Важнейшие соединения азота

Содержание
  1. Соединения азота. Свойства азота
  2. Почему азот называли «удушливым» и «безжизненным»
  3. Азот — химический элемент
  4. Азот в природе
  5. Простое вещество
  6. Валентность азота
  7. Взаимодействие с металлами и водородом — окислительные свойства
  8. Взаимодействие с кислородом — восстановительные свойства
  9. Значение в природе
  10. Практическое использование
  11. Проблема нитратов в сельскохозяйственной продукции
  12. Фосфор — элемент подгруппы азота
  13. ПОИСК
  14. Азот, соединения азота
  15. Важнейшие соединения азота
  16. Важнейшие соединения азота. Азот и его соединения
  17. Несколько простых примеров на определение степеней окисления
  18. Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов
  19. Как расставлять степени окисления в органических соединениях
  20. Не смешивайте понятия “валентность” и “степень окисления”!
  21. Небольшой тест на тему “Степень окисления”
  22. Азот
  23. (вернуться к оглавлению)
  24. №7 Азот
  25. Нахождение в природе, получение:
  26. Физические свойства:
  27. Химические свойства:
  28. Важнейшие соединения:

Соединения азота. Свойства азота

Важнейшие соединения азота

Рождающий селитру — так переводится с латинского языка слово Nitrogenium. Это название азота — химического элемента с атомным номером 7, возглавляющего 15-ю группу в длинном варианте периодической таблицы.

В форме простого вещества распространен в составе воздушной оболочки Земли — атмосферы.

Разнообразные соединения азота встречаются в земной коре и живых организмах, находят широкое применение в отраслях промышленности, военном деле, сельском хозяйстве и медицине.

Почему азот называли «удушливым» и «безжизненным»

Как предполагают историки химии, первым получил это простое вещество Генри Кавендиш (1777). Ученый пропускал воздух над раскаленными углями, для поглощения продуктов реакции использовал щелочь.

В результате опыта исследователь обнаружил бесцветный газ без запаха, не вступивший в реакцию с углем. Кавендиш назвал его «удушливым воздухом» за неспособность поддерживать дыхание, а также горение.

Современный химик объяснил бы, что кислород прореагировал с углем, образовался углекислый газ. Оставшаяся «удушливая» часть воздуха состояла по большей части из молекул N2.

Кавендиш и другие ученые в то время об этом веществе еще не знали, хотя соединения азота и селитры тогда широко использовались в хозяйстве.

Ученый сообщил о необычном газе своему коллеге, проводившему аналогичные опыты, — Джозефу Пристли.

Одновременно Карл Шееле обратил внимание на неизвестную составную часть воздуха, но не сумел правильно объяснить ее происхождение. Только Даниэль Рутерфорд в 1772 году понял, что присутствующий в экспериментах «удушливый» «испорченный» газ — азот. Какого ученого считать его первооткрывателем — об этом до сих пор ведут спор историки науки.

Через 15 лет после опытов Рутерфорда знаменитый химик Антуан Лавуазье предложил сменить термин «испорченный» воздух, относившийся к азоту, на другой — Nitrogenium. К тому времени было доказано, что это вещество не горит, не поддерживает дыхание. Тогда же появилось русское название «азот», которое трактуется по-разному.

Чаще всего говорят, что термин означает «безжизненный». Последующие работы опровергли распространенное мнение о свойствах вещества. Соединения азота — белки — важнейшие макромолекулы в составе живых организмов. Для их построения растения поглощают из почвы необходимые элементы минерального питания — ионы NO32- и NH4+.

Азот — химический элемент

Разобраться в строении атома и свойствах помогает периодическая система (ПС). По положению химического элемента в таблице Менделеева можно определить заряд ядра, количество протонов и нейтронов (массовое число).

Необходимо обратить внимание на значение атомной массы — это одна из главных характеристик элемента. Номер периода соответсвует количеству энергетических уровней. В коротком варианте периодической таблицы номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергатическом уровне.

