Злучэнні азоту. ўласцівасці азоту

Які нараджае салетру - так перакладаецца з лацінскай мовы слова Nitrogenium. Гэтая назва азоту - хімічнага элемента з атамным нумарам 7, які ўзначальвае 15-ю групу ў доўгім варыянце перыядычнай табліцы. У форме простага рэчывы распаўсюджаны ў складзе паветранай абалонкі Зямлі - атмасферы. Разнастайныя злучэнні азоту сустракаюцца ў зямной кары і жывых арганізмах, знаходзяць шырокае прымяненне ў галінах прамысловасці, ваеннай справе, сельскай гаспадарцы і медыцыне.

Чаму азот называлі «душным» і «знежывелым»

Як мяркуюць гісторыкі хіміі, першым атрымаў гэта простае рэчыва Генры Кавендыш (1777). Вучоны прапускаў паветра над распаленымі вуглямі, для паглынання прадуктаў рэакцыі выкарыстаў шчолач. У выніку вопыту даследчык выявіў бескаляровы газ без паху, не ўступіў у рэакцыю з вуглём. Кавендыш назваў яго «душным паветрам» за няздольнасць падтрымліваць дыханне, а таксама гарэнне.

Сучасны хімік растлумачыў бы, што кісларод прарэагаваў з вуглём, утварыўся вуглякіслы газ. Астатняя «ўдушлівая» частка паветра складалася па большай частцы з малекул N _2. Кавендыш і іншыя навукоўцы ў той час пра гэта рэчыве яшчэ не ведалі, хоць злучэнні азоту і салетры тады шырока выкарыстоўваліся ў гаспадарцы. Навуковец паведаміў аб незвычайным газе свайму калегу, праводзіць аналагічныя доследы, - Джозафу Прыстлі.

Адначасова Карл Шэель звярнуў увагу на невядомую складовую частку паветра, але не здолеў правільна растлумачыць яе паходжанне. Толькі Даніэль Рутерфорд ў 1772 г. зразумеў, што прысутнічае ў эксперыментах «задушлівы» «сапсаваны» газ - азот. Якога вучонага лічыць яго першаадкрывальнікам - пра гэта да гэтага часу вядуць спрэчку гісторыкі навукі.

Праз 15 гадоў пасля досведаў Рутерфорд знакаміты хімік Антуан Лавуазье прапанаваў змяніць тэрмін «сапсаваны» паветра, ставіўся да азоту, на другой - Nitrogenium. Да таго часу было даказана, што гэта рэчыва не гарыць, не падтрымлівае дыханне. Тады ж з'явілася руская назва «азот», якое трактуецца па-рознаму. Часцей за ўсё кажуць, што тэрмін азначае «безжыццёвы». Наступныя працы абверглі распаўсюджанае меркаванне пра ўласцівасці рэчывы. Злучэнні азоту - бялкі - найважнейшыя макрамалекулы ў складзе жывых арганізмаў. Для іх пабудовы расліны паглынаюць з глебы неабходныя элементы мінеральнага харчавання - іёны NO ₃ ^2- і NH ^{4 +.}

Азот - хімічны элемент

Разабрацца ў будынку атама і ўласцівасці жыцця дапамагае перыядычная сістэма (ПС). Па становішчы хімічнага элемента ў табліцы Мендзялеева можна вызначыць зарад ядра, колькасць пратонаў і нейтронаў (масавае лік). Неабходна звярнуць увагу на значэнне атамнай масы - гэта адна з галоўных характарыстык элемента. Нумар перыяду соответсвует колькасці энергетычных узроўняў. У кароткім варыянце перыядычнай табліцы нумар групы адпавядае ліку электронаў на знешнім энергатическом узроўні. Абагульнім усе дадзеныя ў агульнай характарыстыцы азоту па яго становішчы ў перыядычнай сістэме:

• Гэта неметалічны элемент, знаходзіцца ў правым верхнім куце ПС.
• Хімічны знак: N.
• Парадкавы нумар: 7.
• Адносная атамная маса: 14,0067.
• Формула лятучага вадароднага злучэння: NH ₃ (аміяк).
• Утворыць вышэйшы аксід N ₂ O _5, у якім валентнасць азоту роўная V.

Будова атама азоту:

• Зарад ядра: +7.
• Лік пратонаў: 7; лік нейтронаў: 7.
• Колькасць энергетычных узроўняў: 2.
• Агульная колькасць электронаў: 7; электронная формула: 1s ² 2s ² 2p ^3.

Падрабязна вывучаны стабільныя ізатопы элемента № 7, іх масавыя лікі - 14 і 15. Змест атамаў больш лёгкага з іх складае 99,64%. У ядрах кароткачасовых радыеактыўных ізатопаў знаходзіцца таксама 7 пратонаў, а лік нейтронаў моцна вар'іруецца: 4, 5, 6, 9, 10.

