазу.

[c.165]

Наличие дислокаций и плоских дефектов в реальных кристаллах сильно сказывается на механических свойствах твердых тел. Однако это отнюдь не означает, что монокристаллы вещества по прочности всегда будут превосходить его поликристалличе-ские конгломераты. Все будет зависеть от степени взаимодействия дислокаций и плоских дефектов с другими дефектами твердого тела. Так, монокристаллы чистого железа очень пластичны, в то время как стали, имеющие блочную структуру, проявляют прочность в сотни раз большую за счет взаимодействия дислокаций с примесными дефектами. Междоузельные примесные дефекты, как правило, затрудняют движение дислокаций, осложняя механическую обработку металлов. В связи с этим при механической обработке высокопрочных металлов, таких, как титан, молибден, бериллий, вольфрам, обычно проводят их тщательную очистку от примесей азота и кислорода.

[c.82]

При поджигании смесн водорода и азота в кислороде в реакцию взаимодействия с последним вступает лишь водород. По условию задачи образовавшаяся при этом вода конденсируется. Тогда, согласно уравнению реакции [c.97]

Как объяснить, что при непосредственном взаимодействии азота и кислорода оксид NO2 не образуется,, но образуется при взаимодействии N0 с кислородом воздуха. [c.162]

В зависимости от условий и от присутствия в воде других компонентов в ней могут растворяться все химические элементы и многие вещества, включая и такие, как, например, кварц 02. Растворимость газов в воде различна и зависит, в основном, от их способности к взаимодействию с молекулами Н2О. Так, при 0°С и давлении 101,325 кПа в 1 л воды может быть растворено (мл) гелия — 10, азота — 24, кислорода 49, углекислого газа — 1713, сероводорода — 4630 и аммиака — [c.217]

При взаимодействии азота и кислорода получилась окись азота в количестве а) 3 моль б) 120г в) 4,48 л (н. у.). Сколько азота прореагировало в каждом из этих случаев [c.86]

Как взаимодействует триэтиламин с пероксидом водорода Назовите полученный продукт. Объясните механизм реакции. Какого типа связь образовалась между азотом и кислородом [c.97]

Практика показывает, что химические реакции связаны с разнообразными физическими процессами. Например, горение сопровождается выделением теплоты и испусканием света, химические реакцни в гальванических элементах являются причиной возникновения электрического тока. С другой стороны, поглощение света фотоэмульсией вызывает в ней химический процесс образования скрытого изображения. Под действием солнечных лучей в растениях протекает сложная цепь химических превращений, в результате которых из воды и углекислого газа синтезируются углеводы. В электрическом разряде происходит взаимодействие кислорода и азота. Во всех случаях имеет место тесная связь физических и химических явлений. [c.6]

Как видно, дативное взаимодействие сопряжено с донорно-акцеп-торным, в более общем случае — с образованием ковалентной связи. Главное их отличие в том, что донорно-акцепторное взаимодействие приводит к образованию сг-связи, а дативное — л-связи. Например, в молекулах хлора один атом отдает неподеленную пару электронов на вакантную З -орбиталь второго атома, вследствие чего кратность связи С1—С1 возрастает до 1,2. Непод ленные пары электронов атомов азота и кислорода способны перекрываться с вакантными Зй -орбита-лями атома кремния, вследствие чего основность групп ОН и Nh3 понижается, а подвижность протонов возрастает. [c.29]

В пламени электрической дуги азот и кислород воздуха взаимодействуют, образуя оксид азота (II). При этом на каждый моль оксида поглощается 102,1 кДж тепла. Напишите уравнение реакции и определите, как смещается равновесие при изменениях температуры и давления. [c.19]

Определите, возможно ли взаимодействие атмосферных азота и кислорода, исходя из значений энтальпий образования оксидов азота ДЯ°обр. 298 (в кДж/моль) [c.108]

Метод Авогадро. Основан на использовании закона Авогадро в сочетании с экспериментальными данными об объемных отношениях газообразных реагирующих веществ. Например, опыт показывает, что при взаимодействии азота с кислородом, и образованием оксида азота соотношение объемов 1 1 2. По закону Авогадро в реакцию должны вступать х молекул азота, х молекул кислорода и образоваться молекул N0. Для нахождения количества мо- [c.22]

При нагревании азот может реагировать и с другими металлами (например, магнием, кальцием), образуя нитриды соответствующих металлов. С неметаллами азот взаимодействует еще при более высоких температурах (о взаимодействии водорода с азотом см. 6, гл. V), реакция с кислородом начинается при температуре 3000—4000° (например, при электрическом разряде) [c.299]

Однако это новое представление во многих случаях расходилось с опытными данными. Например, взаимодействие азота с кислородом, ведущее к образованию окиси азота, должно было формулироваться следующим образом N -Ь О = N0. Из одного объема азота и одного объема кислорода (т. е. суммарно из двух объемов) должен был получаться один объем окиси азота. Между тем объем газов при этой реакции не изменялся, т. е. из двух объемов получалось два объема. Подобное расхождение опыта с теорией имело место и для ряда других реакций. [c.20]

В обычных условиях кремний довольно инертен. С простыми веществами (кроме фтора) взаимодействует лишь при нагревании, проявляя чаще всего восстановительные свойства. Так, он окисляется хлором при 400°С, кислородом при 600°С с азотом взаимодействует лишь при 1000°С, а с углеродом — при 2000°С, образуя соответственно SI3N4 и Si . [c.411]

Сырьем для получения смазочных масел служат высококипя-щие дистиллятные и остаточные фракции нефти, являющиеся, как известно, сложной смесью углеводародов различных прупп, гетеросоединений, содержащих прежде всего атомы серы, азота и кислорода, и высокомолекулярных веществ, та1ких как смолистые и асфальтовые. Все эти компоненты сырья могут вступать во взаимодействие с водородом. [c.291]

Азот непосредствеяно не взаимодействует с кислородом. Благодаря зтоыу оба элемента мирно сосуществуют в земной атмосфере. Образование оксидов азота в атмосфере возможно лишь при сильных грозовых разрядах или под действием интенсивного космического излучения. Иными словами, в естественных условиях для реакции между свободными азотом и кислородом требуется физическое воздействие, приводящее к их ионизации. [c.122]

Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует уже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Ь120, ЫзМ). При температуре выше 200°С загорается. В атмосфере фтора и хлора, а также в парах брома и иода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО,. [c.587]

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно (кроме галогенов, золота и платины). Скорость взаимодействия кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы вещества и от температуры. Некоторые вещества, например оксид азота (II), гемоглобин крови, уже при комнатной температуре соединяются с кислородом воздуха со значительной скоростью. Многие реакщ1и окисления ускоряются катализаторами. Например, в присутствии дисперсной платины смесь водорода с кислородом воспламеняется при комнатной температуре. Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света. Такой процесс называется горением. [c.455]

Эта реакция имеет большое значение, так как используется в промышленности при получении азотной кислоты. N0 — единственный оксид, который получается при непосредстц п-ном взаимодействии азота с кислородом. [c.207]

При комнатной температуре нд металлы подгруппы УБ не действуют хими ческие реагенты, ода и воздух при нагревании они взаимодействуют кислородом (с образованием ЭгОз), с галогенами (УР2, УСЦ, УВп, VI)), серой, азотом, углеродом и другими веществами. В порошкообразном состоя ним V, Nb и Та реагируют при высокой температуре с водяным паром с выде лением Н . [c.499]

Например, при взаимодействии азота с кислородом экспериментальным путем было найдено, что на 1 м. ч. азота в образующихся молекулах приходится в порядке возрастания 0,57 1,14 1,71 2,28 и 2,85 м. ч. кислорода, которые относятся между собой, как 1 2 3 4 5. Указанные соотношения отвечают, соответственно, следующим оксидам азота NjO, N0, N2O3, N02(N204), N2O5. [c.20]