Обобщим все данные в общей характеристике азота по его положению в периодической системе:

  • Это неметаллический элемент, находится в правом верхнем углу ПС.
  • Химический знак: N.
  • Порядковый номер: 7.
  • Относительная атомная масса: 14,0067.
  • Формула летучего водородного соединения: NH3 (аммиак).
  • Образует высший оксид N2O5, в котором валентность азота равна V.

Строение атома азота:

  • Заряд ядра: +7.
  • Число протонов:7; число нейтронов: 7.
  • Количество энергетических уровней: 2.
  • Общее число электронов: 7; электронная формула: 1s22s22p3.

Подробно изучены стабильные изотопы элемента № 7, их массовые числа — 14 и 15. атомов более легкого из них составляет 99,64 %. В ядрах короткоживущих радиоактивных изотопов находится также 7 протонов, а число нейтронов сильно варьируется: 4, 5, 6, 9, 10.

Азот в природе

В составе воздушной оболочки Земли присутствуют молекулы простого вещества, формула которого — N2. газообразного азота в атмосфере составляет по объему примерно 78,1 %. Неорганические соединения этого химического элемента в земной коре — различные соли аммония и нитраты (селитры). Формулы соединений и названия некоторых из важнейших веществ:

  • NH3, аммиак.
  • NO2, диоксид азота.
  • NaNO3, нитрат натрия.
  • (NH4)2SO4, сульфат аммония.

Валентность азота в двух последних соединениях — IV. Каменный уголь, почва, живые организмы также содержат атомы N в связанном виде. Азот является составной частью макромолекул аминокислот, нуклеотидов ДНК и РНК, гормонов и гемоглобина. Общее содержание химического элемента в теле человека достигает 2,5 %.

Простое вещество

Азот в виде двухатомных молекул — самая большая по объему и массе часть воздуха атмосферы. Вещество, формула которого N2, не обладает запахом, цветом и вкусом.

Этот газ составляет более 2/3 воздушной оболочки Земли. В жидком виде азот представляет собой бесцветную субстанцию, напоминающую воду. Кипит при температуре –195,8 °C. М (N2) = 28 г/моль.

Простое вещество азот немного легче кислорода, его плотность по воздуху близка к 1.

Атомы в молекуле прочно связывают 3 общие электронные пары. Соединение проявляет высокую химическую устойчивость, что отличает его от кислорода и ряда других газообразных веществ. Для того чтобы молекула азота распалась на составляющие ее атомы, необходимо затратить энергию 942,9 кдж/моль. Связь из трех пар электронов очень прочная, начинает разрушаться при нагревании свыше 2000 °С.

При нормальных условиях диссоциация молекул на атомы практически не происходит. Химическая инертность азота также обусловлена полным отсутствием полярности в его молекулах.

Они очень слабо взаимодействуют друг с другом, чем обусловлено газообразное состояние вещества при нормальном давлении и температуре, близкой к комнатной.

Низкая химическая активность молекулярного азота находит применение в разных процессах и устройствах, где необходимо создать инертную среду.

Диссоциация молекул N2 может происходить под влиянием солнечного излучения в верхних слоях атмосферы. Образуется атомарный азот, который при нормальных условиях реагирует с некоторыми металлами и неметаллами (фосфором, серой, мышьяком). В результате идет синтез веществ, которые в земных условиях получают косвенным путем.

Валентность азота

Наружный электронный слой атома образуют 2 s и 3 p электрона. Эти отрицательные частицы азот может отдать при взаимодействии с другими элементами, что соответствует его восстановительным свойствам. Присоединяя недостающие до октета 3 электрона, атом проявляет окислительные способности.

Электроотрицательность азота ниже, его неметаллические свойства менее выражены, чем у фтора, кислорода и хлора. При взаимодействии с этими химическими элементами азот отдает электроны (окисляется). Восстановлением до отрицательных ионов сопровождаются реакции с другими неметаллами и металлами.

Типичная валентность азота — III. В этом случае химические связи образуются за счет притяжения внешних р-электронов и создания общих (связывающих) пар. Азот способен к образованию донорно-акцепторной связи за счет своей неподеленной пары электронов, как это происходит в ионе аммония NH4+.

