Знакомьтесь – азот и его круговорот

В предлагаемом цикле статей рассматривается логическая химия азота – предсказание физических и химических свойств веществ, исходя из строения атомов и молекул. Приводится дополнительная информация в цифрах, выходящая за рамки школьного курса. Экологическая химия азота содержит сведения о том, как живая и неживая природа реагирует на конкретные вещества. Даются рекомендации по уменьшению вредного воздействия этих веществ.

«Отрицающий жизнь»

История открытия азота тесно переплетена с историей развития химии вообще. С XVII в. ученых начали интересовать газы, были придуманы приборы для их собирания и исследования. Естественно, что они заинтересовались воздухом – газом, который всегда под рукой. Изучением воздуха занимались примерно в одно и то же время и Карл Шееле, и Джозеф Пристли, и Даниэль Резерфорд, и Генри Кавендиш. Вскоре они выделили из воздуха азот. Собственно говоря, азот выделился сам.

Например, анализ газовой смеси, образующейся при сжигании свечи под колпаком (рис. 1), показывает следующее. Кислород воздуха расходуется при горении, углекислый газ реагирует с известью, пары воды поглощаются прокаленным хлоридом кальция. Остается азот (и «букет» инертных газов в количестве около одного процента по объему). Выделить газ азот было несложно даже в то время. Открыть новое простое вещество было гораздо сложнее.

Рис. 1. Возможно, именно так получали азот и проверяли его свойства

Процессы взаимодействия веществ с воздухом объясняла теория флогистона. Предполагали, что флогистон – это горючее начало, которое выделяется из веществ при горении и рассеивается в воздухе. Эта теория очень похожа на современные теории горения с точностью до наоборот, как бы вверх ногами. Именно флогистон мешал опознать азот как простое вещество. Перевернул теорию с головы на ноги, избавил науку от флогистона Антуан Лоран Лавуазье. Попутно он убедил ученых, что азот – простое вещество, а не соединение чего-то с флогистоном.

В атмосфере чистого азота животные и растения погибают. Лавуазье об этом знал и назвал азот «отрицающим жизнь» (от греч. a – отрицательная частица и Zoos – живой). Такое название элемент № 7 имеет во французском и русском языках. Немецкое название обладает похожим смыслом: Stickstoff – удушающее вещество. Англичане пошли по другому пути, приняв название Nitrogen – селитру рождающий.

Вещество, без которого невозможна жизнь, назвали «жизнь отрицающим» (без азота жизнь невозможна хотя бы потому, что он разбавляет кислород в воздухе, ибо в чистом кислороде жизнь так же невозможна, как и в чистом азоте). Даже в названии проявилась уникальность элемента № 7.

Круговорот азота

Азот – один из элементов, активно используемых природой для построения веществ. Элемент азот содержится в нас с вами и почти во всех объектах фауны и флоры. Роль фауны и флоры в круговороте азота различна. Фауна поедает и переделывает те вещества, которые смастерила флора из «кирпичиков» неживой природы. Сами «кирпичики» – это воздух и водные растворы различных веществ. Подобное «разделение труда» – очень мудрое творение природы. Оно позволяет создавать более сложные и динамичные организмы.

Круговорот азота в животных – это область биохимии, а мы займемся неорганической химией в зеленой травинке и вокруг нее.

В растение азот попадает в виде растворенных в воде ионов. Это могут быть ионы аммония, которые сразу используются по назначению, или нитрат-ионы, которые для усвоения организмом должны превратиться в ионы аммония. Главное направление перестройки азотсодержащих соединений в растении: нитраты ® нитриты ® ионы аммония ® амины ® аминокислоты ® белки (рис. 2). Природой предусмотрена возможность и обратного хода, если какого-то из веществ окажется в избытке. Подробнее об этом будет рассказано при обсуждении экологических свойств соединений азота.

Рис. 2. Круговорот азота в зеленой травинке и вокруг нее (знаком показаны органические соединения – амины и белки)

В почве с помощью бактерий осуществляется превращение попавших в нее белков через аминокислоты и амины в нитрат ионы как наименее ядовитые и наиболее устойчивые. В этот круг задействован и атмосферный азот. Некоторые бактерии превращают молекулы N 2 в ионы аммония, другие бактерии возвращают азот N 2 в атмосферу, восстанавливая его из нитрат-ионов. Часть атмосферного азота превращается в соединения с помощью молний во время грозы. Природа в отличие от человека очень экономно и рационально расходует азот атмосферы.

Человек активно вмешивается в круговорот всех веществ и элементов, в том числе и азота. Сейчас изменился баланс: простое вещество азот – соединения азота. Многие азотистые соединения вместо выполнения полезных функций расходуются только на отравление окружающей среды.

Главным образом, это соединения, содержащиеся в выбросах различных предприятий и образующиеся при горении топлива.

Кроме того, что человек выбрасывает многие соединения «на ветер», он еще и разделил две половинки круговорота азота. Цепочка «нитрат ® белок» осуществляется на полях, а цепочка «белок ® нитрат» – в городах и поселках. Поэтому возникла потребность вносить азот в почву, удобрять ее, делать «доброй» и плодородной (рис. 3). Это непростая задача. Нельзя просто высыпать пакет нитрата аммония на грядку. Прежде надо тщательнейшим образом выяснить, в чем именно нуждается конкретная почва. Необходимо любить и знать свою землю. И не важно, бескрайние ли это поля или клумба под окнами.

