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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Азот - седьмой элемент Периодической таблицы. Обозначение - N от латинского «nitrogenium». Расположен во втором периоде, VА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 7.

Большая часть азота находится в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2% (об.) азота. Неорганические соединения азота не встречаются в природе в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO 3 , образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества азота, преимущественно в виде солей азотной кислоты. Но в виде сложных органических соединений - белков - азот входит в состав всех живых организмов.

В виде простого вещества азот - это бесцветный газ, не имеющий запаха и весьма мало растворимый в воде. Он немного легче воздуха: масса 1 л азота равна 1,25 г.

Атомная и молекулярная масса азота

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода. Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного азота равна 14,0064 а.е.м.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы. Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м. Известно, что молекула азота двухатомна - N 2 . Относительная молекулярная масса молекулы азота будет равна:

M r (N 2) = 14,0064× 2 ≈ 28.

Изотопы азота

В природе азот существует в виде двух стабильных изотопов 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%). Их массовые числа равны 14 и 15 соответственно. Ядро атома изотопа азота 14 N содержит семь протонов и семь нейтронов, а изотопа 15 N - такое же количество протонов и шесть нейтронов.

Существует четырнадцать искусственных изотопов азота с массовыми числами от 10-ти до 13-ти и от 16-ти до 25-ти, из которых наиболее стабильным является изотоп 13 Nс периодом полураспада равным 10 минут.

Ионы азота

На внешнем энергетическом уровне атома азота имеется пять электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Схема строения атома азота представлена ниже:

В результате химического взаимодействия азот может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

N 0 -5e → N 2+ ;

N 0 -4e → N 4+ ;

N 0 -3e → N 3+ ;

N 0 -2e → N 2+ ;

N 0 -1e → N 1+ ;

N 0 +1e → N 1- ;

N 0 +2e → N 2- ;

N 0 +3e → N 3- .

Молекула и атом азота

Молекула азота состоит из двух атомов - N 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу азота:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Для образования хлорида аммония было взято 11,2 л (н.у.) газообразного аммиака и 11,4 л (н.у.) хлороводорода. Какова масса образовавшегося продукта реакции?
Решение	Запишем уравнение реакции получения хлорида аммония из аммиака и хлороводорода: NH 3 + HCl = NH 4 Cl. Найдем количество молей исходных веществ: n(NH 3) = V(NH 3) / V m ; n(NH 3) = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль. n(HCl) = V(NH 3) / V m ; n(HCl) = 11,4 / 22,4 = 0,51 моль. n(NH 3) n(NH 4 Cl) = n(NH 3) = 0,5 моль. Тогда, масса хлорида аммония будет равна: M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5г/моль. m(NH 4 Cl) = n(NH 4 Cl) × M(NH 4 Cl); m(NH 4 Cl) = 0,5×53,5 = 26,75 г.
Ответ	26,75 г

ПРИМЕР 2

Задание	10,7 г хлорида аммония смешали с 6 г гидроксида кальция и смесь нагрели. Какой газ и сколько его по массе и объему выделилось (н.у.)?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия хлорида аммония с гидроксидом кальция: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 - + 2H 2 O. Определим, какое из двух реагирующих веществ находится в избытке. Для этого рассчитаем их количество молей: M(NH 4 Cl) = A r (N) + 4×A r (H) + A r (Cl); M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5 г/моль. n(NH 4 Cl) = m (NH 4 Cl) / M(NH 4 Cl); n(NH 4 Cl) = 10,7 / 53,5 = 0,1 моль. M(Ca(OH) 2) = A r (Ca) + 2×A r (H) + 2×A r (O); M(Ca(OH) 2) = 40 + 2×1 + 2×16 = 42 + 32 = 74 г/моль. n(Ca(OH) 2) = m (Ca(OH) 2) / M(Ca(OH) 2); n(Ca(OH) 2) = 6 / 74 = 0,08 моль. n(Ca(OH) 2) n(NH 3) = 2×n(Ca(OH) 2) = 2×0,08 = 0,16 моль. Тогда, масса аммиака будет равна: M(NH 3) = A r (N) + 3×A r (H) = 14 + 3×1 = 17 г/моль. m(NH 3) = n(NH 3) ×M(NH 3) = 0,16 × 17 = 2,72 г. Объем аммиака равен: V(NH 3) = n(NH 3) ×V m ; V(NH 3) = 0,16× 22,4 = 3,584 л.
Ответ	В результате реакции образовался аммиак объемом 3,584 л и массой 2,72 г.