Так как фтористые производные металлоидных элементов обычно легколетучи, образование их не предохраняет поверхность металлоида от дальнейшего действия фтора. Поэтому взаимодействие его с металлоидами часто протекает значительно энергичнее, чем со многими металлами. Например, кремний, фосфор и сера воспламеняются в газообразном фторе. Аналогично ведет себя аморфный углерод (древесный уголь), тогда как графит реагирует лишь при температуре красного каления. С азотом и кислородом фтор непосредственно, не соединяется. [c.239]

Приложение теории донорно-акцепторных взаимодействий к проблеме структуры воды привело Гутмана к интересным выводам. Высокая поляризуемость водородной связи, которая еще увеличивается в растворах с ростом расстояния от заряда, ведет к стиранию границы между структурой раствора, в которой преобладают сольварационные сферы, и полностью дезорганизованной структурой растворителя. Отсюда Гутман заключает, что чистая жидкая вода не может существовать. Даже в очень чистой воде гидратированные ионы Н+ и ОН образуют равновесную систему. Наглядным геометрическим образом может служить куб, внутри которого находится ион и каждое ребро куба занято 820 молекулами воды. Растворение газов, например воздуха (при 0°С растворимость соответствует приблизительно 1,25-10 М), ведет к тому, что каждая молекула азота и кислорода окружается примерно восемнадцатью слоями молекул воды. На этом основании Гутман рассматривает жидкую воду как высокоорганизованную гибкую псевдомакромолекулу, содержащую ионы, которые нарушают ее структуру, и подвижные полости — дыры . Дыры могут быть частично заняты, например, молекулами воздуха или другими частицами. Находясь в дырах , частицы, в зависимости от своей природы, могут укреплять или разрушать структуру воды. Поэтому эти частицы и дыры играют роль центров регулирования структуры. [c.266]

Компенсирующее изменение энтальпии отрицательно и зависит от возможности дисперсионных взаимодействий хозяина и гостя . Энтальпии образования клатратов гидрохинона с аргоном, криптоном, кислородом, азотом, метаном составляют 25,1 26,4 23,0 24,3 30,2 кДж/моль гостя соответственно . Молекулы гости не остаются неподвижными в своих клетках ( lathros — по-гречески клетка) исследования клатратов двухатомных молекул в гидрохиноне привели к заключению, что молекулы НС1, О2, НВг вращаются, а также совершают броуновские колебания в клетках. Несомненно, что в клатратах, содержащих молекулы гостей различных типов (например, молекулы азота и кислорода в гидрохиноне), существует слабое взаимодействие между гостями . Многочисленные клатраты образует вода (клатратные гидраты), причем и в этом случае решетка, типичная для клатратов, отличается от решетки льда. В клатратах гостями заполняются большие и малые полости. Крупные молекулы (этан, этилен, хлороформ) помещаются только в больших полостях, молекулы меньших размеров (метан, аргон) входят в малые и большие полости. Доказано вращательное движение молекул метильной группы ацетона, молекул окиси этилена, гексафторида серы и других в кла-тратных гидратах, где движутся не только молекулы — гости , но и (медленнее) молекулы хозяина , т. е. воды. [c.271]

В тримолекулярных реакциях, химические превращения испытывают три частицы. Число таких реакций сравнительно невелико, например, к ним относится взаимодействие оксида азота с кислородом и галогенами. Здесь же рассматриваются и бимолекулярные реакции рекомбинации атомов и простых радикалов,. которые, как указывалось в разд. XIII. 1.3 идут лишь в результате тройных столкновений. [c.752]

Азот, подготовка к ЕГЭ по химии

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np³:

N — 2s²2p³
P — 3s²3p³
As — 4s²4p³
Sb — 5s²5p³
Bi — 6s²6p³

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)

Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

Оксид азота I — N

₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III — N

₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO↑

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂^—). Реагирует с водой, основаниями.

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV — NO

₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при разложении нитратов.

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Азот — Химия

Азот, физические и химические свойства, получение и применение

1. Азот – химический элемент.

N +7)₂)₅

1s²2s²2p³ незавершённый внешний уровень, p-элемент, неметалл

Ar(N)=14

2. Возможные степени окисления

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5»

3. Азот – простое вещество, строение молекулы, физические свойства

Азо́т (от греч. ἀζωτος — безжизненный,лат. Nitrogenium), вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 годуАнтуан Лавуазье. Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.

N₂ – ковалентная неполярная связь, тройная (σ, 2π), молекулярная кристаллическая решётка

Вывод:

1. Малая реакционная способность при обычной температуре

2. Газ, без цвета, запаха, легче воздухаMr(Bоздуха)/Mr(N₂) = 29/28

4. Химические свойства азота

N – окислитель ( 0 → -3)

N – восстановитель(0 → +5)

1. С металламиобразуются нитридыMxNy

— при нагревании с Mgи щелочно-земельными и щелочными:

3Сa + N₂ t= Ca₃N₂

— c Li при к t комнатной

Нитриды разлагаются водой

Са₃N₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂+ 2NH₃

2. С водородом

3H₂+N₂↔ 2NH₃

(условия — T, p, kat)

N₂ + O₂ ↔ 2 NO – Q

(при t= 2000 C)

Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

5. Получение:

В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем другого компонента воздуха — кислорода (–182,9°C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара.

В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH₄Cl к твердому нитриту натрия NaNO₂:

NaNO₂ + NH₄Cl = NaCl + N₂ + 2H₂O.

Можно также нагревать твердый нитрит аммония:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Видео YouTube

Кислородсодержащие соединения азота | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Чтобы поделиться, нажимайте

Азот непосредственно не соединяется с кислородом. В кислородных соединениях азот проявляет различные степени окисления и образует пять оксидов: N₂O, NO, N₂O₄, NO₂ и N₂O₅. Оксиды N₂O и NO – бесцветные газы, оксид азота (IV) NO₂ – бурый газ. Оксид азота (III) N₂O₃ – синяя жидкость, оксид азота (V) N₂O₅ – бесцветные кристаллы.

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, не обладающий ни кислотными, ни основными свойствами. Молекула NO не совсем обычная: между азотом и кислородом образуется двойная связь и один электрон у азота в молекуле NO остается неспаренным, т. е. NO – свободный радикал и для него характерна очень высокая химическая активность. Поэтому NO на воздухе легко окисляется до NO₂.

В лаборатории NO получают взаимодействием меди с разбавленной азотной кислотой:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O,

в промышленности – каталитическим окислением аммиака:

4NH₃+ 5O₂= 4NO + 6H₂O.

Оксид азота (IV) NO₂ – бурый газ с характерным запахом. Атом азота образует две связи с атомами кислорода, одну донорно-акцепторную связь и имеет один неспаренный электрон.

Пары NO₂ ядовиты. При растворении в воде NO₂ реагирует с ней, образуя азотную кислоту и NO. В присутствии кислорода NO₂ растворяется в воде, при этом образуется только азотная кислота:

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃.

Оксид азота (I), или закись азота, N₂O – бесцветный газ без запаха. Его называют веселящим газом, так как он притупляет чувствительность и вызывает своеобразное чувство эйфории. При растворении с водой не взаимодействует, а при нагревании разлагается на азот и кислород.

Получают N₂O термическим разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃= N₂O + 2H₂O.

Оксид азота (III), или азотистый ангидрид, N₂O₃ – практического применения не имеет. Это темно-синяя жидкость. Легко разлагается по уравнению:

N₂O₃ « NO + NO₂.

Азотистый ангидрид при растворении в воде образует азотистую кислоту HNO₂:

N₂O₃ + H₂O = HNO₂.

Это слабое и неустойчивое соединение. При нагревании раствор азотистой кислоты разлагается:

2HNO₂ = NO + NO₂+ H₂O.

Соли азотистой кислоты называются нитритами.

Оксид азота (V), или азотный ангидрид, N₂O₅ – практического применения не имеет. Это твердое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, при этом образуется азотная кислота:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Инертный азот, вынужденный вступать в реакцию с самим собой — ScienceDaily

Азот, составляющий более 78% воздуха, которым мы дышим, является элементом, наиболее часто встречающимся в чистом виде на Земле. Причиной обилия элементарного азота является невероятная стабильность и инертность диазота (N2), молекулы, состоящей из двух атомов азота, и формы, в которой существует большая часть азота. Только в очень суровых условиях, например в ионосфере, диазот может собираться в более длинные цепочки азота, образуя ионы N4 с очень коротким временем жизни.