Рис. 3. Разделенный круговорот азота:

– соединения азота, выбрасываемые в атмосферу двигателями автомобилей, заводами и т. п. (кислородсодержащие соединения и бескислородные, аммиак, дициан и т. п.);
– разделенные расстоянием соединения азота, включенные в круговорот только с помощью техники;
– обыкновенные машины, перевозящие азотсодержащие соединения

Конечно, представление об основных соединениях в «круге превращений» азота (см. рис. 2) получилось весьма схематичным. Помимо ионов аммония и нитрат-ионов растение впитывает и перерабатывает другие соединения азота. Интересны и сложны превращения одних белков в другие. Но невозможно объять необъятное.

Особенности строения атома азота

Адрес азота в периодической системе химических элементов – второй период, пятая группа, главная подгруппа. Основа уникальности элемента азота заложена в строении второго электронного слоя. Этот слой может разместить максимально восемь электронов на четырех атомных орбиталях (одна s и три p).

Отличие второго слоя от третьего и более удаленных от ядра атома электронных слоев в том, что он не имеет запасных d-орбиталей. Поэтому максимальное число химических связей для элементов второго периода равно четырем. (Для перехода электрона на третий слой необходима гораздо большая энергия, чем может выделиться при образовании химической связи. Именно поэтому в природе не существует пятивалентного азота.)

У элементов второго периода есть и еще одна особенность: предвнешний слой у них занят только двумя электронами. А это значит, что при сближении двух атомов при образовании одинарных и двойных связей их электронные оболочки будут меньше отталкивать друг друга.

Мы рассмотрели, как влияет пребывание элемента во 2-м периоде периодической системы на строение его атома. Теперь рассмотрим, к чему обязывает пребывание в V группе. У элементов группы Vа – пять электронов на внешнем электронном слое. До октета (до восьми) не хватает трех электронов. Можно предположить, что простое вещество азот имеет молекулярное строение. Действительно, молекулы N 2 (NєN) состоят из двух атомов, соединенных тройной связью.

Вещества с молекулярной кристаллической решеткой имеют относительно низкие температуры плавления и кипения, силы межмолекулярного притяжения на несколько порядков слабее химической ковалентной связи. Вдобавок ко всему молекула азота очень легкая. Напрашивается вывод, что температуры плавления и кипения азота даже не относительно, а значительно низкие. (Действительно, воздух в Антарктиде не сжижается сам по себе, хотя температуры там бывают до –80 °C.)

Молекула азота образована одинаковыми атомами и, следовательно, неполярна. Поэтому азот слабо растворяется в воде. Следует, однако, помнить про увеличение растворимости азота в воде с ростом внешнего давления. Именно поэтому водолазам с больших глубин, где давление выше, приходится подниматься медленно. Иначе растворившийся в крови азот, выделяясь, как бы вскипает, образуя пузырьки в кровеносных сосудах.

Знания о строении молекулы азота могут посодействовать и в предсказании химических свойств этого вещества. При химических реакциях разрываются имеющиеся между атомами связи и образуются новые. Понятно, что разорвать тройную связь намного сложнее, чем двойную и одинарную (крученую веревку разорвать сложнее, чем одну из нитей). Скорее всего простое вещество азот должно неохотно вступать во взаимодействие с другими веществами.

Так оно и есть на самом деле. При обычных условиях и даже при небольшом нагревании азот практически ни с чем не реагирует. И это замечательно, потому что иначе нас не было бы на этой голубой планете и планета, возможно, не была бы голубой.

Вопросы. Выскажите предположения о жизни на Земле, если бы азот был твердым веществом, как углерод, фосфор, кремний. А что случится, если азот станет таким же активным, как кислород и фтор?

Физические свойства азота в цифрах

Молярная масса – 28 г/моль. Температура плавления равна –210 °С, температура кипения составляет –195,8 °С. Плотность газообразного азота при нормальных условиях (1 атм, 0 °С) – 1,251 г/л. (Для справки: плотность воздуха при нормальных условиях составляет 1,293 г/л, азот немного легче воздуха.) Плотность жидкого азота (при –196 °С) – 0,808 г/см3. Растворимость при 1 атм и 0 °С – 2,35 мл газа на 100 г воды, при 20 °С – 1,54 мл N 2 на 100 г воды.

Химические свойства азота

1. Реакции с металлами.

При обычных условиях азот реагирует с литием:

При нагревании идут реакции с Nа, Са, Мg, Мn. Марганец, например, соединяется с азотом при 1200 °С:

3Mn + N 2 = Mn 3 N 2 .

Иными словами, азот реагирует только с наиболее активными металлами, да и то с неохотой.

2. Реакции с неметаллами.

При нагревании до 1200 °С азот начинает реагировать с кислородом. Однако в этих условиях оксида азота получается мало. При 3000 °С равновесие в реакции устанавливается мгновенно и оксид азота образуется в ощутимых количествах:

Такая температура возможна в канале молнии, поэтому именно при грозах растения естественным путем пополняют свой запас соединениями азота.

При нагревании под давлением (500 °С, 300 атм) в присутствии катализатора (например, железо, активизированное оксидами кальция и алюминия) азот реагирует с водородом. Даже при таких жестких условиях выход аммиака не превышает 30%, но этого достаточно для промышленного использования этой реакций:

3. Реакции со сложными веществами.

При нагревании карбида кальция до 1000 °С в наглухо закрытой печи с подачей туда под давлением азота между ними протекает реакция:

Экологические свойства простого вещества азота

Азот – «жизнь отрицающий элемент» – на самом деле элемент, жизнь утверждающий. И в первую очередь азот утверждает жизнь своей инертностью. Разбавляя кислород, он дает возможность реакциям окисления органических веществ протекать сравнительно медленно и останавливаться на «полустанках» – промежуточных степенях окисления углерода. Для всего живого азот безвреден в любых количествах (при наличии, однако, необходимых количеств кислорода и углекислого газа).