Азот у прыродзе

У складзе паветранай абалонкі Зямлі прысутнічаюць малекулы простага рэчывы, формула якога - N _2. Змест газападобнага азоту ў атмасферы складае па аб'ёме прыкладна 78,1%. Неарганічныя злучэнні гэтага хімічнага элемента ў зямной кары - розныя солі амонія і нітраты (салетры). Формулы злучэнняў і назвы некаторых з найважнейшых рэчываў:

• NH _3, аміяк.
• NO _2, дыяксід азоту.
• NaNO _3, нітрат натрыю.
• (NH _{4) 2} SO _4, сульфат амонію.

Валентнасць азоту ў двух апошніх злучэннях - IV. Каменны вугаль, глеба, жывыя арганізмы таксама ўтрымліваюць атамы N ў звязаным выглядзе. Азот з'яўляецца складовай часткай макрамалекул амінакіслот, нуклеатыдаў ДНК і РНК, гармонаў і гемаглабіну. Агульнае ўтрыманне хімічнага элемента ў целе чалавека дасягае 2,5%.

простае рэчыва

Азот у выглядзе двухатомные малекул - самая вялікая па аб'ёме і масе частка паветра атмасферы. Рэчыва, формула якога N _2, не валодае пахам, колерам і густам. Гэты газ складае больш за 2/3 паветранай абалонкі Зямлі. У вадкім выглядзе азот ўяўляе сабой бескаляровую субстанцыю, якая нагадвае ваду. Кіпіць пры тэмпературы -195,8 ° C. М (N ₂₎ = 28 г / моль. Простае рэчыва азот крыху лягчэй кіслароду, яго шчыльнасць па паветры блізкая да 1.

Атамы ў малекуле трывала звязваюць 3 агульныя электронныя пары. Злучэнне праяўляе высокую хімічную ўстойлівасць, што адрознівае яго ад кіслароду і шэрагу іншых газападобных рэчываў. Для таго каб малекула азоту распаўся на складнікі яе атамы, неабходна выдаткаваць энергію 942,9 кДж / моль. Сувязь з трох пар электронаў вельмі трывалая, пачынае разбурацца пры награванні звыш 2000 ° С.

Пры нармальных умовах дысацыяцыя малекул на атамы практычна не адбываецца. Хімічная інэртнасць азоту таксама абумоўлена поўнай адсутнасцю палярнасці ў яго малекулах. Яны вельмі слаба ўзаемадзейнічаюць адзін з адным, чым абумоўлена газападобнае стан рэчыва пры нармальным ціску і тэмпературы, блізкай да пакаёвай. Нізкая хімічная актыўнасць малекулярнага азоту знаходзіць прымяненне ў розных працэсах і прыладах, дзе неабходна стварыць інертную асяроддзе.

Дысацыяцыя малекул N ₂ можа адбывацца пад уплывам сонечнага выпраменьвання ў верхніх пластах атмасферы. Утворыцца атамарным азот, які пры нармальных умовах рэагуе з некаторымі металамі і неметаламі (фосфарам, шэрай, мыш'яком). У выніку ідзе сінтэз рэчываў, якія ў зямных умовах атрымліваюць ўскосным шляхам.

валентнасць азоту

Вонкавы электронны пласт атама ўтвараюць 2 s і 3 p электрона. Гэтыя адмоўныя часціцы азот можа аддаць пры ўзаемадзеянні з іншымі элементамі, што адпавядае яго аднаўленчым уласцівасцях. Далучаючы адсутнічаюць да актэта 3 электрона, атам праяўляе акісляльныя здольнасці. Электраадмо азоту ніжэй, яго неметалічныя ўласцівасці менш выяўленыя, чым у фтору, кіслароду і хлору. Пры ўзаемадзеянні з гэтымі хімічнымі элементамі азот аддае электроны (акісляецца). Аднаўленнем да адмоўных іёнаў суправаджаюцца рэакцыі з іншымі неметаламі і металамі.

Тыповая валентнасць азоту - III. У гэтым выпадку хімічныя сувязі ўтвараюцца за кошт прыцягнення знешніх р-электронаў і стварэння агульных (злучаюць) пара. Азот здольны да адукацыі донорно-акцэптарных сувязі за кошт сваёй неподеленной пары электронаў, як гэта адбываецца ў Ёну амонія NH ^{4 +.}

Атрыманне ў лабараторыі і прамысловасці

Адзін з лабараторных спосабаў заснаваны на акісляльных уласцівасцях аксіду медзі. Выкарыстоўваецца злучэнне азоту з вадародам - аміяк NH _3. Гэты непрыемна пахкі газ взаимоддействует з порошкообразным аксідам медзі чорнага колеру. У выніку рэакцыі вылучаецца азот і з'яўляецца металічная медзь (чырвоны парашок). На сценках трубкі абсоўваюцца кроплі вады - яшчэ аднаго прадукту рэакцыі.