Несмотря на инертность диазота, природа может использовать его в качестве важного сырья для всех видов живых организмов. В биологических системах очень прочная связь азот-азот в N2 может быть разорвана, и может быть получен аммиак (Nh4), который затем становится источником азота для всей пищевой цепи на Земле.

Совершенно новая химическая реакция

Подражая природе, люди используют чрезвычайно важный процесс Габера-Боша для разложения азота в аммиак, который затем может быть переработан для производства удобрений и для получения азота для производства пигментов, топлива, материалов, фармацевтических препаратов и т. Д.Производство соединений, которые содержат цепи из двух, трех или четырех атомов азота, которые особенно важны с фармацевтической точки зрения, например, для сосудорасширяющих препаратов, требует повторной сборки моноазотных молекул, таких как аммиак, поскольку прямой реакции не существует. которые могут напрямую связывать молекулы диазота.

На этой неделе исследовательские группы из Германии, из Университета Юлиуса Максимилиана Вюрцбурга (JMU) и Университета Гете во Франкфурте сообщают о совершенно новой химической реакции в журнале Science .В новом процессе используются борсодержащие молекулы для прямого соединения двух молекул N2 в цепочку N4. Впервые им удалось напрямую связать две молекулы атмосферного азота N2 друг с другом без предварительного разделения диазота на аммиак, минуя процесс Габера-Боша. Этот новый метод может позволить прямое образование более длинных цепочек азота.

Открывая путь к новой химии

Новый путь синтеза функционирует в очень мягких условиях: при температуре минус 30 градусов Цельсия и при умеренном давлении азота (около четырех атмосфер).Он также не требует катализатора на основе переходного металла, в отличие от почти всех биологических и промышленных реакций азота.

«Это откроет путь к химии, с помощью которой могут быть синтезированы совершенно новые молекулы азота цепной формы», — говорит профессор химии JMU Хольгер Брауншвейг. Впервые могут быть легко получены азотные цепи, содержащие особый вариант азота (изотоп 15N).

Этот научный прорыв основан на экспериментальной работе постдока JMU Dr.Марк-Андре Легаре и докторант Максимилиан Ранг.

Теоретическая информация, предоставленная Университетом Гете

Докторант Юлия Швейцер и профессор Макс Хольтхаузен из Франкфуртского университета им. Гете отвечали за теоретическую часть работы. Они касались вопроса о том, как четыре атома азота связаны химически.

«С помощью сложного компьютерного моделирования мы смогли понять неожиданно сложные условия связывания в этих красивых молекулах.Это позволит нам предсказать будущую стабильность таких азотных цепей и поддержать наших партнеров по экспериментам в дальнейшем развитии их открытия », — говорит Франкфуртский профессор химии.

Следующие шаги в исследовании

Исследовательские группы поставили перед собой цель включить новые молекулы азотной цепи в органические молекулы, которые важны для медицины и фармацевтики, особенно для производства их аналогов 15N.

История Источник:

Материалы предоставлены Вюрцбургским университетом . Примечание. Содержимое можно редактировать по стилю и длине.

оксидов азота | UCAR Center for Science Education

Оксид азота (NO) и диоксид азота (NO ₂) — два газа, молекулы которых состоят из атомов азота и кислорода. Эти оксиды азота вносят свой вклад в проблему загрязнения воздуха, играя роль в образовании как смога, так и кислотных дождей. Они выбрасываются в атмосферу Земли как из естественных, так и из антропогенных источников.

Оксид азота — это бесцветный горючий газ с легким запахом.Двуокись азота — это темно-красно-оранжевый газ, который ядовит, но не воспламеняется. Он вместе с аэрозолями отвечает за красновато-коричневый цвет смога. В высоких концентрациях он очень токсичен и может вызвать серьезное повреждение легких. Двуокись азота является сильным окислителем и поэтому очень реактивна с другими соединениями.

Источники оксидов азота

По оценкам ученых, природа ежегодно производит от 20 до 90 миллионов тонн оксидов азота на Земле. Природные источники включают вулканы, океаны, биологический распад и удары молний.В результате деятельности человека в нашу атмосферу ежегодно попадает еще 24 миллиона тонн оксидов азота.

Четыре представления химики используют для диоксида азота (NO ₂).
Кредит: UCAR (Рэнди Рассел)

Как NO, так и NO ₂ образуются во время высокотемпературного горения в атмосфере, когда кислород соединяется с азотом. Выхлопные газы легковых и грузовых автомобилей являются основными источниками оксидов азота, как и выбросы электростанций. Выхлопные газы автомобилей содержат больше NO, чем NO ₂, но как только NO попадает в атмосферу, он быстро соединяется с кислородом воздуха с образованием NO ₂.

Окиси азота как загрязнители

Оксиды азота, по крайней мере, частично ответственны за несколько типов загрязнения воздуха. Двуокись азота придает свой цвет красновато-коричневой дымке, которую мы называем смогом. Фотодиссоциация диоксида азота под действием солнечного света производит оксид азота и озон в тропосфере, который является еще одним компонентом смога. Серия химических реакций превращает летучие органические соединения (ЛОС) в вещества, которые соединяются с диоксидом азота с образованием ПАН (пероксиацитилнитрата), еще одного элемента в смоге.Двуокись азота в воздухе также вступает в реакцию с водяным паром с образованием азотной кислоты, одного из типов кислот в кислотных дождях.

Концентрация диоксида азота в незагрязненном воздухе составляет около 10 частей на миллиард (ppb). В смоге концентрация повышается в двадцать раз до примерно 200 частей на миллиард.

Использование оксидов азота

Хотя оксиды азота получили сомнительное признание в качестве загрязнителей, они также с успехом используются в некоторых промышленных процессах. Оксид азота производится в больших масштабах и впоследствии используется для производства азотной кислоты (HNO ₃).Чтобы создать оксид азота для промышленного использования, химики объединяют аммиак (NH ₃) с кислородом (O ₂), выделяя воду (H ₂ O) в качестве побочного продукта. Соединения азота, полученные из азотной кислоты, используются для создания химических удобрений, взрывчатых веществ и других полезных веществ.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Газообразный азот (N2) — обзор

Цикл азота

Еще одним биологически важным элементом является азот, ориентировочный цикл которого показан на рис.2.93. Газообразный азот (N ₂) является основным компонентом атмосферы, но для того, чтобы он стал доступным для строительного биологического материала, азот сначала необходимо «зафиксировать». Фиксация азота определяется как процесс, при котором газообразный азот (N ₂) превращается в составную часть соединения, такого как аммиак (NH ₃):

Рис. 2.93. Схема азотного цикла. Нормы переноса приведены в 10 ⁹ кг азота в год.Антропогенные вклады выделены курсивом. (Построено с использованием Delwicke, 1970.)

Фиксация азота

N2 + энергия (0,67 × 106Дж / моль) → 2N, 2N + 3h3 → 2Nh4.

Фиксация может осуществляться растениями, но не все растения подходят для выполнения этого процесса. Листовые овощи особенно подходят, и, по оценкам, возросшее возделывание таких овощей в результате деятельности человека является причиной почти 50% увеличения общего связывания азота в земной биосфере (14 × 10 ⁹ кг в год ^-1 ).Фактический набор химических реакций, участвующих в биологической фиксации, намного сложнее, чем приведенные выше сводные уравнения, поскольку они сочетаются с метаболическими процессами, с помощью которых поступление солнечной энергии преобразуется в полезную энергию. Таким образом, энергия, необходимая на первом этапе, получается за счет фотосинтеза, в то время как второй этап, который является слегка экзоэргическим, принимает другую форму из-за отсутствия свободного водорода практически во всех биологических материалах.