В то же время азот может быть носителем вредного и просто опасного. Например, азот спокойно может снести крышу дома во время урагана. Ведь воздушные массы – и ураган, и муссон, и просто ветер – это все на три четверти азот. И экологическая химия азота превращается в экологию воздуха – тему весьма обширную. А посему пора поставить точку.

• Обозначение - N (Nitrogen);
• Период - II;
• Группа - 15 (Va);
• Атомная масса - 14,00674;
• Атомный номер - 7;
• Радиус атома = 92 пм;
• Ковалентный радиус = 75 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 3 ;
• t плавления = -209,86°C;
• t кипения = -195,8°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 3,04/3,07;
• Степень окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3;
• Плотность (н. у.) = 0,808 г/см 3 (-195,8°C);
• Молярный объем = 17,3 см 3 /моль.

Соединения азота :

• Уравнения окислительно-восстановительных реакций азота...

Однозначано назвать ученого, который первым открыл азот не представляется возможным по той простой причине, что это практически одновременно сделали в 1772 году сразу трое - Генри Кавендиш, Джозеф Пристли и Даниэль Резерфорд (еще к этому списку можно причислить и Карла Шееле). Однако, ни один из ученых в свое время так и не понял до конца своего открытия. Многие "пальму первенства" отдают шотландцу Даниэлю Резерфорду, поскольку он первым опубликовал магистерскую диссертацию, в которой описал основные свойства "испорченного воздуха".

Собственно название было предложено в 1787 году А. Лавуазье.

Азот является четвертым самым распространенным химическим элементом Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода). Азот является одним из самых распространенных элементов на Земле:

• в земной атмосфере азота содержится 3,87·10 18 кг - 75,6% (по массе) или 78,08% (по объему);
• в земной коре азота содержится (0,7-1,5)·10 18 кг;
• в земной мантии азота содержится 1,3·10 19 кг;
• в гидросфере азота содержится 2·10 16 кг (7·10 14 кг в виде соединений).

Азот играет важнейшую роль в жизнедеятельности организмов - он присутствует в белках, аминокислотах, аминах, нуклеиновых кислотах.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов 14 N - 99,635% и 15 N - 0,365%.

Атом азота содержит 7 электронов, которые располагаются на двух орбиталях (s и p) (см. Электронная структура атомов). На внутренней орбитали расположены 2 электрона; на внешней - 5 (одна свободная электронная пара + три неспаренных электрона, которые могут образовывать три ковалентные связи; см. Ковалентная связь).

Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом азота может проявлять степень окисления от +5 до -3 (кроме трех валентных электронов еще одна связь может образовываться по донорно-акцепторному механизму за счет свободной электронной пары с атомом, имеющим свободную орбиталь).

Степени окисления азота :

• +5 - HNO 3 ;
• +4 - NO 2 ;
• +3 - HNO 2 ;
• +2 - NO;
• +1 - N 2 O;
• -1 - NH 2 OH;
• -2 - N 2 H 4 ;
• -3 (самая распространенная) - NH 3 .

N 2

Три неспаренных р-электрона атома азота, лежащие на его внешнем энергетическом уровне, имеют форму равноплечей восьмерки, располагаясь перпендикулярно друг к другу:

При образовании молекулы азота (N 2) p-орбиталь, расположенная по оси X, одного атома, перекрывается с аналогичной p x -орбиталью другого атома - в месте пересечения орбиталей образуется повышенная электронная плотность с формирование ковалентной связи (σ-связь ).

Две другие орбитали одного атома, расположенные по осям Y и Z, перекрываются боковыми поверхностями со своими "собратьями" другого атома, образуя еще две ковалентные связи (π-связи ).

В итоге, в молекуле азота (N 2) образуются 3 ковалентные связи (две π-связи + одна σ-связь), т. е., возникает очень прочная тройная связь (см. Множественные связи).

Молекула азота очень прочная (энергия диссоциации 940 кДж/моль), обладает низкой реакционной способностью.

Свойства молекулярного азота

В нормальных условиях азот является малоактивным веществом, что объясняется достаточно прочными межатомарными связями в его молекуле, поскольку образованы они аж тремя парами электронов. По этой причине, обычно азот вступает в реакции при высоких температурах.

• газ без запаха и цвета;
• плохо растворим в воде;
• растворим в органических растворителях;
• может реагировать с металлами и неметаллами при нагревании в присутствии катализатора (под воздействием ионизирующего облучения);
• азот вступает в реакции как окислитель (исключение составляют кислород и фтор):
  • при нормальных условиях азот реагирует только с литием:
    6Li + N 2 = 2Li 3 N;
  • при нагревании азот реагирует с металлами:
    2Al + N 2 = 2AlN;
  • при температуре 500°C и при высоком давлении в присутствии железа азот реагирует с водородом:
    N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 ;
  • при температуре 1000°C азот реагирует с кислородом, бором, кремнием:
    N 2 + O 2 ↔ 2NO.
• азот взаимодействует, как восстановитель:
  • с кислородом:
    N 2 0 +O 2 0 ↔ 2N +2 O -2 (оксид азота II)
  • с фтором:
    N 2 0 +3F 2 0 = 2N+3F 3 -1 (фторид азота III)

Получение и применение азота

Получение азота:

• промышленным способом азот получают сжижением воздуха с последующим отделением азота путем испарения;
• лабораторные способы получения азота:
  • разложением нитрита аммония:
    NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O;
  • восстановлением азотной кислоты активными металлами:
    36HNO 3 + 10Fe = 10Fe(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O;
  • разложением азидов металлов (чистый азот):
    2NaN 3 → (t) 2Na + 3N 2 ;
  • атмосферный азот получают реагированием воздуха с раскаленным коксом:
    O 2 + 4N 2 + 2C → 2CO + 4N 2 ;
  • пропусканием аммиака над оксидом меди (II) при t=700°C:
    2NH 3 + 3CuO → N 2 + 3H 2 O + 3Cu.