Один из лабораторных способов основан на окислительных свойствах оксида меди. Используется соединение азота с водородом — аммиак NH3. Этот неприятно пахнущий газ взаимоддействует с порошкообразным оксидом меди черного цвета. В результате реакции выделяется азот и появляется металлическая медь (красный порошок). На стенках трубки оседают капли воды — еще одного продукта реакции.

Другой лабораторный способ, в котором используется соединение азота с металлами — азид, например NaN3. Получается газ, который не надо очищать от примесей.

В лаборатории проводят разложение нитрита аммония на азот и воду. Для того чтобы реакция началась, требуется нагревание, затем процесс идет с выделением тепла (экзотермический). Азот загрязнен примесями, поэтому его очищают и осушают.

Получение азота в промышленности:

  • фракционная перегонка жидкого воздуха — способ, в котором используются физические свойства азота и кислорода (разные температуры кипения);
  • химическая реакция воздуха с раскаленным каменным углем;
  • адсорбционное газоразделение.

Взаимодействие с металлами и водородом — окислительные свойства

Инертность прочных молекул не позволяет получать некоторые соединения азота прямым синтезом. Для активации атомов необходимо сильное нагревание или облучение вещества. Азот может прореагировать с литием при комнатной температуре, с магнием, кальцием и натрием реакция идет лишь при нагревании. Образуются нитриды соответствующих металлов.

Взаимодействие азота с водородом происходит при высоких значениях температуры и давления. Также для этого процесса необходим катализатор. Получается аммиак — один из важнейших продуктов химического синтеза. Азот, как окислитель, проявляет в своих соединениях три отрицательные степени окисления:

  • −3 (аммиак и другие водородные соединения азота — нитриды);
  • −2 (гидразин N2H4);
  • −1 (гидроксиламин NH2OH).

Важнейший нитрид — аммиак — в больших количествах получают в промышленности. Большой проблемой долгое время оставалась химическая инертность азота. Его сырьевыми источниками были селитры, но запасы минералов стали быстро сокращаться с ростом производства.

Большим достижением химической науки и практики стало создание аммиачного метода связывания азота в промышленных масштабах. В специальных колоннах проводится прямой синтез — обратимый процесс между азотом, полученным из воздуха, и водородом. При создании оптимальных условий, сдвигающих равновесие этой реакции в сторону продукта, применении катализатора выход аммиака достигает 97 %.

Взаимодействие с кислородом — восстановительные свойства

Для того чтобы началась реакция азота и кислорода, необходимо сильное нагревание. Достаточной энергией обладают электрическая дуга и грозовой разряд в атмосфере. Важнейшие неорганические соединения, в которых азот находится в своих положительных степенях окисления:

  • +1 (оксид азота (I) N2O);
  • +2 (монооксид азота NO);
  • +3 (оксид азота (III) N2O3; азотистая кислота HNO2, ее соли нитриты);
  • +4 (диоксид азота (IV) NO2);
  • +5 (пентаоксид азота (V) N2O5, азотная кислота HNO3, нитраты).

Значение в природе

Растения поглощают ионы аммония и нитратные анионы из почвы, используют для химических реакций синтез органических молекул, постоянно идущий в клетках. Атмосферный азот могут усваивать клубеньковые бактерии — микроскопические существа, образующие наросты на корнях бобовых культур. В результате эта группа растений получает необходимый элемент питания, обогащает им почву.

Во время тропических ливней происходят реакции окисления атмосферного азота. Оксиды растворяются с образованием кислот, эти соединения азота в воде поступают в почву. Благодаря круговороту элемента в природе постоянно восполняются его запасы в земной коре, воздухе. Сложные органические молекулы, содержащие в своем составе азот, разлагаются бактериями на неорганические составляющие.

Практическое использование

Важнейшие соединения азота для сельского хозяйства — это хорошо растворимые соли. Усваиваются растениями мочевина, селитры (натриевая, калиевая, кальциевая), аммонийные соединения (водный раствор аммиака, хлорид, сульфат, нитрат аммония).

