Какие химические свойства у азота

Азот — первый представитель главной подгруппы пятой группы, представитель пниктогенов. Именно поэтому эти элементы называют подгруппой азота. Однако азот имеет ряд особенностей:

Число ковалентных связей, образуемых атомом азота по обменному механизму, не может быть больше 3-х, так как у атома азота на внешнем электронном слое отсутствует d-орбиталь.
Электронная конфигурация атома азота: $1s^22s^22p^3$
Атом азота может образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет наличия неподеленной электронной пары на 2s-подуровне. Подробнее эта тема раскрыта в разделе «Валентные возможности азота»

Высшая валентность N равна IV.

3. В соединениях с кислородом азот проявляет степени окисления: +1; +2; +3; +4; +5.

Степени окисления азота в его соединениях

$N^{-3}$	$N^0$	$N^{+1}$	$N^{+2}$	$N^{+3}$	$N^{+4}$	$N^{+5}$
$NH_3$ аммиак летучее водородное соединение	$N_2$ свободный азот	$N_2O$ $NO$ низшие оксиды, несолеобразующие	$N_2O_3$ $to$ $NO$ + $NO_2$ неустойчивый кислотный оксид	$NO_2$ $leftrightarrow$ $N_2O_4$ кислотный оксид	$2N_2O_5$ → $4NO_2$ + $O_2$ неустойчивый кислотный оксид
	В воздухе		$HNO_2$ азотистая кислота		$HNO_3$ азотная кислота
$NH_4K$ соли аммония $Me_xN_y$ нитриды			$Me(NO_2)_х$ нитриты		$Me(NO_3)_х$ нитраты

$N^{-3}$

$N^0$

$N^{+1}$

$N^{+2}$

$N^{+3}$

$N^{+4}$

$N^{+5}$

$NH_3$

аммиак

летучее водородное соединение

$N_2$

свободный азот

$N_2O$ $NO$

низшие оксиды, несолеобразующие

$N_2O_3$ $to$ $NO$ + $NO_2$

неустойчивый кислотный оксид

$NO_2$ $leftrightarrow$ $N_2O_4$

кислотный оксид

$2N_2O_5$

→ $4NO_2$ + $O_2$

неустойчивый кислотный оксид

В воздухе

$HNO_2$

азотистая кислота

$HNO_3$

азотная кислота

$NH_4K$

соли аммония

$Me_xN_y$

нитриды

$Me(NO_2)_х$

нитриты

$Me(NO_3)_х$

нитраты

История открытия азота

Соединения азота — селитра, азотная кислота, аммиак — были известны задолго до получения азота в свободном состоянии.

Какие химические свойства у азота

В 1772 г. Д.Резерфорд, сжигая фосфор и другие в-ва в стеклянном колоколе, показал, что остающийся газ не поддерживает дыхания и горения. Д.Резерфорд назвал его «удушливым воздухом».

Какие химические свойства у азота К.Шееле назвал этот элемент, извлеченный из воздуха, «дурным воздухом».

В 1787 г. А.Лавуазье установил, что «жизненный» и «удушливый» газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название «азот». «А» — отсутствие, «зоо» — жизнь. «Безжизненный» — азот.

И не случайно: испытания проводили на лабораторных мышах, помещая их под колпак с азотом, где они погибали.

Какие химические свойства у азота

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Входит в состав воздуха: $varphi$ $(N_2)$ = 78%. Также входит в состав других неорганических соединений и состав живой материи.

Азот

немного легче воздуха; плотность 1,2506 $textrm{$кг/м^3$}$ (при н.у.),
$t_{textrm{пл.}}$ = — 209,8 $^circ C$, $t_{textrm{кип.}}$ = -195,8 $^circ C$
азот сжижается с трудом: плотность жидкого азота 800 $textrm{$кг/м^3$}$.

Жидкий азот используют для охлаждения различного оборудования и техники; для охлаждения компонентов компьютера при экстремальном разгоне. В химии жидкий азот применяют при работе с вакуумными линиями, для охлаждения веществ и проведения реакций при низких температурах, для создания инертной атмосферы. При этом транспортировка азота осуществляется в сосудах Дьюара:

Какие химические свойства у азота

В воде азот менее растворим чем кислород: при 0 $^circ C$ в 1$textrm{$м^3$}$ $H_2O$ растворяется 23,3 г азота.

Азот не поддерживает дыхание и горение; он чрезвычайно инертен. Малая реакционная способность азота обусловлена строением его молекулы.

Какие химические свойства у азота

N≡N — это самая прочная (из всех двухатомных) молекула. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации ее на атомы составляет 942,9 кДж/моль, поэтому даже при температуре 3300 $^circС$ степень диссоциации азота составляет 0,1%.

Азот – один из распространенных элементов на Земле.

Какие химические свойства у азота

— в атмосфере — 4$cdot10^{15}$ тонн по массе и 78% газообразного азота по объёму;

— литосфере – 1,9$cdot10^{-3}$% по массе;

— в живых организмах — 0,3% по массе.