Применение азота:

• создание инертных сред в металлургии;
• синтез аммиака и азотной кислоты;
• производство взрывчатых веществ;
• для создания низких температур;
• производство минеральных удобрений: калийная селитра (KNO 3); натриевая селитра (NaNO 3); аммонийная селитра (NH 4 NO 3); известковая селитра (Ca(NO 3) 2).

Азот - химический элемент, который известен каждому. Его обозначают буквой N. Он, можно сказать, основа неорганической химии, и поэтому его начинают изучать еще в восьмом классе. В этой статье мы подробно рассмотрим азот, а также его характеристики и свойства.

История открытия элемента

Такие соединения, как аммиак, селитра, азотная кислота, были известны и применялись на практике задолго до получения чистого азота в свободном состоянии.

Во время эксперимента, проведенного в 1772 году, Даниель Резерфорд сжигал фосфор и прочие вещества в колоколе из стекла. Он выяснил, что газ, остающийся после сгорания соединений, не поддерживает горения и дыхания, и назвал его «удушливым воздухом».

В 1787 году Антуан Лавуазье установил, что газы, входящие в состав обычного воздуха, - это простые химические элементы, и предложил название «Азот». Чуть позже (в 1784 г.) физик Генри Кавендиш доказал, что это вещество входит в состав селитры (группы нитратов). Отсюда происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum и греческого gennao), предложенное Ж. А. Шапталем в 1790 году.

К началу XIX века учеными были выяснены химическая инертность элемента в свободном состоянии и его исключительная роль в соединениях с другими веществами. С этого момента «связывание» азота воздуха стало важнейшей технической проблемой химии.

Физические свойства

Азот немного легче воздуха. Его плотность составляет 1,2506 кг/м³ (0 °С, 760 мм рт. ст.), температура плавления - -209,86 °С, кипения - -195,8 °С. Азот с трудом сжижается. Его критическая температура относительно низка (-147,1 °С), при этом критическое давление довольно высоко - 3,39 Мн/м². Плотность в жидком состоянии - 808 кг/м³. В воде этот элемент менее растворим, чем кислород: в 1 м³ (при 0 °С) Н₂О может раствориться 23,3 г N. Этот показатель выше при работе с некоторыми углеводородами.

При нагревании до невысоких температур этот элемент взаимодействует только с активными металлами. Например, с литием, кальцием, магнием. С большинством других веществ азот вступает в реакцию в присутствии катализаторов и/или при высокой температуре.

Хорошо изучены соединения N с О₂ (кислородом) N₂O₅, NO, N₂O₃, N₂O, NO₂. Из них при взаимодействии элементов (t - 4000 °С) образуется оксид NO. Далее в процессе охлаждения он окисляется до NO₂. Оксиды азота образуются в воздухе при прохождении атмосферных разрядов. Их можно получить действием ионизирующих излучений на смесь N с О₂.

При растворении в воде N₂O₃ и N₂O₅ соответственно получаются кислоты HNO₂ и HNO₂, образующие соли - нитраты и нитриты. Азот соединяется с водородом исключительно в присутствии катализаторов и при высокой температуре, образуя NH₃ (аммиак). Кроме того, известны и другие (они довольно многочисленны) соединения N с H₂, к примеру диимид HN = NH, гидразин H₂N-NH₂, октазон N₈H₁₄, кислота HN₃ и другие.

Стоит сказать, что большинство соединений водород + азот выделены исключительно в виде органических производных. Этот элемент не взаимодействует (непосредственно) с галогенами, поэтому все его галогениды получают только косвенным путем. К примеру, NF₃ образуется при взаимодействии аммиака с фтором.

Большинство галогенидов азота - малостойкие соединения, более устойчивы оксигалогениды: NOBr, NO₂F, NOF, NOCl, NO₂Cl. Непосредственного соединения N с серой также не происходит, N₄S₄ получается в процессе реакции аммиак + жидкая сера. Во время взаимодействия раскаленного кокса с N образуется циан (CN)₂. В процессе нагревания ацетилена С₂Н₂ с азотом до 1500 °С можно получить цианистый водород HCN. При взаимодействии N с металлами при относительно высоких температурах образуются нитриды (к примеру, Mg₃N₂).

При воздействии на обычный азот электроразрядов [при давлении 130–270 н/м² (соответствует 1–2 мм рт. cт.)] и при разложении Mg₃N₂, BN, TiNx и Ca₃N₂, а также при электроразрядах в воздухе может быть образован активный азот, обладающий повышенным запасом энергии. Он, в отличие от молекулярного, весьма энергично взаимодействует с водородом, парами серы, кислородом, некоторыми металлами и фосфором.

Азот входит в состав довольно многих важнейших органических соединений, в том числе - аминокислот, аминов, нитросоединений и прочих.

Получение азота

В лаборатории этот элемент может быть легко получен в процессе нагревания концентрированного раствора нитрита аммония (формула: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O). Технический метод получения N основан на разделении заранее сжиженного воздуха, который в дальнейшем подвергается разгонке.

Область применения

Основная часть получаемого свободного азота используется при промышленном производстве аммиака, который потом в довольно больших количествах перерабатывается на удобрения, взрывчатые вещества и т. п.