В промышленном процессе фиксации азота («процесс Габера») ввод энергии может происходить из природного газа (метана) или другого ископаемого топлива, которое также обеспечивает водород для второй стадии.Если возобновляемая (кроме биологической) или ядерная энергия является отправной точкой, водород можно получить электролизом. Скорость промышленной фиксации в настоящее время составляет около 30 × 10 ⁹ кг y ^-1 (Delwicke, 1970). Большая часть произведенного таким образом аммиака используется для производства удобрений, например, нитрата аммония (NH ₄ NO ₃) или мочевины (CO (NH ₂) ₂):

Производство удобрений

Nh4 + 2O2 → HNO3 + h3O, HNO3 + Nh4 → Nh5NO3,

или

2Nh4 + CO2 → CO (Nh3) 2 + h3O.

Рост растений, которые зависят от азота, фиксированного другими растениями, можно значительно улучшить путем внесения удобрений. Азот в фиксированной форме, по-видимому, является доминирующим ограничивающим фактором для таких растений, но также урожай растений, которые сами способны связывать азот, можно повысить за счет добавления удобрений. Поскольку удобрения могут заменить биологическую фиксацию, они спасают биосферу от затрат энергии, которая в противном случае использовалась бы для фиксации соответствующего количества азота.Это основа для связи использования удобрений с передачей энергии от человеческого общества биосфере, как показано на рис. 2.91. В той степени, в которой это показано на этом рисунке, можно сказать, что растения выращиваются на ископаемом топливе, а не на солнечной энергии.

Третий источник фиксированного азота, как для континентов, так и для океанов, показан на рис. 2.93 под заголовком «атмосферная фиксация». Это происходит из-за фиксации в атмосфере за счет ионизации N ₂, вызванной излучением или молнией, а азот в фиксированной форме переносится на поверхность океана или суши с осадками.

В естественной экосистеме, которая достигла стационарного состояния, чистое удаление азота из атмосферы не происходит. Это связано с тем, что азот, закрепленный естественными процессами, позже возвращается в атмосферу в результате процессов денитрификации. Мертвое органическое вещество, в котором азот может быть связан в очень сложные соединения, разлагается бактериями, которые выделяют азот в форме аммиака ( аммонифицирующих бактерий). Другой набор бактерий, называемый нитрифицирующими бактериями , окисляет аммиак до нитрита (NO2-) или нитрата (NO3-).Наконец, возврат газообразного азота, N ₂ или N ₂ O в атмосферу достигается путем денитрификации бактерий с помощью высокоэнергетических процессов на основе серы или глюкозы, например:

Процессы денитрификации

C6h22O6 + 6KNO3 → 6CO2 + 3h3O + 6KOH + 3N2O, 5C6h22O6 + 24KNO3 → 30CO2 + 18h3O + 24KOH + 12N2.

На современном уровне процессы денитрификации не уравновешивают сумму естественных и антропогенных процессов фиксации. Причина не столько во временном промежутке между растущей искусственной фиксацией азота и образованием мертвого органического материала, сколько в том факте, что только часть дополнительного азота в фиксированных формах полностью остается в биологическом цикле.Большое количество (на рис. 2.93 оценивается как 22 × 10 ⁹ кг y ⁻¹) покидает земную биосферу с грунтовыми водами или поверхностными стоками или накапливается в почве (накопление 5 × 10 ⁹ кг y ⁻¹ указано для мертвого органического вещества на суше). Часть удобрений, внесенных в сельскохозяйственные почвы, уносится с поверхностными водами еще до того, как они были поглощены растениями, а часть уносится потоками грунтовых вод. Кроме того, условия для соответствующего роста при денитрификации, по-видимому, не выполняются по физическим (способ осаждения мертвого органического вещества) или биологическим (ограничивающие факторы, определяющие рост популяции денитрифицирующих бактерий) причинам.В результате происходит накопление азота в фиксированных формах в местных водных системах и в океанах. Согласно оценкам, сделанным на рис. 2.93, в гидросфере за год накапливается 4 × 10 ⁹ кг, а из атмосферы удаляется 9 × 10 ⁹ кг y ⁻¹.

Приведенные выше примеры материальных циклов иллюстрируют некоторые проблемы, вызванные быстро увеличивающимся количеством вмешательства со стороны человеческого общества, со стационарными циклами, для установления которых потребовалось гораздо больше времени, чем временные масштабы вызванных сейчас изменений.Также было продемонстрировано, что построение разумной модели таких циклов требует глубокого знания всех химических и физических процессов, важных для рассматриваемого элемента.

Реакция азота ***

Реакция азота с кислородом — Реакция оксида азота
При нагревании азота и кислорода образуется оксид азота. Двуокись азота реагирует с водой одним из двух способов. В холодной воде NO2 образует смесь HNO ₂ и HNO ₃, а при более высоких температурах образуются HNO ₃ и NO.Оксид азота (NO) образуется в результате реакции азота и кислорода. Оксид азота окисляется до диоксида азота (NO2), который, в свою очередь, реагирует с водой с образованием азотной кислоты (HNO ₃). Таким образом, оксиды азота реагируют с водой с образованием азотной кислоты (HNO ₃).
Реакция диоксида азота и воды
Азот и кислород не вступают в реакцию при температуре окружающей среды. Но при высоких температурах у них протекает эндотермическая реакция с образованием различных оксидов азота. Оксид азота, NO, представляет собой газ, используемый при производстве серной кислоты; в воздухе он образует двуокись азота NO2, ядовитый газ красновато-коричневого цвета.Окись азота — это систематическое название оксида азота. Двуокись азота используется для производства азотной кислоты, также известной как жидкий диоксид, пероксид азота и четырехокись азота.
Реакция азота и водорода
При смешивании азота с водородом образуется аммиак (NH ₃) или аммоний (NH ₄). Аммиак — это бесцветный едкий газ, который легче воздуха и хорошо растворяется в воде, которая используется в основном для производства азотных удобрений, азотной кислоты и некоторых взрывчатых веществ.Соединения аммония могут находиться в паровой фазе. Когда пары аммиака вступают в контакт с парами хлористого водорода, образуется белое облако хлорида аммония, которое в конечном итоге осаждается в виде твердого вещества тонким белым слоем на поверхности.
Химические реакции
Некоторые примеры химической реакции включают, как правило, горение, брожение, потускнение и ржавчину. Существует несколько различных типов химических реакций, которые подробно описаны ниже:
Реакции замещения
Реакции двойного замещения
Кислотно-основные реакции
Реакции горения
Комбинированные реакции
Реакции разложения
См. Нашу Химическую реакцию статью для получения дополнительных фактов и информации о различных типах реакций, примерах реакций и скорости химической реакции.
Химия азота и фосфора
Химия Азот и фосфор
В Химия азота
В химическом составе азота преобладает легкость, с которой атомы азота образуют двойные и тройные связи. Нейтральный азот Атом содержит пять валентных электронов: 2 s ² 2 p ³. Следовательно, атом азота может достигать октета валентности. электронов, поделившись тремя парами электронов с другим атом азота.
Поскольку ковалентный радиус атома азота относительно маленькие (всего 0,070 нм), атомы азота подходят достаточно близко друг к другу образовывать очень прочные связи. Энтальпия диссоциации связи для тройная связь азот-азот составляет 946 кДж / моль, что почти вдвое больше большой, как для двойной связи O = O.
Прочность тройной связи азот-азот делает N ₂ молекула очень инертная. N ₂ настолько инертен, что литий один из немногих элементов, с которыми он реагирует в комнате температура.
6 Li ( s ) + N ₂ ( г ) 2 Li ₃ Н ( с )
Несмотря на то, что молекула N ₂ является инертные, соединения, содержащие азот, существуют практически все элементы периодической таблицы, кроме элементов группы VIIIA (Он, Не, Ар и т. Д.).Это можно объяснить двумя способами. Во-первых, N ₂ становится значительно более реактивным, чем температура повышается. При высоких температурах азот реагирует с водород с образованием аммиака и кислородом с образованием оксида азота.
N ₂ ( г ) + 3 H ₂ ( г ) 2 NH ₃ ( г )
N ₂ ( г ) + O ₂ ( г ) 2 НО ( г )
Во-вторых, ряд катализаторов, встречающихся в природе, преодолевают инертность N ₂ при низких температурах.