Инертные свойства азота, неспособность растений усваивать его из воздуха приводят к необходимости ежегодно вносить большие дозы нитратов. Части растительного организма способны запасать макроэлемент питания «впрок», что ухудшает качество продукции.

Избыток нитратов в овощах и фруктах может вызвать у людей отравления, рост злокачественных новообразований. Кроме сельского хозяйства, соединения азота используются в других отраслях:

  • для получения медикаментов;
  • для химического синтеза высокомолекулярных соединений;
  • в производстве взрывчатки из тринитротолуола (тротила);
  • для выпуска красителей.

Оксид NO находит применение в хирургии, вещество обладает обезболивающим эффектом. Потерю ощущений при вдыхании этого газа заметили еще первые исследователи химических свойств азота. Так появилось тривиальное название «веселящий газ».

Проблема нитратов в сельскохозяйственной продукции

В солях азотной кислоты — нитратах — содержится однозарядный анион NO3-. До сих пор используется старое наименование этой группы веществ — селитры. Применяются нитраты для удобрения полей, в теплицах, садах. Вносят их ранней весной перед посевом, летом — в виде жидких подкормок.

Сами по себе вещества не представляют большой опасности для людей, но в организме они превращаются в нитриты, затем в нитрозамины. Нитритные ионы NO2- — токсичные частицы, они вызывают окисление двухвалентного железа в молекулах гемоглобина в трехвалентные ионы.

В таком состоянии главное вещество крови человека и животных не способно переносить кислород и удалять из тканей углекислый газ.

Чем опасно нитратное загрязнение продуктов питания для здоровья человека:

  • злокачественными опухолями, возникающими при превращении нитратов в нитрозамины (канцерогены);
  • развитием язвенного колита,
  • гипотензией или гипертензией;
  • сердечной недостаточностью;
  • нарушением свертываемости крови
  • поражениями печени, поджелудочной железы, развитием диабета;
  • развитием почечной недостаточности;
  • анемией, нарушениями памяти, внимания, интеллекта.

Одновременное употребление разных продуктов с большими дозами нитратов приводит к острому отравлению. Источниками могут быть растения, питьевая вода, готовые мясные блюда.

Замачиванием в чистой воде и кулинарной обработкой можно снизить в продуктах питания содержание нитратов.

Исследователи выяснили, что более высокие дозы опасных соединений отмечены в незрелой и тепличной растительной продукции.

Фосфор — элемент подгруппы азота

Атомы химических элементов, которые находятся в одном вертикальном столбце периодической системы, проявляют общие свойства. Фосфор расположен в третьем периоде, относится к 15 группе, как и азот. Строение атомов элементов сходное, но существуют различия в свойствах. Азот и фосфор проявляют отрицательную степень окисления и валентность III в своих соединениях с металлами и водородом.

Многие реакции фосфора идут при обычных температурах, это химически активный элемент. Взаимодействует с кислородом с образованием высшего оксида Р2О5. Водный раствор этого вещества обладает свойствами кислоты (метафосфорной). При ее нагревании получается ортофосфорная кислота.

Она образует несколько типов солей, многие из которых служат минеральными удобрениями, например суперфосфаты.

Соединения азота и фосфора составляют важную часть круговорота веществ и энергии на нашей планете, используются в промышленной, сельскохозяйственной и других сферах деятельности.

Источник: https://FB.ru/article/166225/soedineniya-azota-svoystva-azota

ПОИСК

Важнейшие соединения азота
    Другое важнейшее соединение азота — азотная кислота. В настоящее время ее получают либо в результате каталитического окисления аммиака кислородом воздуха, либо так называемым дуговым способом [c.

89]

    Наиболее важное соединение азота — аммиак КНз. При обычных условиях это бесцветный газ с характерным запахом. Он имеет температуру кипения – 33°С и плавления–78°С. Аммиак – токсичный [c.