В белке животных и человека — 16–17% азота. В организмах человека и плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ травоядных животных и в растениях. “Жизнь — есть способ существования белковых тел на Земле” — по определению Ф.Энгельса.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ АЗОТА

Промышленные способы:

Ректификация (разделение) жидкого воздуха:

сначала улетучивается $N_2$ (t$_{textrm{кип.}}$= -196$ ^circ C$);
затем $О_2$ (t$_{textrm{кип.}}$ = -183,0 $^circ C$)

Лабораторные способы:

Окислительно-восстановительное разложение некоторых солей аммония:

$NH_4NO_2$ = $N_2$ + $2H_2O$

$(NH_4)_2Cr_2O_7$ = $Cr_2O_3$ + $N_2$ + $4H_2O$

Окисление аммиака и солей аммония:

$4NH_3$ + $3O_2$ = $2N_2$ + $6H_2O$

$8NH_3$+ $3Br_2$ = $N_2$ + $6NH_4Br$

$NaNO_2 + NH_4Cl xrightarrow[]{t, ^circ C} NaCl + N_2 + 2H_2O$

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Молекулярный азот — химически инертное вещество (см.выше строение азота), поэтому легко реагирует только с металлами:

$N_2 + 6Lixrightarrow[]{t_textrm{комн.}}2Li_3N$

Магний горит с образованием не только оксида, но и нитрида магния:

$3N_2 + 6Mg xrightarrow{}2Mg_3N_2$

$N_2 + 2Al xrightarrow{t} 2AlN$

Азот при взаимодействии с металлами проявляет окислительные свойства: образуются нитриды металлов, в которых степень окисления азота равна -3.

С неметаллами азот реагирует тяжелее: для инициирования и ускорения реакций необходимо применять высокие температуры, искровые электрические разряды, ионизирующее излучение, катализаторы (Fe, Cr, V, Ti и их соединения):

$N_2 + 3H_2 xrightarrow{textrm{ t; кат; Р}}2NH_3$

$3F_2 + N_2 xrightarrow{textrm{эл. разряд}} 2NF_3$

$Cl_2 + N_2 ne$

$S$ + $N_2$ $ne$

Реакция горения азота идет при высокой температуре, в электрическом разряде или в присутствии катализатора:

$N_2 + O_2 = 2NO -Q$

Обратите внимание: реакция эндотермическая!

Азот не реагирует со сложными веществами.

Источник

Химические свойства азота

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

Взаимодействие азота с металлами

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

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

Какие химические свойства у азота

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

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

гидролиз нитридов активных металлов

А также растворами кислот, например:

кислотный гидролиз нитридов активных металлов

Взаимодействие азота с неметаллами

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

Какие химические свойства у азота

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

Какие химические свойства у азота

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

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

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

Какие химические свойства у азота

Химические свойства фосфора

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

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

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

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

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

Взаимодействие фосфора с неметаллами

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

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Какие химические свойства у азота

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

P + Cl2; P + Br2

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

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

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

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

фосфид кальция обработали водой выделился газ фосфин

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

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

взаимодействие фосфора с кислотами окислителями

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

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

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

Какие химические свойства у азота

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

Источник

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

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

Азот

Общая характеристика элементов Va группы

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

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

Элементы Va группы

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

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

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.

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

Основное и возбужденное состояние атома азота

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

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

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

Аммиачная селитра

Получение

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

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

Получение азота из сжатого воздуха

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

NH4NO2 → (t) N2 + H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) + Zn → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

Получение азота из нитрита аммония

Химические свойства

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

Степени окисления азота

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

Молекула азота

Реакция с металлами

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

N2 + Li → Li3N (нитрид лития)

N2 + Mg → (t) Mg3N2

N2 + Al → (t) AlN

Реакция с неметаллами

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

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

Аммиак

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

Аммиак

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Химические свойства

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

Реакция с водой

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

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)

NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)

Нитрат аммония

Восстановительные свойства

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

NH3 + FeO → N2↑ + Fe + H2O

NH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2O

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

NH3 + O2 → (t) N2 + H2O

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

Горение аммиака

Соли аммония

Получение

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

3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

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

Реакции с кислотами

NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑

Реакции с щелочами

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

NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O

Реакции с солями

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl

Реакция гидролиза

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

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

NH4OH ⇄ NH3 + H2O

Реакции разложения

NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑

(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑

NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O

NH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O

(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4

Фосфат аммония

Оксид азота I — N2O

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

Закись азота

Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH4NO3 → N2O + H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 + O2

Оксид азота II — NO

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

Получение

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

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

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

Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Химические свойства

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

NO + O2 → NO2

Оксид азота IV бурый газ

Оксид азота III — N2O3

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

Оксид азота III

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As2O3 + HNO3 → H3AsO 3 + NO↑ + NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO2 → N2O3

Химические свойства

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

H2O + N2O3 → HNO2

NaOH + N2O3 → NaNO2 + H2O

Оксид азота IV — NO2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Оксид азота IV

Получение

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

Cu + HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Разложение нитратов

Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Окислительные свойства

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

NO2 + C → CO2 + N2

NO2 + P → P2O5 + N2

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

SO2 + NO2 → SO3 + NO

Реакции с водой и щелочами

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

NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O

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

NO2 + H2O + O2 → HNO3

Оксид азота IV

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

Источник