Синтез Аммиак
Трудно представить живую систему, которая не содержат азот, который является важным компонентом белки, нуклеиновые кислоты, витамины и гормоны, которые делают жизнь возможно. Животные забирают необходимый им азот из растений или других животных в их рационе. Растения должны собирать свои азота из почвы или абсорбировать его как N ₂ из Атмосфера.Концентрация азота в почве достаточно высока. маленький, поэтому процесс, с помощью которого растения восстанавливают N ₂ до NH ₃ или «исправить» N ₂ чрезвычайно важно.
Хотя 200 миллионов тонн NH ₃ производится азотфиксации каждый год, растения сами по себе не могут уменьшить N ₂ к NH ₃. Эта реакция осуществляется сине-зеленые водоросли и бактерии, связанные с определенными растения.Наиболее понятный пример азотфиксации включает: бактерии ризобий, обнаруженные в корневых клубеньках бобовых, таких как клевер, горох и фасоль. Эти бактерии содержат нитрогеназу. фермент, который способен замечательно сокращать N ₂ из атмосферы в NH ₃ при комнатной температуре.
Аммиак сначала производится в промышленных масштабах разработан между 1909 и 1913 годами Фрицем Габером. В Haber процесс , смесь N ₂ и H ₂ газ при 200-300 атм и 400-600 ^o C пропускается катализатор из мелкодисперсного металлического железа.
Fe
N ₂ ( г ) + 3 H ₂ ( г ) 2 NH ₃ ( г )
Почти 20 миллионов тонн NH ₃ производится в Соединенные Штаты каждый год этим процессом.Около 80% этого стоит более 2 миллиардов долларов используется для производства удобрений для растений, которые не может исправить азот из атмосферы. Исходя из веса, аммиак — второй по важности промышленный химикат в Соединенные Штаты. (Только серная кислота производится в больших количества.)
Две трети аммиака, используемого для производства удобрений, перерабатывается. в твердые вещества, такие как нитрат аммония, NH ₄ NO ₃; фосфат аммония, (NH ₄) ₃ PO ₄; сульфат аммония, (NH ₄) ₂ SO ₄; и мочевина, H ₂ NCONH ₂.Другая треть применяется непосредственно в почву как безводный (буквально, «без воды») аммиак. Аммиак — это газ в комнате температура. С ним можно обращаться как с жидкостью при растворении в вода с образованием водного раствора. В качестве альтернативы это может быть охлаждается до температуры ниже -33 ^o C, в этом случае газ конденсируется с образованием безводной жидкости NH ₃ ( l ).

Синтез Азотная кислота
NH ₃, произведенный по технологии Габера, не используется как удобрение, сжигается в кислороде для производства азота окись.
4 NH ₃ ( г ) + 5 O ₂ ( г ) 4 НЕТ ( г ) + 6 H ₂ O ( г )
Оксид азота или оксид азота, как его когда-то называли бесцветный газ, который быстро реагирует с кислородом с образованием азота диоксид, темно-коричневый газ.
2 НЕТ ( г ) + O ₂ ( г ) 2 НО ₂ ( г )
Двуокись азота растворяется в воде с образованием азотной кислоты и НЕТ, который может быть уловлен и переработан.
3 НО ₂ ( г ) + H ₂ O ( л ) 2 HNO ₃ ( водн. ) + НЕТ ( г )
Таким образом, с помощью трехэтапного процесса, разработанного Фридрихом Оствальдом в 1908 г. аммиак можно превратить в азотную кислоту.
4 NH ₃ ( г ) + 5 O ₂ ( г ) 4 НЕТ ( г ) + 6 H ₂ O ( г )
2 НЕТ ( г ) + O ₂ ( г ) 2 НО ₂ ( г )
3 НЕТ ₂ ( г ) + H ₂ O ( л ) 2 HNO ₃ ( водн. ) + НЕТ ( г )
Процесс Габера для синтеза аммиака в сочетании с процесс Оствальда для преобразования превращение аммиака в азотную кислоту произвело революцию в индустрии взрывчатых веществ.Нитраты были важным взрывчатым веществом со времен брата Роджера. Бэкон смешал серу, селитру и порошкообразный уголь, чтобы получить порох 1245.
16 KNO ₃ ( s ) + S ₈ ( S ) + 24 ° C ( с ) 8 К ₂ S ( с ) + 24 CO ₂ ( г ) + 8 N ₂ ( г ) H ^o = -571.9 кДж / моль N ₂
До того, как был разработан процесс Оствальда, единственный источник нитраты для использования во взрывчатых веществах — это природные минералы такие как селитра, которая представляет собой смесь NaNO ₃ и KNO ₃. Как только надежный запас азотной кислоты стал доступен из Процесс Оствальда, ряд нитратов может быть использован в качестве взрывчатые вещества. Объединение NH ₃ из процесса Габера с HNO ₃ из процесса Оствальда, например, дает аммиачная селитра, которая одновременно является отличным удобрением и дешевое и надежное взрывчатое вещество, обычно используемое в порохе.
2 NH ₄ НЕТ ₃ ( с ) 2 N ₂ ( г ) + O ₂ ( г ) + 4 H ₂ O ( г )
Разрушающая сила аммиачной селитры составляет видно на фотографиях федерального здания им. Альфреда П. Мурры. в Оклахома-Сити, который был разрушен бомбой, сделанной из аммиачная селитра 19 апреля 1995 г.
Средний Номера окисления
Азотная кислота (HNO ₃) и аммиак (NH ₃) представляют максимальную (+5) и минимальную (-3) степени окисления для азот. Азот также образует соединения при каждом окислении. число между этими крайними значениями (см. таблицу ниже).
Общие числа окисления азота
Окисление
Число Примеры
-3 NH ₃, NH ₄ ⁺, NH ₂ ^—, Маг. ₃ N ₂
-2 N ₂ H ₄
–1 NH ₂ OH
-1/3 NaN ₃, HN ₃
0 N ₂
+1 N ₂ O
+2 НЕТ, N ₂ O ₂
+3 HNO ₂, NO ₂ ^—, N ₂ O ₃, НЕТ ⁺
+4 НЕТ ₂, N ₂ O ₄
+5 HNO ₃, NO ₃ ^—, N ₂ O ₅

