Начать. Это бесплатно
или регистрация c помощью Вашего email-адреса
Rocket clouds
Азот создатель Mind Map: Азот

1. Азот

1.1. Строение и свойства атомов

1.1.1. Элемент азот N- первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы Д.И.Менделеева.

1.1.2. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов , из которых три электрона неспаренные ( вспомните правило '' 8-N'', где N- число электронов на внешнем энергетическом уровне).Отсюда следует,что атомы этого элемента могут присоединять три электрона,завершая внешний энергетический уровень,и вследствие этого приобретают степень окисления -3, например в соединениях с водородом-аммиаке NH3 и с металлами-нитридах Li3N,Mg3N2 и др.

1.1.3. Атомы азота могут также отдавать свои внешние электроны более электроотрицательным элементам(фтору,кислороду) и приобретать при этом степени окисления +3,+5. Атомы азота в степенях окисления +1,+2,+3,+4 могут проявлять как окислительные,так и восстановительные свойства.

1.2. Азот-простое вещество

1.2.1. В свободном состоянии азот существует в виде двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны отличающейся высокой прочностью тройной ковалентной связью: N=N

1.2.2. Азот-бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода. Прочностью молекулы азота обусловлена его химическая инертность.При обычных условиях азот взаимодействует только с литием,образуя нитрид лития Li3N: 6Li+N=2Li3N

1.2.3. Также при высоких температурах,давления и в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя аммиак: N2+3H2=2NH3+Q. При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом, образуя оксид азота (ll): N2+O2=2NO-Q

1.2.4. В природе азот содержится в основном в атмосфере-78,08% по объему или 75,51% по массе. Из природных неорганических соединений азота наиболее известна чилийская селитра NaNO3.

1.3. Круговорот азота в природе

1.3.1. Животные получают готовые белковые вещества из растений; в животном организме содержится от 1 до 10% азота ( по массе), в шерсти и в рогах-около 15%

1.3.2. Как вы уже знаете , при этом из азота и кислорода образуется оксид азота (ll), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота (lV): 2NO+O2=2NO2. Последний взаимодействует с водой, и получается азотная кислота: 4NO2+O2+2H2O=4HNO3. Эта кислота , попадая в почву , реагирует с находящимися в ней соединениями натрия, кальция,калия и образует соли-селитры необходимые для минерального питания растений.

1.4. Открытие азота

1.4.1. В 1772 г. английский ученый Д.Резерфорд и шведский исследователь К.Шееле в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение. Позднее, в 1787 г. ,А.Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. По его предложению этому газу было дано название "Азот" , означающее "безжизненный". Другое латинское название - нитрогениум ,введенное в 1790 г. Ж.Шапталем ,означает"рождающий селитру".

2. Аммиак

2.1. Прежде всего рассмотрим строение молекулы аммиака NH3.Как вы уже знаете, на внешнем энергетическом уровне атомы азота содержать пять электронов, из которых три электрона-неспаренные.Именно они и участвуют в формировании трех ковалентных связей с тремя атомами водорода при образовании молекулы аммиака NH3.

2.2. Молекулы аммиака (в жидком аммиаке) взаимодействуют, связываясь друг с другом. Этот особый тип химической межмолекулярной связи , как вы уже знаете , называют водородной связью.

2.3. Аммиак - бесцветный газ с резким запахом,почти в два раза легче воздуха.Аммиак нельзя вдыхать продолжительное время, так как он ядовит. Этот газ легко сжижается при обычном давлении и температуре -33,4C.

2.4. Аммиак хорошо растворим в воде: при 20 С в 1 объеме воды растворяется около 710 объемов аммиака.Концентрированный(25%-й по массе) водный раствор аммиака называют водным аммиаком или аммиачной водой, а используемый в медицине 10%-й раствор аммиака известен под названием нашатырный спирт. в одном растворе аммиака образуется непрочное соединение- гидрат аммиака NH3*H2O

2.5. Щелочная реакция водных растворов аммиака объясняется наличием гидроксид-ионов OH(-): NH3+H2O=NH3*H2O=NH4(+)+OH(-)

2.6. Аммиак взаимодействует с кислотами , образуя соли аммония. Это взаимодействие можно наблюдать в следующем опыте: стеклянную палочку или стакан, смоченные раствором аммиака, поднести к другой палочке или стакану,смоченным соляной кислотой,-появится густой белый дым NH3+HCl=NH4Cl . И водный раствор аммиака, и соли аммония содержат особый ион- катион аммония NH4(+), играющий роль катиона металла.Ион аммония образуется в результате возникновения ковалентной связи между атомом азота,имеющим свободную ( неопределенную) электронную пару,и катионом водорода, который переходит к аммиаку от молекулы кислот или воды.

2.7. Механизм образования ковалентной связи,которая возникает не в результате обобществления неспаренных электронов, а благодаря свободной электронной паре, имеющийся у одного из атомов,называют донорно-акцепторным.