Кроме прямого синтеза NH₃ из элементов, применяется разработанный в начале прошлого века цианамидный метод. Он основан на том, что при t = 1000 °С карбид кальция (образованный накаливанием смеси угля и извести в электропечи) реагирует со свободным азотом (формула: СаС₂ + N₂ = CaCN₂ + С). Полученный цианамид кальция под действием разогретого водяного пара разлагается на CaCO₃ и 2NH₃.

В свободном виде данный элемент применяется во многих отраслях промышленности: в качестве инертной среды при разнообразных металлургических и химических процессах, при перекачке горючих жидкостей, для заполнения пространства в ртутных термометрах и т. д. В жидком состоянии он используется в различных холодильных установках. Его транспортируют и хранят в стальных сосудах Дьюара, а сжатый газ - в баллонах.

Широко применяют и многие соединения азота. Их производство стало усиленно развиваться после Первой мировой войны и на данный момент достигло поистине огромных масштабов.

Это вещество является одним из основных биогенных элементов и входит в состав важнейших элементов живых клеток - нуклеиновых кислот и белков. Однако количество азота в живых организмах невелико (примерно 1–3 % на сухую массу). Имеющийся в атмосфере молекулярный материал усваивают лишь сине-зеленые водоросли и некоторые микроорганизмы.

Довольно большие запасы этого вещества сосредоточены в почве в виде различных минеральных (нитраты, аммонийные соли) и органических соединений (в составе нуклеиновых кислот, белков и продуктов их распада, включая еще не полностью разложившиеся остатки флоры и фауны).

Растения отлично усваивают азот из грунта в виде органических и неорганических соединений. В природных условиях большое значение имеют особые почвенные микроорганизмы (аммонификаторы), которые способны минерализировать органический N почвы до солей аммония.

Нитратный азот грунта образуется в процессе жизнедеятельности нитрифицирующих бактерий, открытых С. Виноградским в 1890 году. Они окисляют аммонийные соли и аммиак до нитратов. Часть усвояемого флорой и фауной вещества теряется из-за воздействия денитрифицирующих бактерий.

Микроорганизмы и растения отлично усваивают как нитратный, так и аммонийный N. Они активно превращают неорганический материал в различные органические соединения - аминокислоты и амиды (глутамин и аспарагин). Последние входят в состав многих белков микроорганизмов, растений и животных. Синтез аспарагина и глутамина путем амидирования (ферментативного) аспарагиновой и глутаминовой кислот осуществляется многими представителями флоры и фауны.

Производство аминокислот происходит при помощи восстановительного аминирования ряда кетокислот и альдегидокислот, возникающих путем ферментативного переаминирования, а также в результате окисления различных углеводов. Конечными продуктами усвоения аммиака (NH₃) растениями и микроорганизмами являются белки, которые входят в состав ядра клеток, протоплазмы, а также откладываются в виде так называемых запасных белков.

Человек и большинство животных могут синтезировать аминокислоты лишь в довольно ограниченной мере. Они не способны производить восемь незаменимых соединений (лизин, валин, фенилаланин, триптофан, изолейцин, лейцин, метионин, треонин), и потому для них главным источником азота являются потребляемые с пищей белки, то есть, в конечном счете, - собственные белки микроорганизмов и растений.

Как составляется характеристика азота по плану? 9 класс - это курс неорганической химии, в рамках которого школьники знакомятся с важнейшими элементами таблицы Д. И. Менделеева, а также со свойствами и областями применения их соединений. Существует определенный алгоритм (план), по которому происходит знакомство девятиклассников с представителем определенной группы элементов.

Последовательность действий

Что представляет собой характеристика азота? По плану (9 класс, Габриелян О. С.) сначала указывается:

1. Положение в таблице химических элементов. В данном пункте предполагается указание группы и подгруппы, периода, валентностей и степеней окисления, строение атома (число протонов, электронов, нейтронов), электронная конфигурация.
2. Следующим пунктом является сравнение его химических свойств (способности принимать и отдавать электроны) с соседними по группе, периоду элементами. Для этого составляют электронные конфигурации атомов, учитывается радиус каждого, количество электронов на внешнем энергетическом уровне.
3. Далее оценивается нахождение в природе, основные соединения.
4. При описании физических свойств учитываются все модификации (при их наличии).
5. При рассмотрении химических свойств характеризуемого элемента отмечают условия протекания взаимодействий.
6. Важное место отводится описанию областей применения самого элемента, а также его важнейших соединений.

Краткая информация

Общая характеристика элементов поможет выявить характерные физические и химические свойства всех ее представителей. Их отличительной особенностью является наличие на внешнем энергетическом уровне пяти валентных электронов. В химических взаимодействиях представители данной группы могут проявлять окислительные свойства. Наблюдается увеличение радиуса атома от азота к висмуту, в результате чего усиливаются металлические (восстановительные) способности.

Историческая справка

Ею дополняется характеристика азота по плану. 9 класс предполагает подготовку учащихся к итоговой аттестации, в том числе и по химии. Для того чтобы осуществлялось всестороннее развитие школьников, можно включить в обзор историческую информацию.

Итак, как был открыт азот? Химия (9 класс, автор учебника - О. С. Габриелян) содержит полезные факты, касающиеся рассматриваемого вопроса. В 1772 году Резерфордом во время экспериментов в стеклянном куполе был обнаружен газ, который он назвал «удушливым воздухом» из-за неспособности поддерживать горение и дыхание.

В 1787 году А. Лавуазье было установлено, что азот является составной частью воздуха. К началу девятнадцатого века была определена его химическая инертность.

Положение в периодической системе

Азот - элемент пятой группы (главной подгруппы) в таблице Д. И. Менделеева. Его относительная атомная масса - 14, порядковый номер - 7. В ядре семь положительных протонов и семь нейтронов, вокруг ядра по двум орбитам движется семь электронов. Азот проявляет следующие валентности: II, IV, V, III. Его окислительная способность выражена ярче, чем у фосфора из-за меньшего радиуса атома.