Отрицательный Число окисления азота кроме -3
Примерно в то время, когда Хабер разработал процесс изготовления аммиак и Оствальд разработали процесс преобразования аммиака в азотную кислоту, Рашиг разработал процесс, в котором ион гипохлорита (OCl ^—) для окисления аммиака с образованием гидразин, N ₂ H ₄.
2 NH ₃ ( водн. ) + OCl ^— ( водн. ) N ₂ H ₄ ( водн. ) + класс ^— ( водн. ) + H ₂ O ( л )
Эту реакцию можно понять, заметив, что OCl ^— ион — двухэлектронный окислитель.Потеря пары электронов и пары ионов H ⁺ соседними NH ₃ молекулы образуют пару высокореакционных NH ₂ молекулы, которые будут объединяться, чтобы сформировать молекулу гидразина как показано на рисунке ниже.
Гидразин — бесцветная жидкость со слабым запахом аммиака. которые могут быть собраны, когда этот раствор нагревается до N ₂ H ₄ отгоняется из реакционной колбы.Многие физические Свойства гидразина аналогичны свойствам воды.
H ₂ O N ₂ H ₄
Плотность 1.000 г / см ³ 1.008 г / см ³
Точка плавления 0,00 ^или С 1,54 ^или С
Температура кипения 100 ^или С 113,8 ^o С
Существует значительная разница между химическими свойства этих соединений, однако.Гидразин горит при воспламеняется на воздухе с образованием газообразного азота, водяного пара и большого количества количество энергии.
N ₂ H ₄ ( л ) + O ₂ ( г ) N ₂ ( г ) + 2 H ₂ O ( г ) H ^o = -534.3 кДж / моль N ₂ H ₄
В основном гидразин используется в качестве ракетного топлива. это уступает только жидкому водороду по количеству килограмм тяги на килограмм сожженного топлива. Гидразин имеет ряд преимуществ перед жидким H ₂, Однако. Его можно хранить при комнатной температуре, тогда как жидкий водород необходимо хранить при температуре ниже -253 ^o C. Гидразин также более плотный, чем жидкий H ₂ и поэтому требуется меньше места для хранения.
Чистый гидразин редко используется в качестве ракетного топлива, поскольку он замерзает при температурах, встречающихся в верхних слоях атмосферы. Гидразин смешивают с N, N -диметилгидразином, (CH ₃) ₂ NNH ₂, образовывать раствор, который при низких температурах остается жидким. Смеси гидразина и N, N -диметилгидразина были использовались для заправки ракет Titan II, которые несли Project Gemini космический аппарат, и реакция между производными гидразина и N ₂ O ₄ до сих пор используется в качестве топлива для небольших ракетных двигателей, которые позволяют космический шаттл для маневра в космосе.
Продукт сгорания гидразина необычный. Когда соединения углерода горят, углерод окисляется до CO или CO ₂. При горении соединений серы образуется SO ₂. Когда гидразин сжигается, продукт реакции N ₂ из-за необычайно прочной тройной связи азот-азот в молекула N ₂.
N ₂ H ₄ ( л ) + O ₂ ( г ) N ₂ ( г ) + 2 H ₂ O ( г )
Гидразин реагирует с азотистой кислотой (HNO ₂) с образованием азид водорода, HN ₃, в котором атом азота формально имеет степень окисления — ¹/₃.
N ₂ H ₄ ( водн. ) + HNO ₂ ( водн. ) HN ₃ ( водн. ) + 2 H ₂ O ( л )
Чистый азид водорода — чрезвычайно опасное вещество. Даже с разбавленными растворами следует обращаться осторожно из-за риска взрывов.Азид водорода лучше всего описать как резонансный гибрид структур Льюиса, показанный на рисунке ниже. В соответствующий азид-ион, N ₃ ^—, является линейным молекула, которая представляет собой резонансный гибрид трех структур Льюиса.
HN ₃
N ₃ ^—

Положительно Числа окисления азота: галогениды азота
Фтор, кислород и хлор — единственные элементы. электроотрицательный, чем азот.В результате положительное окисление количества азота находятся в соединениях, которые содержат один или больше этих элементов.
Теоретически N ₂ может реагировать с F ₂ на образуют соединение с формулой NF ₃. На практике N ₂ слишком инертен, чтобы проходить эту реакцию при комнатной температуре. NF ₃ получается реакцией аммиака с F ₂ в присутствии катализатор на основе металлической меди.
Cu
NH ₃ ( г ) + 3 F ₂ ( г ) NF ₃ ( г ) + 3 HF ( г )
HF, образующийся в этой реакции, соединяется с аммиаком с образованием фторид аммония.Общая стехиометрия реакции составляет поэтому написано так.
Cu
4 NH ₃ ( г ) + 3 F ₂ ( г ) NF ₃ ( г ) + 3 NH ₄ F ( s )
Структура Льюиса NF ₃ аналогична структуре Льюиса. Структура Льюиса NH ₃, и две молекулы имеют похожие формы.
Аммиак реагирует с хлором с образованием NCl ₃, который на первый взгляд кажется тесно связанным с NF ₃. Но между этими соединениями есть существенная разница. NF ₃ практически инертен при комнатной температуре, тогда как NCl ₃ это чувствительная к ударам, взрывоопасная жидкость, которая разлагается до форма N ₂ и Cl ₂.
2 NCl ₃ ( л ) N ₂ ( г ) + 3 Класс ₂ ( г )
Аммиак реагирует с йодом с образованием твердого вещества, представляющего собой комплекс между NI ₃ и NH ₃.Этот материал является предмет популярной, но опасной демонстрации, в которой заливают свежеприготовленные образцы НИ ₃ в аммиаке. на фильтровальную бумагу, которой дают высохнуть на подставке для колец. После аммиак испаряется, NH ₃ / NI ₃ кристаллы касаются пером, прикрепленным к метровой палочке, в результате взрыва этого чувствительного к удару твердого тела, которое разлагается с образованием смеси N ₂ и I ₂.
2 NI ₃ ( с ) N ₂ ( г ) + 3 I ₂ ( г )

Положительно Числа окисления азота: оксиды азота
Структуры Льюиса для семи оксидов азота с окислением числа от +1 до +5 приведены в Таблица ниже.
Все эти соединения имеют две общие черты: они содержат N = O двойные связи, и они менее стабильны, чем их элементы в газовой фазы, как показано данными об энтальпии образования в Таблица ниже.
Энтальпия образования оксидов азота
Соединение H ^o _f (кДж / моль)
N ₂ O ( г ) 82.05
НЕТ ( г ) 90,25
НЕТ ₂ ( г ) 33,18
N ₂ O ₃ ( г ) 83,72
N ₂ O ₄ ( г ) 9.16
N ₂ O ₅ ( г ) 11,35
Оксид диазота, N ₂ O, также известный как закись азота, может быть получена осторожным разложением аммония нитрат.
от 170 до 200 ^o C
NH ₄ НЕТ ₃ ( с ) N ₂ O ( г ) + 2 H ₂ O ( г )
Закись азота — бесцветный газ со сладким запахом, наиболее известный нехимики как «веселящий газ».»Еще в 1800 г. Хамфри Дэви отметил, что N ₂ O, вдыхаемый в относительно в небольших количествах, часто вызывает состояние явного опьянения сопровождается судорожным смехом или плачем. Когда принято в больших дозах закись азота обеспечивает быстрое и эффективное облегчение от боли. N ₂ O использовался как первый анестетик. Поскольку для анестезии необходимы большие дозы, и продолжительное воздействие газа может быть фатальным, N ₂ O is используется сегодня только для относительно коротких операций.
Закись азота имеет несколько других интересных свойств. Первый, хорошо растворяется в сливках; по этой причине он используется как пропеллент в дозаторах для взбитых сливок. Во-вторых, хотя это так не гореть сам по себе, это лучше, чем воздух при поддержке возгорание других предметов. Это можно объяснить, отметив, что N ₂ O может разлагаться с образованием атмосферы, которая одна треть O ₂ по объему, тогда как нормальный воздух составляет только 21% кислород по объему.
2 Н ₂ O ( г ) 2 N ₂ ( г ) + O ₂ ( г )
Уже много лет окончания — ous и — ic использовались для различения самого низкого и самого высокого в паре степени окисления. N ₂ O — закись азота, поскольку степень окисления азота +1.NO оксид азота потому что степень окисления азота +2.
Огромные количества оксида азота или оксида азота генерируется каждый год реакцией между N ₂ и O ₂ в атмосфере, катализируемая ударом молния, проходящая через атмосферу или горячие стены двигатель внутреннего сгорания.
N ₂ ( г ) + O ₂ ( г ) 2 НЕТ ( г )
Одна из причин понижения степени сжатия автомобильных двигателей в последние годы является снижение температуры реакции горения, тем самым уменьшая количество NO выбрасывается в атмосферу.
NO может быть получен в лаборатории путем реакции металлической меди. с разбавленной азотной кислотой .
3 Cu ( s ) + 8 HNO ₃ ( водн. ) 3 Cu (NO ₃) ₂ ( водн. ) + 2 НЕТ ( г ) + 4 H ₂ O ( л )
Молекула NO содержит нечетное количество валентных электронов.В результате невозможно написать структуру Льюиса для этого молекула, в которой все электроны спарены (см. таблицу оксидов азота). Когда НЕТ газа При охлаждении пары молекул NO соединяются в обратимой реакции образуют димер (от греч. «два частей «), с формулой N ₂ O ₂, в в котором все валентные электроны спарены, как показано в таблице оксидов азота.
NO быстро реагирует с O ₂ с образованием диоксида азота (когда-то известный как перекись азота), который представляет собой темно-коричневый газ при температуре комнатная температура.
2 НЕТ ( г ) + O ₂ ( г ) 2 НО ₂ ( г )
NO ₂ можно приготовить в лаборатории путем нагревания. определенные нитраты металлов до их разложения.
2 Pb (NO ₃) ₂ ( s ) 2 PbO ( с ) + 4 НЕТ ₂ ( г ) + O ₂ ( г )
Его также можно получить реакцией металлической меди с концентрацией азотная кислота,
Cu ( s ) + 4 HNO ₃ ( водн. ) Cu (NO ₃) ₂ ( водн. ) + 2 НЕТ ₂ ( г ) + 2 H ₂ O ( л )
NO ₂ также имеет нечетное количество электронов и следовательно, содержит по крайней мере один неспаренный электрон в своей льюисовской конструкции.NO ₂ димеризуется при низких температурах с образованием N ₂ O ₄ молекул, в которых все электроны являются парными, как показано в таблице оксидов азот.
Смеси NO и NO ₂ при охлаждении объединяются с образованием триоксид диазота, N ₂ O ₃, который является синим жидкость. Образование голубой жидкости при НЕТ или НЕТ ₂ охлаждается поэтому подразумевает наличие хотя бы небольшого часть другого оксида, потому что N ₂ O ₂ и N ₂ O ₄ оба бесцветны.
Путем осторожного удаления воды из концентрированной азотной кислоты при низкие температуры с дегидратирующим агентом мы можем образовывать диазот пятиокись.
4 HNO ₃ ( водн. ) + P ₄ O ₁₀ ( с ) 2 Н ₂ O ₅ ( с ) + 4 HPO ₃ ( с )
N ₂ O ₅ — бесцветное твердое вещество, которое разлагается на свету или при нагревании до комнатной температуры.Как мог и следовало ожидать, N ₂ O ₅ растворяется в воде до образуют азотную кислоту.
N ₂ O ₅ ( с ) + H ₂ O ( л ) 2 HNO ₃ ( водн. )