407]

    Элементы группы 5А проявляют самые разнообразные свойства, от сильно неметаллических у азота до явно металлических у висмута. Азот и фосфор обнаруживают степени окисления от -Ь 5 до — 3. Фосфор, не столь электроотрицательный, как азот, чаще, чем азот, встречается в состояниях с положительными степенями окисления. Важнейшим источником азота служит земная атмосфера, в которой он существует в виде молекул N2- Наиболее важным промышленным процессом связывания N2 в соединения является процесс получения аммиака по методу Габера. Другой важный промышленный процесс, процесс Оствальда, используется для превращения МНз в азотную кислоту НМОз-Это сильная кислота и одновременно хороший окислитель. Соединения азота применяются как важные сельскохозяйственные удобрения. [c.330]

    Другое важное соединение азота — аммиак — является исход-йым веществом в производстве азотной кислоты, ряда солей, а также он широко используется в качестве хладоагента. [c.82]

    Соединения азота с водородом. Важнейшее водородное соединение азота — аммиак N1 3. В молекуле аммиака атом азота находится в состоянии 5р -гибридизации.

При этом три гибридные орбитали перекрываются с 5-орбиталями трех атомов водорода, в результате чего образуются три ковалентные связи N—Н на четвертой гибридной орбитали атома азота находится неподеленная пара электронов.

Гибридные зр -орбитали ориентированы в направлениях к вершинам тетраэдра. Поэтому валентный угол ННН в молекуле аммиака (107°) близок к тетраэдрическому (109,5°). [c.169]

    Аммиак — важнейшее соединение азота. В обычных условиях бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом и едким вкусом. Аммиак сжижается при —33,35 °С и затвердевает при —77,7 °С. При давлении 9-10 Па аммиак сжижается уже при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде (700 объемов в одном объеме Н2О), в спиртах, бензоле, ацетоне. [c.120]

    Чаще всего чтение текста учебника в целях обобщения завершается оформлением какой-л1 бо схемы или таблицы, в которой сводятся воедино сведения из разных параграфов, показываются взаимосвязи или принципы классификации веществ, сг.ойства которых обобщаются.

Например, так проводят обобщение свойств соединений азота в IX классе, в процессе которого прослеживается закономерное изменение степени окисле-иия элемента от —3 до +5 и особенности поведения веществ как восстановителей и окислителей.

При этом также обобщаются типичные свойства важнейших соединений азота аммиака, оксидов, кислот, солей активных и неактивных ме-тал.яов. [c.46]

    При коксовании или газификации угля и других углеродистых топлив часть азотистых соединений, содержащихся в топливе, превращается в летучие вещества, переходящие в газообразные продукты. В таких газах присутствуют следующие важнейшие соединения азота аммиак, циан, цианистый водород, пиридин и его гомологи, окись азота и свободный азот. Хотя важнейшим источником образования этих соединений является азот, содержащийся в топливе, в образовании азотистых соединений, содержащихся в газообразных продуктах, участвуют и небольшие количества атмосферного азота, поступающего в аппаратуру коксования вследствие неплотностей. [c.232]

    Азот. С водородом азот образует несколько соединений NH3 — аммиак, NH OH — гидроксиламин, NзН4 — гидразин, HN..,— азотистоводородная кислота. Важнейшим из них является а м м и-а к.

В лабораторной практике пользуются аммиаком из его – 25%-пого водного раствора или жидким аммиаком (в стальных баллонах), а также получают его нри нагревании хлорида аммония NH4 I с гашеной известью Са(ОН)з  [c.307]

    Аммиак — важнейшее соединение азота. В обычных условиях это — бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом. Аммиак сжижается при -33,35 С и затвердевает при -77,7 °С. [c.206]

    Тест № 13 по теме Общая характеристика неметаллов. Водород. Галогены 349 8.4. Халькогены (элементы главной подгруппы группы). Кислород, его получение и свойства 351 8.5. Сера и ее важнейшие соединения 361 8.6. Общая характеристика элементов подгруппы азота. Азот. Аммиак. [c.725]

    Наиболее важным соединением азота с водородом является аммиак КНз. В природе аммиак образуется прп гниении органических веществ. Искусственно он может быть получен различными способами. [c.138]

    Еще один важный класс веществ в органической химии составляют амины. Их можно представить себе как результат замещения одного или нескольких атомов водорода в простейшем соединении азота с водородом-аммиаке органическими радикалами. [c.310]

    ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА 85. Аммиак [c.231]

    В жизнедеятельности растений и животных принимает участие не элементарный азот, а связанный, т. е. его химические соединения. Аммиак является важнейшим соединением азота, участвующим в азотистом обмене веществ в живой природе.