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.

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...

Азот – это химический элемент с атомным номером 7. Является газом без запаха, вкуса и цвета.


Таким образом, человек не ощущает присутствия азота в земной атмосфере, между тем как она состоит из этого вещества на 78 процентов. Азот относится к самым распространенным веществам на нашей планете. Часто можно слышать, что без азота не было бы , и это правда. Ведь белковые соединения, из которых состоит все живое, обязательно содержат в себе азот.

Азот в природе

Азот находится в атмосфере в виде молекул, состоящих из двух атомов. Помимо атмосферы, азот есть в мантии Земли и в гумусном слое почвы. Основной источник азота для промышленного производства – это полезные ископаемые.

Однако в последние десятилетия, когда запасы минералов стали истощаться, возникла острая необходимость выделения азота из воздуха в промышленных масштабах. В настоящее время эта проблема решена, и огромные объемы азота для нужд промышленности добываются из атмосферы.

Роль азота в биологии, круговорот азота

На Земле азот претерпевает ряд трансформаций, в которых участвуют и биотические (связанные с жизнью) и абиотические факторы. Из атмосферы и почвы азот поступает в растения, причем не напрямую, а через микроорганизмы. Азотфиксирующие бактерии удерживают и перерабатывают азот, превращая его в форму, легко усваиваемую растениями. В организме растений азот переходит в состав сложных соединений, в частности – белков.

По пищевой цепи эти вещества попадают в организмы травоядных, а затем – хищников. После гибели всего живого азот вновь попадает в почву, где подвергается разложению (аммонификации и денитрификации). Азот фиксируется в грунте, минералах, воде, попадает в атмосферу, и круг повторяется.

Применение азота

После открытия азота (это произошло в 18-м столетии), были хорошо изучены свойства самого вещества, его соединений, возможности использования в хозяйстве. Поскольку запасы азота на нашей планете огромны, данный элемент стал использоваться крайне активно.


Чистый азот применяется в жидком или газообразном виде. Жидкий азот имеет температуру минус 196 градусов по Цельсию и применяется в следующих областях:

— в медицине. Жидкий азот является хладагентом при процедурах криотерапии, то есть лечения холодом. Мгновенная заморозка применяется для удаления различных новообразований. В жидком азоте хранят образцы тканей и живые клетки (в частности – сперматозоиды и яйцеклетки). Низкая температура позволяет сохранить биоматериал в течение длительного времени, а затем разморозить и использовать.

Возможность хранить в жидком азоте целые живые организмы, а при необходимости размораживать их без всякого вреда высказана писателями-фантастами. Однако в реальности освоить эту технологию пока не удалось;

— в пищевой промышленности жидкий азот используется при розливе жидкостей для создания инертной среды в таре.

Вообще азот применяется в тех областях, где необходима газообразная среда без кислорода, например,

— в пожаротушении . Азот вытесняет кислород, без которого процессы горения не поддерживаются и огонь затухает.

Газообразный азот нашел применение в таких отраслях:

— производство продуктов питания . Азот используется как инертная газовая среда для сохранения свежести продуктов в упаковке;

— в нефтедобывающей промышленности и горном деле . Азотом продувают трубопроводы и резервуары, его нагнетают в шахты для формирования взрывобезопасной газовой среды;

— в самолетостроении азотом накачивают шины шасси.

Все вышесказанное относится к применению чистого азота, но не стоит забывать, что этот элемент является исходным сырьем для производства массы всевозможных соединений:

— аммиак. Чрезвычайно востребованное вещество с содержанием азота. Аммиак идет на производство удобрений, полимеров, соды, азотной кислоты. Сам по себе применяется в медицине, изготовлении холодильной техники;

— азотные удобрения;

— взрывчатые вещества;

— красители и т.д.


Азот – не только один из наиболее распространенных химических элементов, но и очень нужный компонент, применяемый во многих отраслях человеческой деятельности.