Характеристика азота по плану (9 класс) предполагает распределение электронов по энергетическим уровням: 2, 5, а также составление формулы высшего оксида - N 2 O 5 . Учитывая, что азот является химически инертным элементом, получить данное соединение достаточно сложно. Летучим водородным соединением является аммиак - NH 3 .

Нахождение в природе

Характеристика азота по плану (9 класс) предполагает указание основных соединений, находящихся в природе, а также распространенности азота в виде простого вещества.

Он является одним из самых распространенных на нашей планете элементов. В атмосфере 78 % азота по объему без учета примесей (оксидов и аммиака). Из природных соединений интерес представляют нитраты (селитры). На протяжении длительного времени именно они использовались для промышленного синтеза аммиака.

Азот скапливается в живых организмах (в виде белковых соединений) и в почве. Характеристика азота по плану (9 класс) предполагает описание круговорота азота в природе. В учебнике О. С. Габриеляна есть схема, по которой учащиеся могут составить химические уравнения протекающих процессов.

Свойства

Общая характеристика азота подразумевает указание его физических и химических свойств. Он легче воздуха, плохо растворяется в воде, с трудом сжижается. Азот вступает в химическое взаимодействие лишь с активными металлами: магнием, кальцием, литием при нагревании. В результате реакции образуются нитриды.

Оксиды получают при воздействии на смесь ионизирующим излучением либо при атмосферных разрядах. При высокой температуре азот образует с водородом аммиак. Среди продуктов подобной реакции могут быть следующие вещества: гидразин, октазон.

Получение и применение

В лабораторных условиях азот получают при нагревании нитрита аммония. В промышленности проводят разделение сжиженного воздуха путем перегонки. Большая часть азота применяется в промышленном синтезе аммиака, из которого затем получают удобрения, азотную кислоту, взрывчатые соединения.

Свободный азот востребован в различных отраслях современной промышленности. В качестве инертной среды он применяется в металлургических и химических производствах. Азотом заполняются ртутные термометры. В жидком виде он используется в холодильных установках.

Нитраты (соли азотной кислоты), содержащие связанный азот, используются в производстве минеральных удобрений для сельского хозяйства, а также как взрывчатые соединения.

МОБУСОШ №2

Реферат по химии на тему:

“Характеристика элементов подгруппы азота”

Подготовил: Насертдинов К.

Проверил (а):

Агидель-2008

1. Характеристика элементов подгруппы азота

2. Строение и характеристика атомов

2.1 Азот

2.1.1 Свойства азота

2.1.2 Применение азота

2.2 Аммиак

2.2.1 Свойства аммиака

2.2.2 Применение аммиака

2.2.3 Оксиды азота

2.3 Азотная кислота

2.3.1 Свойства азотной кислоты

2.3.2 Соли азотной кислоты и их свойства

2.3.3 Применение азотной кислоты и ее солей

2.4 Фосфор

2.4.1 Соединения фосфора

2.4.2 Применение фосфора и его соединений

2.5 Минеральные удобрения

Литература

1. Характеристика элементов подгруппы азота

Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 N (0,365% массы).

Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов.

Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии.

2. Строение и характеристика атомов

Элементы подгруппы на внешнем электрослое имеют пять электронов. Они могут отдавать их, и могут притягивать к себе еще три электрона от других атомов. Поэтому степень окисления у них от - 3 до +5. Их летучие водородные и высшие кислородные соединения имеют кислотный характер и обозначаются общими формулами: RH 3 и R 2 O 5 .

У элементов подгруппы неметаллические свойства, а вместе с тем и способность к притягиванию электронов меньше, чем у элементов подгрупп галогенов и кислорода.

В подгруппе азота в периодической системе при переходе элементов сверху вниз металлические свойства увеличиваются.

Азот и фосфор - неметаллы, у мышьяка и сурьмы наблюдаются свойства металлов, висмут - металл.

Название вещества	Молекулярная формула	Строение	Физические свойства	Плот ность, г/см 3	Темпера тура, о С
	N 2	Молекулярное	Газ без цвета, запаха, вкуса, растворим в воде
Фосфор белый	P 4	Тетраэдрическая молекула. Молекулярная кристаллическая решетка.	Твердое мягкое вещество, без цвета, малорастворимо в воде, растворимо в серо углероде
Мышьяк серый	As 4		Хрупкое кристаллическое вещество с металл. блеском на свежем изломе. Нерастворим в воде. Очень слабый проводник электричества		Сублимирует ся, переходит из твердого состояния в газообразное (пар) при 615 о С
	Sb 4		Серебристо-белое кристаллическое вещество, хрупкое, плохой проводник тепла и электричества
	Bi n	Молекулярный кристалл, в котором каждый атом связан с тремя соседними.	Розово-белое, хрупкое кристаллическое вещество, напоминающее внешне металл, электропроводность незначительна

Таблица свойств простых веществ элементов подгруппы азота.

2.1 Азот

Азот является начальным и важнейшим элементом подгруппы. Азот - типичный неметаллический элемент. В отличие от других элементов подгруппы, азот не имеет возможности увеличения валентности. Электронная структура представлена семью электронами, расположенными на двух энергетических уровнях. Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 3 . Степени окисления азота: - 3,+5,-2,-1,+1,+2,+3,+4. Атом азота имеет высокую химическую активность, он присоединяет электроны активнее атомов серы и фосфора.

2.1.1 Свойства азота

Азот при нормальных условиях - молекулярное, газообразное, малоактивное вещество, молекула состоит из двух атомов; бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде, немного легче воздуха, не реагирует с кислородом, при - 196 о С сжимается, при - 210 о С превращается в снегоподобную массу.