В условиях мирного времени подавляющее количество аммиака расходуется на производство удобрений.

Из аммиака получают азотную кислоту, применяемую (помимо удобрений) при производстве промежуточных продуктов и красителей, пластических масс, химических волокон, фотографических препаратов, медикаментов, взрывчатых веществ и т. п. [c.64]

    Аммиак является важнейшим и практически единственным соединением азота, производимым в промышленных масштабах из азота атмосферы. Таким образом, его следует рассматривать как полупродукт для получения всех остальных соединений азота. [c.187]

    Важнейшим промышленным соединением азота является аммиак, основную массу которого используют для производства аммиачных удобрений. Аммиак необходим также для производства азотной кислоты, мочевины СО(МН2)2, синтетических волокон и в ряде других отраслей промышленности. [c.89]

    Аммиак. Соли аммония. Азот образует с водородом несколько различных соединений. Важнейшее из них — аммиак КНз. [c.468]

    Аммиак-важнейшее сырье для производства всех остальных соединений азота, особенно солей аммония и азотной кислоты, а из них-удобрений, взрывчатых веществ, красителей и др. [c.137]

    Строение молекулы. Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим лвл.чется аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова  [c.226]

    При обсуждении производства азотной кислоты из аммиака мы упоминали наиболее важные валентности азота, которые он проявляет в своих соединениях. [c.342]

    Водородные соединения азота. Летучим характеристическим водородным соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак — самое важное [c.398]

    Важную роль в атмосферных процессах с участием соединений азота играет аммиак. В водном растворе аммиак имеет щелочную реакцию, вследствие чего может нейтрализовать атмосферные кислотные соединения  [c.27]

    Аммиак является одним из наиболее важных соединений азота. Он представляет собой бесцветный токсичный газ с характерным раздражающим запахом. Аммиак кипит при – 33°С и затвердевает при – 78°С. В лабораторной практике NHj получают действием NaOH на какую-нибудь соль аммония, например  [c.316]

    Наиболее важные соединения азота—азотная кислота и аммиак — в виде их солей были известны еще арабским алхимикам. В рукописях, приписываемых Геберу, приведено описание получения свободной азотной кислоты. Получение свободного аммиака в газообразном состоянии впервые удалось осуществить только Пристли (Priestley, 1774). [c.633]

    К важнейшим соединениям азота относятся аммиак и соли аммония, окислы азота, азотная, азотистая кислоты и их соли. Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция — KNO3, NaNOs, NH4NO3 и a(N0s)2 — называют селитрами. Селитры употребляются главным образом в качестве минерального удобрения. [c.191]

    Наиболее важное водородное соединение азота — аммиак МНд. Это газ со специфическим резким запахом, очень хорошо растворяется в воде в 1 объеме воды при 0° растворяется около 1200, а при 20° — около 700 объемов аммиака.

При растворении в воде часть аммиака взаимодействует с ней, образуя гидрат окиси аммония НН ОН. Гидроокись аммония обладает слабо щелочными свойствами. В быту этот раствор называют нашатырным спиртом.

При нейтрализации водных растворов аммиака кислотами или при взаимодействии газообразного аммиака с безводными кислотами образуются соли амхмония. Например  [c.144]

    Мастер производственного обучения напоминает учащимся, что аммиак – одно из важнейших соединений азота – получают в промышленности каталическнм взаимодействием водорода и азота при высоких давлении и температуре.

В учебной лаборатории трудно воспроизвести промышленный способ получения аммиака. Для получения небольших количеств аммиака в лабораторных условиях можно воспользоваться свойством солей аммония разлагаться под действием щелочи.