2.8. Так, аммиак способен окисляться или до свободного азота (без участия катализатора): 4NH3+3O2=2N2+6H2O, или до оксида азота (II) ( в присутствии катализатора): 4NH3+5O2=4NO+6H2O.В лаборатории аммиак получают действием гашеной извести Ca(OH)2 на соли аммония ,чаще всего хлорид аммония: Ca(OH)2+2NH4Cl=CaCl2+2NH3+2H2O

2.9. Пи образовании иона аммония донором свободной электронной пары служит атом азота в аммиаке, а акцептором-катион водорода кислоты или воды

2.10. Применение аммиака и солей аммония: 1,2- в холодильных установках; 3 производство минеральных удобрений,4- производство азотной кислоты;5-для паяния; 6-получение взрывчатых веществ ; 7-в медицине и в быту (нашатырный спирт)

3. Соли аммония

3.1. Как было сказано,катион аммония NH4(+) играет роль катиона металла и образует с кислотными остатками соли: NH4NO3-нитрат аммония,или аммиачная селитра, (NH4)2SO4- cульфат аммония и т.д

3.2. По ряду свойств они похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия,так как радиусы ионов K(+) и NH4(+) приблизительно равны.

3.3. Кроме того , ион аммония обусловливает другое, общее для всех солей аммония свойство : его соли реагируют с щелочами при нагревании с выделением аммиака, например :NH4Cl+NaOH=NH3+H2O+NaCl или в ионном виде: NH4(+)+OH(-)=NH3+H2

3.4. Третья группа свойств солей аммония-это их способность разлагаться при нагревании с выделением газообразного аммиака,например: NH4Cl=NH3+HCl. В этой реакции образуется также газообразный хлороводород , который улетучивается вместе с аммиаком,а при охлаждении вновь соединяется с ним,образуя соль,т.е. при нагревании в пробирке сухой хлорид аммония как бы возгоняется, но на холодных стенках верхней части пробирки снова оседает в виде белых кристалликов NH4Cl.

3.5. Как вы знаете, растения способны усваивать азот только в связанном виде, т.е. в виде ионов NH4(+) или NO3(-).Очень ценными азотным удобрением является нитрат аммония NH4NO3.

3.6. Хлорид аммония NH4Cl используют при паянии, так как он очищает поверхность металла от оксидной пленки и к ней хорошо пристает припой.

3.7. Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 применяют в изготовлении кондитерских изделий , так как эти соединения легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным: NH4HCO3=NH3+H2O+CO2

3.8. Нитрат аммония NH4NO3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества-аммонала,который широко применяют при разработке горных пород.

4. Кислородные соединнеия азота

4.1. Оксиды

4.1.1. Азот образует пять оксидов со степенями окисления +1,+2,+3,+4,+5. Оксиды N2O и NO несолеобразующие , а остальные оксиды-кислотные: N2O3 соответствует азотистая кислота HNO2 , а N2O5- азотная кислота HNO3.Оксид азота (IV) NO2 при растворении в воде одновременно образует две кислоты-HNO2 и HNO3: 2NO2+H2O=HNO2+HNO3. Если его растворить в воде в присутствии избытка кислорода,получается только азотная кислота: 4NO2+O2+2H2O=4HNO3

4.2. Оксид азота

4.2.1. Оксид азота (IV) NO2-бурый,очень ядовитый газ.Он легко получается при окислении кислородом воздуха бесцветного несолеобразующего оксида азота (II): 2NO+O2=2NO2

4.3. Азотная кислота HNO3

4.3.1. Это бесцветная жидкость, которая "дымится" на воздухе. При хранении на свету концентрированная азотная кислота желательна, так как частично разлагается с образованием бурого газа NO2: 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2. Азотная кислота проявляет все типичные свойства сильных кислот: взаимодействует с оксидами и гидроксидами металлов, с солями

4.3.2. С металлами азотная кислота ведет себя по-особому - ни один из металлов не вытесняет из азотной кислоты водород,независимо от ее концентрации.Это объясняется тем,что HNO3 является сильным окислителем,в ней азот имеет максимальную степень окисления +5.

4.3.3. Продукт восстановления зависит от положения металла в ряду напряжений, от концентрации кислоты и условий проведения реакции.Например, при взаимодействии с медью концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV): Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O, а разбавленная-до оксида азота (II): 3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2No+4H2O.

4.3.4. Железо и алюминий при обычных условиях и действии концентрированной HNO3 покрываются прочной оксидной пленкой, предохраняющей металл от дальнейшего окисления, т.е. кислота пассивирует металлы.

4.4. Соли азотной кислоты

4.4.1. Соли азотной кислоты- нитраты получают при действии кислоты на металлы,их оксиды и гидроксиды.Нитраты натрия,калия,кальция и аммония называют селитрами: NaNO3-натриевая селитра, KNO3- калийная селитра,Ca(NO3)2-кальциевая селитра,NH4NO3-аммиачная селитра.

4.4.2. Калийную селитру используют также при изготовлении черного пороха, а из аммиачной селитры,как вы уже знаете,готовят взрывчатое вещество аммонал.Нитрат серебра,или ляпис,AgNO3 применяют в медицине как прижигающее средство.

4.4.3. Почти все нитраты хорошо растворимы в воде. При нагревании они разлагаются с выделением кислорода,например: 2KNO3=2KNO2+O2.