Іншы лабараторны спосаб, у якім выкарыстоўваецца злучэнне азоту з металамі - азіду, напрыклад NaN _3. Атрымліваецца газ, які не трэба чысціць ад прымешак.

У лабараторыі праводзяць разлажэнне нітрыту амонія на азот і ваду. Для таго каб рэакцыя пачалася, патрабуецца награванне, затым працэс ідзе з вылучэннем цяпла (экзотермический). Азот забруджаны прымешкамі, таму яго чысцяць і асушваюць.

Атрыманне азоту ў прамысловасці:

• Фракцыйны перагонка вадкага паветра - спосаб, у якім выкарыстоўваюцца фізічныя ўласцівасці азоту і кіслароду (розныя тэмпературы кіпення);
• хімічная рэакцыя паветра з распаленым каменным вуглём;
• адсарбцыйнай газоразделение.

Узаемадзеянне з металамі і вадародам - акісляльныя ўласцівасці

Інертнасць трывалых малекул не дазваляе атрымліваць некаторыя злучэнні азоту прамым сінтэзам. Для актывацыі атамаў неабходна моцнае награванне або апрамяненне рэчывы. Азот можа прарэагаваць з літыем пры пакаёвай тэмпературы, з магніем, кальцыем і натрыем рэакцыя ідзе толькі пры награванні. Утвараюцца нітрыды адпаведных металаў.

Узаемадзеянне азоту з вадародам адбываецца пры высокіх значэннях тэмпературы і ціску. Таксама для гэтага працэсу неабходны каталізатар. Атрымліваецца аміяк - адзін з найважнейшых прадуктаў хімічнага сінтэзу. Азот, як акісляльнік, праяўляе ў сваіх злучэннях тры адмоўныя ступені акіслення:

• -3 (аміяк і іншыя вадародныя злучэнні азоту - нітрыды);
• -2 (гідразін N ₂ H _4);
• -1 (гидроксиламин NH ₂ OH).

Найважнейшы нітрыд - аміяк - у вялікіх колькасцях атрымліваюць у прамысловасці. Вялікай праблемай доўгі час заставалася хімічная інертнасць азоту. Яго сыравіннымі крыніцамі былі салетры, але запасы мінералаў сталі хутка скарачацца з ростам вытворчасці.

Вялікім дасягненнем хімічнай навукі і практыкі стала стварэнне аміячнага метаду звязвання азоту ў прамысловых маштабах. У спецыяльных калонах праводзіцца прамой сінтэз - зварачальны працэс паміж азотам, атрыманых з паветра, і вадародам. Пры стварэнні аптымальных умоў, зрушваецца раўнавагу гэтай рэакцыі ў бок прадукту, ужыванні каталізатара выхад аміяку дасягае 97%.

Узаемадзеянне з кіслародам - аднаўленчыя ўласцівасці

Для таго каб пачалася рэакцыя азоту і кіслароду, неабходна моцнае награванне. Дастатковай энергіяй валодаюць электрычная дуга і навальнічны разрад у атмасферы. Важнейшыя неарганічныя злучэнні, у якіх азот знаходзіцца ў сваіх станоўчых ступенях акіслення:

• +1 (аксід азоту (I) N ₂ O);
• +2 (монааксід азоту NO);
• +3 (аксід азоту (III) N ₂ O _3; азоцістых кіслата HNO _2, яе солі нітрыты);
• 4 (дыяксід азоту (IV) NO _2);
• +5 (пентаоксид азоту (V) N ₂ O _5, азотная кіслата HNO _3, нітраты).

Значэнне ў прыродзе

Расліны паглынаюць іёны амонія і нітратныя аніёны з глебы, выкарыстоўваюць для хімічных рэакцый сінтэз арганічных малекул, пастаянна ідзе ў клетках. Атмасферны азот могуць засвойваць клубеньковых бактэрыі - мікраскапічныя істоты, якія ўтвараюць нарасты на каранях бабовых культур. У выніку гэтая група раслін атрымлівае неабходны элемент харчавання, ўзбагачае ім глебу.

Падчас трапічных ліўняў адбываюцца рэакцыі акіслення атмасфернага азоту. Аксіды раствараюцца з адукацыяй кіслот, гэтыя злучэнні азоту ў вадзе паступаюць у глебу. Дзякуючы кругазвароту элемента ў прыродзе пастаянна папаўняюцца яго запасы ў зямной кары, паветры. Складаныя арганічныя малекулы, якія змяшчаюць у сваім складзе азот, раскладаюцца бактэрыямі на неарганічныя складнікі.