Азот химически малоактивен. Он не поддерживает ни дыхания, ни горения. При комнатной температуре реагирует только с литием, образуя Li 3 N . Для разрыва молекулы азота следует затратить 942 кДж/моль энергии. Реакции, в которые вступает азот, являются окислительно-восстановительными, где азот проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

При повышенной температуре азот соединяется со многими металлами, при комнатной - только с литием. С неметаллами азот взаимодействует при еще большей температуре. Благодаря этому, возможна жизнь на нашей планете, так как если бы азот вступал бы в реакцию при небольших температурах, то он среагировал с кислородом, вместе с которым входит в состав воздуха, и живые существа не смогли бы дышать этой смесью газов.

2.1.2 Применение азота

Азот в промышленности получают из воздуха, используя различие температур кипения азота и кислорода.

Азот применяют в химической промышленности для получения аммиака, мочевины и проч.; в электротехнике при создании электроламп, перекачке горючих жидкостей, сушке взрывчатых веществ и проч.

2.2 Аммиак

Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак.

2.2.1 Свойства аммиака

Молекула аммиака образуется за счет спаривания трех p -электронов атома азота с тремя s -электронами атомов водорода. Степень окисления: - 3. Молекула аммиака сильно полярна.

Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При охлаждении до - 33 о С он сжимается. Аммиак хорошо растворяется в воде.

Аммиак - химически активное соединение, вступающее в реакцию со многими веществами. Чаще всего это реакции окисления и соединения. В окислительно-восстановительных реакциях аммиак выступает только в качестве восстановителя. Аммиак горит в кислороде, активно соединяется с водой и кислотами.

2.2.2 Применение аммиака

Аммиак используют для производства азотной кислоты и азотосодержащих минеральных удобрений, солей, соды. В жидком виде его применяют в холодильном деле. Аммиак применяют в медицине для создания нашатырного спирта; в быту в составе пятновыводящих средств, а также в химических лабораториях. Соли аммония применяют для производства взрывчатых веществ, удобрений, электробатарей, для обработки и сварки металлов.

2.2.3 Оксиды азота

Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O , NO , N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда.

NO 2	Оксид азота (IV ) - диоксид азота	Солеобразующие	Бурый газ со специфическим запахом, растворим в воде, легко димеризуется
N 2 O 5	Оксид азота (V ) - азотный ангидрид		Белое кристал- лическое вещество. t пл =32,3 о С,раст-воримо в воде.		Проявляет свойства кислотных оксидов, термически неустойчив, ядовит

Таблица свойств оксидов азота.

2.3 Азотная кислота

2.3.1 Свойства азотной кислоты

Молекула азотной кислоты HNO 3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота.

Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе, с едким запахом. Концентрированная азотная кислота окрашена в желтый цвет. Плотность азотной кислоты равна 1,51 г/см 3 , температура кипения 86 о С, а при температуре - 41,6 о С она затвердевает в виде прозрачной кристаллической массы. Кислота растворяется в воде и водном растворе является электролитом.

Разбавленная азотная кислота проявляет свойства, общие для всех кислот. Она является сильным окислителем. При комнатной температуре кислота разлагается на оксид азота (IV ), кислород и воду, поэтому ее хранят в темных бутылях в прохладе. Она реагирует с металлами (кроме золота и платины), как с активными, так и с малоактивными.

Многие неметаллы окисляются азотной кислотой. Азотная кислота, особенно концентрированная, окисляет органические вещества. Животные и растительные ткани быстро разрушаются при попадании на них азотной кислоты.

2.3.2 Соли азотной кислоты и их свойства

Соли азотной кислоты, нитраты, образуются при взаимодействии кислоты с металлами, оксидами металлов, основаниями, аммиаком, а также с некоторыми солями.

Нитраты - твердые кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде, сильные электролиты. При нагревании разлагаются с выделением кислорода. Имеет ряд специфических свойств как окислителя. В зависимости от характера металла, реакция разложения протекает по-разному.

Качественную реакцию на нитрат-ион (растворы азотной кислоты и ее соли) проводят так: в пробирку с исследуемым веществом добавляют медные стружки, доливают концентрат серной кислоты и нагревают. Выделение бурого газа свидетельствует о наличии нитрат-иона.

Качественная реакция на твердые нитраты: щепотку соли бросают в огонь горелки, и если соль является нитратом, то произойдет яркая вспышка вследствие разложения соли с выделением кислорода.

2.3.3 Применение азотной кислоты и ее солей

Азотная кислота является одним из крупнотоннажных и важных продуктов химической промышленности. Ее широко применяют для производства удобрений, бездымного пороха, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс. Ее соли применяют в пиротехнике; для производства удобрений, взрыввеществ, некоторых оксидов металлов.

2.4 Фосфор

Фосфор относится к элементам-неметаллам. По числу электронов и по электронной конфигурации (3s 2 3p 3) атом фосфора является аналогом азота. Но по сравнению с атомом азота атом фосфора имеет больший радиус, меньшую энергию ионизации и ОЭО, поэтому у фосфора неметаллические свойства проявляются слабее. Степени окисления: - 3,+3,+5.

У фосфора в свободном состоянии образуются аллотропные модификации: белый, красный и черный фосфор. Аллотропные видоизменения взаимосвязаны и могут переходить друг в друга. Фосфор в реакциях может быть как восстановителем, так и окислителем. В реакциях с активными металлами фосфор приобретает степень окисления - 3.

Продуктами реакции являются фосфиды (непрочные соединения, легко разлагаются водой с образованием PH 3 .

