Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N 2 . Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N 2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

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

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

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

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

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

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

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

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

Химические свойства фосфора

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

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P 4 , не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

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

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

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р 2 O 5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

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

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

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует .

Взаимодействие фосфора с металлами

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

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

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

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

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

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

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

Нахождение в природе.

Азот в природе встречается главным об­разом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его со­ставляет 78,09%, а массовая доля - 75,6%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в со­став белковых веществ и многих естественных органических со­единений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Получение.

В технике азот получают из жидкого воздуха. Как известно, воздух - это смесь газов, главным образом азота и кис­лорода. Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях): азота 78,09%, кислорода 20,95%, благородных газов 0,93%, оксида углерода (IV) 0,03%, а также случайные примеси - , пыль, микроорганизмы, сероводород, оксид серы (IV) и др. Для полу­чения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испа­рением отделяют азот от менее летучего кислорода (т. кип. азота -195,8 °С, кислорода -183 °С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных Газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Физические свойства. Азот - газ без цвета, запаха и вкуса, лег­че воздуха. Растворимость в воде меньше, чем у кислорода: при 20 0 С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота (кислорода 31 мл). По­этому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере. Малая раствори­мость азота в воде, а также его очень низкая температура кипения объясняются весьма слабыми межмолекулярными взаимодействи­ями как между молекулами азота и воды, так и между молекула­ми азота.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с мас­совыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Химические свойства.

При комнатной температуре азот непосредственно соединяется только с литием:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

С другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды. Например:

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 , 2Al + N 2 = 2AlN

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температуре:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

При температуре электрической дуги (3000-4000 градусов) азот соединяется с кислородом:

Применение. В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инерт­ной среды - наполнение электрических ламп накаливания и сво­бодного пространства в ртутных термометрах, при перекачке го­рючих жидкостей. Им азотируют поверхность стальных изделий, т. с. насыщают их поверхность азотом при высокой температуре. В результате в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость. Такая сталь выдер­живает нагревание до 500 °С без потери своей твердости.

Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Вопрос№48.

Аммиак, его свойства, способы получения. Применение аммиака в народном хозяйстве. Гидроокись аммония. Соли аммония, их свойства и применение. Азотные удобрения с аммонийной формой азота. Качественная реакция на ион аммония.

Аммиак – бесцветный газ с характерным запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость. Аммиак очень хорошо растворяется в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства.

Взаимодействие с кислотами:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Взаимодействие с кислородом:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

Восстановление меди:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Получение.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Применение.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкое удобрение.

Гидроокись аммония (гидроксид аммония) – NH 4 OH

Соли аммония и их свойства. Соли аммония состоят из катио­на аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны со­ответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли ам­мония получаются при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + H 2 O + NH 3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Применение. Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ - аммонитов;

Сульфат аммония (NH4)2SO4 - как дешёвое азотное удобрение;

Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 - в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

Хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl - в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

Аммонийные (аммиачные) удобрения содержат азот в виде иона аммония и оказывают на почву подкисляющее воздействие, что приводит к ухудшению ее свойств и к меньшей эффективности удобрений, особенно при регулярном внесении на неизвесткованных малоплодородных почвах. Но у этих удобрений есть и свои преимущества: аммоний в значительно меньшей степени подвержен вымыванию, так как закрепляется почвенными частицами и поглощается микроорганизмами, и, кроме того, в почве с ним происходит процесс нитрофикации, т.е. превращение с помощью микроорганизмов в нитраты. Из аммонийных удобрений наименее пригодной для овощных культур хлористый аммоний как содержащий довольно много хлора.

Качественная реакция на ион аммония.

Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакций обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумажки:

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Соединения с неметаллами

Известны все галогениды азота NГ 3 . Трифторид NF 3 получают взаимодействием фтора с аммиаком:

3F 2 + 4NН 3 = 3 NН 4 F + NF 3

Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой. К различным химическим реагентам и к нагреванию NF 3 весьма устойчив.

Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы и реакционноспособны. NCl 3 образуется при пропускании газообразного хлора в крепкий раствор хлорида аммония:

3Cl 2 + NН 4 Сl = 4НСl + NCl 3

Трихлорид азота представляет собой легколетучую (t кип = 71 град. С) жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев или удар сопровождается взрывом с выделением большого количества теплоты. При этом NCl 3 распадается на элементы. Тригалогениды NBr 3 и NI 3 еще менее стабильны.

Производные азота с халькогенами очень неустойчивы вследствие их сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при нагреве и ударе взрываются.

Соединения с металлами

Солеобразные нитриды получают прямым синтезом из металлов и азота. Водой и разбавленными кислотами солеобразные нитриды разлагаются:

Мg 3 N 2 + 6N 2 = 3Мg(ОН) 2 + 2NH 3

Са 3 N 2 + 8НСl = 3СаСl 2 + 2NH 4 Сl

Обе реакции доказывают основную природу нитридов активных металлов.

Металлоподобные нитриды получают нагреванием металлов в атмосфере азота или аммиака. В качестве исходных веществ могут применяться оксиды, галогениды и гидриды переходных металлов:

2Та + N 2 = 2ТаN; Мn 2 О 3 + 2NH 3 = 2МnN + 3Н 2 О

СrCl 3 + NH 3 = СrN + 3НСl; 2ТiН 2 + 2NH 3 = 2ТiN +5Н 2

Применение азота и азотсодержащих соединений

Область применения азота очень велика - производство удобрений, взрывчатых веществ, нашатырного спирта, который используют в медицине. Азотсодержащие удобрения являются самыми ценными. К таким удобрениям относится аммиачная селитра, мочевина, аммиак, натриевая селитра. Азот является неотъемлемой часть белковых молекул, поэтому он и необходим растениям для нормального роста и развития. Такое важное соединение азота с водородом, как аммиак, используют в холодильных установках, аммиак, циркулируя по замкнутой системе труб, при своем испарение отнимает большое количество теплоты. Калийная селитра идет на производство дымного пороха, а порох используют в охотничьих ружьях, для разведки рудных ископаемых, залегающих под землей. Без дымный порох получают из пироксилина - сложного эфира целлюлозы и азотной кислоты. Органические взрывчатые вещества на основе азота используют для прокладки тоннелей в горах (тротил, нитроглицерин).