практычнае выкарыстанне

Важнейшыя злучэнні азоту для сельскай гаспадаркі - гэта добра растваральныя солі. Засвойваюцца раслінамі мачавіна, салетры (натрыевая, каліевая, кальцыевая), аммонійны злучэння (водны раствор аміяку, хларыд, сульфат, нітрат амонія).
Інэртныя ўласцівасці азоту, няздольнасць раслін засвойваць яго з паветра прыводзяць да неабходнасці штогод уносіць вялікія дозы нітратаў. Часткі расліннага арганізма здольныя запасіць макраэлементаў харчавання «празапас», што пагаршае якасць прадукцыі. Лішак нітратаў у гародніне і садавіне можа выклікаць у людзей атручвання, рост злаякасных новаўтварэнняў. Акрамя сельскай гаспадаркі, злучэнні азоту выкарыстоўваюцца ў іншых галінах:

• для атрымання медыкаментаў;
• для хімічнага сінтэзу высокамалекулярных злучэнняў;
• у вытворчасці выбухоўкі з Трынітроталуёл (трацілу);
• для выпуску фарбавальнікаў.

Аксід NO знаходзіць прымяненне ў хірургіі, рэчыва валодае абязбольвальным эфектам. Страту адчуванняў пры ўдыханні гэтага газу заўважылі яшчэ першыя даследчыкі хімічных уласцівасцяў азоту. Так з'явілася трывіяльнае назву «вясёлых газ".

Праблема нітратаў ў сельскагаспадарчай прадукцыі

У солях азотнай кіслаты - нітратах - утрымліваецца адназарадных аніёны NO ^3-. Да гэтага часу выкарыстоўваецца старое найменне гэтай групы рэчываў - салетры. Прымяняюцца нітраты для ўгнаенні палёў, у цяпліцах, садках. Ўносяць іх ранняй вясной перад пасевам, летам - у выглядзе вадкіх падкормак. Самі па сабе рэчывы не ўяўляюць вялікай небяспекі для людзей, але ў арганізме яны ператвараюцца ў нітрыты, затым у нітразаміны. Нітрытнага іёны NO ^2- - таксічныя часціцы, яны выклікаюць акісленне двухвалентнага жалеза ў малекулах гемаглабіну ў трохвалентны іёны. У такім стане галоўнае рэчыва крыві чалавека і жывёл не здольна пераносіць кісларод і выдаляць з тканін вуглякіслы газ.

Чым небяспечна нітратнае забруджванне прадуктаў харчавання для здароўя чалавека:

• злаякаснымі пухлінамі, якія ўзнікаюць пры ператварэнні нітратаў у нітразаміны (канцерогены);
• развіццём язвавага каліту,
• гіпатэнзіі або гіпертэнзіяй;
• сардэчнай недастатковасцю;
• парушэннем згусальнасці крыві
• паразамі печані, падстраўнікавай залозы, развіццём дыябету;
• развіццём нырачнай недастатковасці;
• анеміяй, парушэннямі памяці, увагі, інтэлекту.

Адначасовае ўжыванне розных прадуктаў з вялікімі дозамі нітратаў прыводзіць да вострага атручвання. Крыніцамі могуць быць расліны, пітная вада, гатовыя мясныя стравы. Замочваннем ў чыстай вадзе і кулінарнай апрацоўкай можна знізіць у прадуктах харчавання ўтрыманне нітратаў. Даследчыкі высветлілі, што больш высокія дозы небяспечных злучэнняў адзначаны ў няспелай і цяплічнай расліннай прадукцыі.

Фосфар - элемент падгрупы азоту

Атамы хімічных элементаў, якія знаходзяцца ў адным вертыкальным слупку перыядычнай сістэмы, праяўляюць агульныя ўласцівасці. Фосфар размешчаны ў трэцім перыядзе, ставіцца да 15 групе, як і азот. Будова атама элементаў падобнае, але існуюць адрозненні ва ўласцівасцях. Азот і фосфар праяўляюць адмоўную ступень акіслення і валентнасць III у сваіх злучэннях з металамі і вадародам.

Многія рэакцыі фосфару ідуць пры звычайных тэмпературах, гэта хімічна актыўны элемент. Ўзаемадзейнічае з кіслародам з адукацыяй вышэйшай аксіду Р ₂ Аб _5. Водны раствор гэтага рэчыва валодае ўласцівасцямі кіслаты (метафосфорной). Пры яе награванні атрымліваецца ортофосфорная кіслата. Яна ўтварае некалькі тыпаў соляў, многія з якіх служаць мінеральнымі ўгнаеннямі, напрыклад Суперфасфатаў. Злучэнні азоту і фосфару складаюць важную частку кругазвароту рэчываў і энергіі на нашай планеце, выкарыстоўваюцца ў прамысловай, сельскагаспадарчай і іншых сферах дзейнасці.