Аллотропные формы	Обозначение состава	Тип кристаллической решетки	Характеристики важнейших свойств
Белый фосфор	P 4	Молекулярная решетка	Кристаллическое вещество белого цвета с желтоватым оттенком и чесночным запахом; t пл =44 o C , t кип =280 о С,t воспл =40 о С (в измельченном виде). Хорошо растворим в сероуглероде. Светится в темноте. Ядовит!
Красный фосфор		Атомная решетка	Красно-бурый порошок, без запаха, в воде и сероуглероде нерастворим; t воспл =260 о С, t пл. не имеет, т. к. до плавления переходит в пары белого фосфора. Не светится. Не ядовит, нелетуч.
Черный фосфор		Атомная решетка	Вещество, похожее на графит. Черное, жирное на ощупь, тяжелее белого и красного фосфора; t воспл >490 о С. Нерастворим в воде и серо углероде. Полупроводник. Не светится. Не ядовит, нелетуч

Таблица аллотропных форм фосфора.

2.4.1 Соединения фосфора

Соединения фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород, или фосфин PH 3 (бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом, воспламеняется на воздухе).

У фосфора несколько оксидов: оксид фосфора (III ) P 2 O 3 (белое кристаллическое вещество, образуется при медленном окислении фосфора в условиях недостатка кислорода, ядовит) и оксид фосфора (V ) P 2 O 5 (образуется из P 2 O 3 при его нагревании, растворим в воде с образованием фосфористой кислоты средней силы) наиболее важные. Наиболее характерный свойством второго является гигроскопичность (поглощение паров воды из воздуха), при этом он расплывается аморфную массу HPO 3 . При кипячении P 2 O 5 образуется фосфорная кислота H 3 PO 4 (белое кристаллическое вещество, расплывается на воздухе, t пл =42,35 о С,не ядовита, растворима в воде, электролит, получают, окисляя 32%-ую азотную кислоту). Фосфаты почти всех металлов (кроме щелочных) нерастворимы в воде. Дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде.

2.4.2 Применение фосфора и его соединений

Большое количество фосфора идет на производство спичек, белый фосфор широко используется при создании зажигательных снарядов, дымовых шашек, снарядов и бомб, соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве как фосфорные удобрения.

2.5 Минеральные удобрения

Вид и название	Хим. состав	Состояние и внешний вид	Питательный элемент и его содержание, %
Азотные удобрения
Нитрат натрия (чилийская селитра)	NaNo 3	Бело-серое кристаллическое вещество, гигроскопичное, растворим в H 2 O
Нитрат аммония	NH 4 NO 3	Белое кристаллическое, очень гигроскопичное вещество
Сульфат аммония	(NH 4 ) 2 SO 4	Бело-серый кристаллический порошок, слабо гигроскопичен
Карбамид (мочевина)	(NH 2 ) 2 CO	Белое мелкокристаллическое гигроскопичное вещество
Жидкий концентрированный аммиак	NH 3	Жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде
Аммиачная вода	NH 3 +H 2 O	Раствор аммиака в воде
Аммиакаты	NH 4 NO 3 +NH 3 + H 2 O	Водный раствор аммиачной селитры и аммиака
Фосфорные удобрения			P 2 O 5
Суперфосфат простой	Ca (H 2 PO 4 ) 2 х х CaSO 4	Серое порошкообразное вещество, растворимо в воде с балластом CaSO 4
Двойной суперфосфат	Ca (H 2 PO 4 ) 2	Сходен с просты суперфосфатом, но без балласта.
Преципитат	CaHPO 4 x x 2H 2 O	Бело-серое порошкообразное вещество, хорошо растворимое в воде
Калийные удобрения			K 2 O
Хлорид калия		Белое мелкокристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде
Сульфат калия	K 2 SO 4	Белое кристаллическое негигроскопичное вещество
Комплексные удобрения
Нитрат калия	KNO 3	Белое кристаллическое хорошо растворимое в воде вещество	Двойное удобрение K и N
	NH 4 H 2 PO 4		P 2 O 5 -46-50%
Диаммофос	(NH 4 ) 2 HPO 4		N-21%,P 2 O 5 -53%
Аммофоска	(NH 4 ) 2 HPO 4 + NH азота в природе Общая характеристика элементов подгруппы азота СВОЙСТВА АЗОТА Изотопы, ... воде кислород . Общая характеристика элементов подгруппы азота Азот фосфор Мышьяк Сурьма Висмут Строение... Металлы побочной подгруппы I группы Курсовая работа >> Химия Каления медь подвергается воздействию оксидов азота : N2O и NO взаимодействуют... , и различными физико-химическими характеристиками . Соединения серебра имеют значительное... этом отношении несколько ближе других элементов подгруппы меди стоит к щелочным металлам... Периодическая система элементов Менделеева Реферат >> Химия ... элементов могут меняться в широком диапазоне от неметаллических к металлическим (например, в главной подгруппе V группы азот ... и др.). Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса... и точная характеристика атома, а значит, и элемента . От... Химические элементы , их связи и валентность Контрольная работа >> Химия Из важнейших характеристик элемента . Известно более 110 химических Элементов , они, ... электроотрицателъностью. Различают химические элементы главных подгрупп , или непереходные элементы , в которых... числами: Закись азота N2O Окись азота NO Азотистый ангидрид... Химический элемент - Скандий Реферат >> Химия Fe3+, Mn3+), элементами подгруппы Al, Be, а также элементами иттриевой подгруппы , вместе с которыми... (450 °С) образуется гидрид ScH2, с азотом (600-800 °С) - нитрид ScN, ... с бериллием, обладающие уникальными характеристиками по прочности и жаростойкости. Так...