Химия Фосфор
Фосфор — первый элемент, открытие которого можно проследить одному человеку.В 1669 году в поисках пути к конвертировать серебро в золото, Hennig Brand получил белый восковой твердое вещество, которое светилось в темноте и самопроизвольно вспыхнуло пламенем при контакте с воздухом. Бренд создал это вещество путем испарения воды из мочи и позволяя черному остатку разлагаться на несколько месяцев. Затем он смешал этот остаток с песком, нагрел это смесь в присутствии минимального количества воздуха и собрана под вода летучие продукты, которые вышли из реакции колба.
Фосфор образует ряд соединений, являющихся прямыми аналогами азотсодержащих соединений. Однако тот факт, что элементарный азот практически инертен при комнатной температуре, тогда как элементарный фосфор может самопроизвольно загореться при контакте с воздухом показывает, что есть различия между эти элементы тоже. Фосфор часто образует соединения с те же степени окисления, что и аналогичные соединения азота, но с разными формулами, как показано в таблице ниже.
Соединения азота и фосфора с Те же числа окисления, но разные формулы
Число окисления Соединение азота Фосфорное соединение
0 N ₂ П ₄
+3 HNO ₂ (азотистая кислота) H ₃ PO ₃ (фосфористая кислота)
+3 N ₂ O ₃ П ₄ О ₆
+5 HNO ₃ (азотная кислота) H ₃ PO ₄ (фосфорная кислота)
+5 NaNO ₃ (нитрат натрия) Na ₃ PO ₄ (фосфат натрия)
+5 N ₂ O ₅ П ₄ О ₁₀
Те же факторы, которые объясняют различия между серой и кислород можно использовать для объяснения различий между фосфор и азот.
1. Тройные связи азот-азот намного прочнее, чем тройные связи фосфор-фосфор.
2. Одинарные связи P-P прочнее одинарных связей N-N.
3. Фосфор ( EN = 2,19) намного меньше электроотрицательна, чем азот ( EN = 3,04).
4. Фосфор может расширять свою валентную оболочку, удерживая более восемь электронов, но не азот.

Эффект Различия в прочности одиночной и тройной связи
Отношение радиусов атомов фосфора и азота равно такое же, как отношение радиусов атомов серы и кислорода, в пределах экспериментальная ошибка.
В результате тройные связи фосфор-фосфор значительно слабее, чем тройные связи азот-азот, по той же причине что двойные связи S = S слабее, чем двойные связи O = O фосфора атомы слишком велики, чтобы подходить достаточно близко друг к другу, чтобы образовать прочные облигации.
Каждый атом в молекуле N ₂ завершает свой октет валентных электронов, разделяя три пары электронов с один соседний атом. Поскольку фосфор не образует прочных кратные связи с самим собой, элементарный фосфор состоит из тетраэдрические P ₄ молекулы, в которых каждый атом образует одинарные связи с тремя соседними атомами, как показано на рисунке ниже.
Фосфор — белое твердое вещество с восковым оттенком, которое плавится при 44,1 ^° ° C и кипит при 287 ^° ° C. производится путем восстановления фосфата кальция углеродом в присутствии кремнезем (песок) при очень высоких температурах.
2 Ca ₃ (PO ₄) ₂ ( s ) + 6 SiO ₂ ( с ) + 10 ° C ( с ) 6 CaSiO ₃ ( с ) + п. ₄ ( с ) + 10 CO ( г )
Белый фосфор хранится под водой, потому что элемент самопроизвольно загорается в присутствии кислорода при температура лишь немного выше комнатной.Хотя фосфор нерастворим в воде, хорошо растворяется в углероде дисульфид. Решения P ₄ в CS ₂ являются достаточно стабильный. Как только CS ₂ испарится, однако фосфор воспламеняется.
Валентный угол P-P-P в тетраэдрической молекуле P ₄ составляет всего 60 ^o. Этот очень маленький угол дает значительное количество деформации в молекуле P ₄, что можно уменьшить, разорвав одну из связей P-P.Таким образом, фосфор образует другие аллотропы, открывая P ₄ тетраэдр. Когда белый фосфор нагревается до 300 ^o C, одна связь внутри каждого тетраэдра P ₄ разорвана, и P _{4 молекулы} соединяются вместе, образуя полимер (от греческого pol — «многие» и meros , «части») со структурой, показанной на рисунке ниже. Этот аллотроп фосфора темно-красный, и его присутствие в небольшие следы часто придают белому фосфору светло-желтый цвет.Красный фосфор более плотный (2,16 г / см ³), чем белый фосфор (1,82 г / см ³) и гораздо менее реакционноспособен при нормальные температуры.

Эффект Различия в сильных сторонах двойных облигаций P = X и N = X
Размер атома фосфора также влияет на его способность образовывать двойные связи с другими элементами, такими как кислород, азот, и сера.В результате фосфор имеет тенденцию образовывать соединения, которые содержат две одинарные связи P-O, где азот образует N = O двойная связь. Азот образует нитрат, NO ₃ ^—, ион, например, у которого степень окисления +5. Когда фосфор образует ион с такой же степенью окисления, это фосфат, PO ₄ ^3-, ион, как показано на рисунок ниже.
Аналогичным образом азот образует азотную кислоту HNO ₃, которая содержит двойную связь N = O, тогда как фосфор образует фосфорную кислота, H ₃ PO ₄, содержащая одиночный P-O облигации, как показано на рисунке ниже.

Эффект Различия в электроотрицательности фосфора и азота.
Разница между электроотрицательностями фосфора и азот ( EN = 0,85) то же самое, что и разница между электроотрицательностями серы и кислорода ( EN = 0,86), в пределах ошибки эксперимента. Потому что меньше электроотрицательный, фосфор более склонен, чем азот, к показывают положительную степень окисления.Наиболее важное окисление числа для фосфора -3, +3 и +5 (см. таблицу ниже).
Общие числа окисления фосфора
Окисление
Число Примеры
-3 Ca ₃ P ₂, PH ₃
+3 PF ₃, P ₄ O ₁₀, H ₃ PO ₃
+5 PF ₅, P ₄ O ₁₀, H ₃ PO ₄, А / я ₄ ^3-
Поскольку он более электроотрицателен, чем большинство металлов, фосфор реагирует с металлами при повышенных температурах с образованием фосфиды, у которых степень окисления -3.
6 Ca ( с ) п. ₄ ( с ) 2 Ca ₃ P ₂ ( с )
Эти фосфиды металлов реагируют с водой с образованием ядовитый, высокореактивный бесцветный газ, известный как фосфин (PH ₃), который имеет самый отвратительный запах, с которым столкнулись авторы.
Ca ₃ P ₂ ( с ) + 6 H ₂ O ( л ) 2 PH ₃ ( г ) + 3 Ca ²⁺ ( водн. ) + 6 OH ^— ( водн. )
Образцы фосфорного аналога аммиака РН ₃, часто содержат следы P ₂ H ₄, фосфорный аналог гидразина.Как будто токсичность и запах PH ₃ было недостаточно, смеси PH ₃ и P ₂ H ₄ самопроизвольно загорелся в наличие кислорода.
Соединения (например, Ca ₃ P ₂ и PH ₃) в которых фосфор имеет отрицательную степень окисления, далеко превосходит количество соединений, в которых степень окисления фосфор положительный. Фосфор горит в O ₂ до производят P ₄ O ₁₀ в реакции, которая выделяет необычайное количество энергии в виде тепла и света.
п. ₄ ( с ) + 5 O ₂ ( г ) P ₄ O ₁₀ ( с ) H ^o = -2985 кДж / моль P ₄
Когда фосфор горит в присутствии ограниченного количества O ₂, П ₄ О ₆ произведено.
п. ₄ ( с ) + 3 O ₂ ( г ) P ₄ O ₆ ( с ) H ^o = -1640 кДж / моль P ₄
P ₄ O ₆ состоит из тетраэдра, в котором атом кислорода вставлен в каждую связь P-P в P ₄ молекула (см. рисунок ниже).P ₄ O ₁₀ имеет аналогичная структура, с дополнительным атомом кислорода, связанным с каждым четырех атомов фосфора.
P ₄ O ₆ и P ₄ O ₁₀ реагировать с водой с образованием фосфористой кислоты, H ₃ PO ₃, и фосфорная кислота, H ₃ PO ₄, соответственно.
P ₄ O ₆ ( s ) + 6 H ₂ O ( л ) 4 H ₃ PO ₃ ( водн. )
P ₄ O ₁₀ ( с ) + 6 H ₂ O ( л ) 4 H ₃ PO ₄ ( водн. )
P ₄ O ₁₀ имеет такое высокое сродство к воде что он обычно используется как обезвоживающий агент.Фосфор кислота, H ₃ PO ₃, и фосфорная кислота, H ₃ PO ₄, являются примерами большого класса оксикислот фосфора. Льюис структуры для некоторых из этих оксикислот и связанных с ними оксианионов приведены в таблице ниже.

Эффект Различия в способности фосфора и азота расширяться Их валентная оболочка
Реакция между аммиаком и фтором останавливается на NF ₃ поскольку азот использует 2 s , 2 p _x, 2 p _y и 2 p _z орбиталей для удержания валентных электронов.Следовательно, атомы азота могут иметь максимум восемь валентностей. электроны. Фосфор, однако, имеет пустое 3 d атомных атомов. орбитали, которые можно использовать для расширения валентной оболочки, чтобы удерживать 10 или больше электронов. Таким образом, фосфор может реагировать с фтором с образованием образуют как PF ₃, так и PF ₅. Фосфор может даже образуют ион ПФ ₆ ^—, в котором 12 валентные электроны на центральном атоме, как показано на рисунке ниже.

.

N ₂ ( г )	+	3 H ₂ ( г )		2 NH ₃ ( г )
N ₂ ( г )	+	O ₂ ( г )		2 НО ( г )

4 NH ₃ ( г )	+	5 O ₂ ( г )	4 НЕТ ( г )	+	6 H ₂ O ( г )
2 НЕТ ( г )	+	O ₂ ( г )	2 НО ₂ ( г )
3 НЕТ ₂ ( г )	+	H ₂ O ( л )	2 HNO ₃ ( водн. )	+	НЕТ ( г )

Окисление Число		Примеры
-3		NH ₃, NH ₄ ⁺, NH ₂ ^—, Маг. ₃ N ₂
-2		N ₂ H ₄
–1		NH ₂ OH
-1/3		NaN ₃, HN ₃
0		N ₂
+1		N ₂ O
+2		НЕТ, N ₂ O ₂
+3		HNO ₂, NO ₂ ^—, N ₂ O ₃, НЕТ ⁺
+4		НЕТ ₂, N ₂ O ₄
+5		HNO ₃, NO ₃ ^—, N ₂ O ₅

	H ₂ O	N ₂ H ₄
Плотность	1.000 г / см ³	1.008 г / см ³
Точка плавления	0,00 ^или С	1,54 ^или С
Температура кипения	100 ^или С	113,8 ^o С

			Cu
4 NH ₃ ( г )	+	3 F ₂ ( г )		NF ₃ ( г )	+	3 NH ₄ F ( s )

Соединение		H ^o _f (кДж / моль)
N ₂ O ( г )		82.05
НЕТ ( г )		90,25
НЕТ ₂ ( г )		33,18
N ₂ O ₃ ( г )		83,72
N ₂ O ₄ ( г )		9.16
N ₂ O ₅ ( г )		11,35

	от 170 до 200 ^o C
NH ₄ НЕТ ₃ ( с )		N ₂ O ( г )	+	2 H ₂ O ( г )

Число окисления	Соединение азота	Фосфорное соединение
0	N ₂	П ₄
+3	HNO ₂ (азотистая кислота)	H ₃ PO ₃ (фосфористая кислота)
+3	N ₂ O ₃	П ₄ О ₆
+5	HNO ₃ (азотная кислота)	H ₃ PO ₄ (фосфорная кислота)
+5	NaNO ₃ (нитрат натрия)	Na ₃ PO ₄ (фосфат натрия)
+5	N ₂ O ₅	П ₄ О ₁₀

Окисление Число		Примеры
-3		Ca ₃ P ₂, PH ₃
+3		PF ₃, P ₄ O ₁₀, H ₃ PO ₃
+5		PF ₅, P ₄ O ₁₀, H ₃ PO ₄, А / я ₄ ^3-

P ₄ O ₆ ( s )	+	6 H ₂ O ( л )		4 H ₃ PO ₃ ( водн. )
P ₄ O ₁₀ ( с )	+	6 H ₂ O ( л )		4 H ₃ PO ₄ ( водн. )

Характерные химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Взаимодействие азота с металлами

Взаимодействие азота с неметаллами

Взаимодействие азота со сложными веществами

Химические свойства фосфора

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Взаимодействие фосфора с металлами

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

характеристика, химические свойства, физические свойства, соединения, место в природе.

Свойства азота

Молекулярный азот

Характеристика азота

Соединение азота

Круговорот азота в природе

Применение азота

Химические свойства азота / Справочник :: Бингоскул

Азота взаимодействие с кислородом — Справочник химика 21

Азот, подготовка к ЕГЭ по химии

Общая характеристика элементов Va группы

Основное и возбужденное состояние азота

Природные соединения

Аммиак

Соли аммония

Оксид азота I — N

Оксид азота II — NO

Оксид азота III — N

Оксид азота IV — NO

Азот — Химия

Видео YouTube

Кислородсодержащие соединения азота | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Инертный азот, вынужденный вступать в реакцию с самим собой — ScienceDaily

оксидов азота | UCAR Center for Science Education

Источники оксидов азота

Окиси азота как загрязнители

Использование оксидов азота

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Газообразный азот (N2) — обзор

Цикл азота

Реакция азота ***

Химия азота и фосфора

Author: alexxlab

Добавить комментарий Отменить ответ

Рубрики