[c.74]

    Азот относится к группе химических элементов, играющих исключительно важную роль в живой природе и жизни человека. Азот участвует в основных биохимических процессах. В составе белков он образует важнейшие питательные вещества для человека и животных.

Но в синтезе белков в растительных и животных организмах участвует не элементарный азот, имеющий очень прочную межатомную связь (энергия диссоциации N2 940 кДж/моль), а его химические соединения, прежде всего аммиак. Из аммиака получают азотную кислоту и азотные удобрения.

В условиях мирного времени подавляющее количество соединений азота расходуется на производство удобрений.

Соединения азота также широко применяются в производстве промежуточных продуктов и красителей, для изготовления пластических масс (например, аминоплас-тов), химических волокон, фотографических препаратов, медика- [c.83]

    Азот — основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему, или 75,6% по массе, всего около 4-10 кг). В космосе он занимает четвертое место вслед за водородом, гелием и кислородом. Свободный азот вместе с аммиаком N [3 и хлоридом аммония ЫН. С присутствует в вулканических газах.

Органические соединения азота содержатся в нефти и угле. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Присутствие связанчого азота в почве — обязательное условие земледелия. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и другие жизненно важных веществ.

[c.119]

    Л ют образует несколько водородных соединений аммиак 1 идразин N2H4, гидроксиламин NH2OH и азидоводород НМз все они термически малоустойчивы. Важнейшее из этих соединений — аммиак, все остальные соединения азота получают, исходя из NH3. Аммиак синтезируют по обратимой газофазной реакции [c.208]

    Соединения азота с водородом и металлами. Азот с водородом образует три основных соединения аммиак NHg, гидразин HjN—NHj и азотоводородную кислоту HINgl. Наиболее важное из этих соединений — аммиак. [c.518]

    Для химии азота характерны разнообразие степеней окисления от —1 до +5, разнообразие оксидов, несмотря на их эндотермичность (кроме МгОб), ковалентный характер бинарных соединений.

Важнейшими производными азота являются аммиак и азотная кислота. Для фосфора, мышьяка и сурьмы характерными степенями окисления являются +3 и +5. Висмут образует в основном соединения В1(1П). [c.

453]

    Существуют два основных подхода к теории образования комплексных соединений. С точки зрения электростатического подхода образование комплексного соединения происходит за счет кулоиовского притяжения частиц и их взаимной поляризации. Важную роль играет энергия кристаллической решетки (III 8 доп. 1).

Например, при взаимодействии аммиака с H l ион водорода одновременно притягивается и ионом хлора, и азотом аммиака. Так как притяжение азотом в сумме энергетически выгоднее, образуется соль аммония с катионом. NHi” и анионом 1 , на которые она и распадается при растворении в воде. [c.

261]

    Гидриды азота. Аммиак. Азот образует с водородом несколько соединений аммиак ННз, гидразин НгН4, гидроксиламин ЫНгОН и азотисто-водородную кислоту НЫз. Важнейшим из этих соединений является аммиак. Все остальные можно рассматривать как его производные образованные по принципу замещения водорода в аммиаке на соответствующий радикал. [c.183]

    Азот образует несколько водородных соединений аммиак NH3, гидразин N2H4, гидроксиламин NH2OH и азидоводород HN3 все они термически малоустойчивы. Важнейшее из этих соединений — аммиак, все остальные соединения азота получают, исхОдя из NH3.

В промышленности аммиак производят из азота и водорода по обратимой газофазной реакции (температура 300—500 С, давление около 300 атм). Наличие у атома азота в NH3 донорной пары электт ронов на5р -гибридной орбитали обусловливает возможность присоединения протона с получением катиона NH4.

При растворении в воде аммиак присоединяет молекулу воды за счет водородной связи с образованием NH3 Н2О, который существует и в растворе, и в твердом состоянии. Гидрат аммиака в водной среде играет роль слабого основания, а соли аммония в растворе подвергаются гидролизу (катион аммония — слабая кислота).

Аммиак с солями различных металлов образует комплексные соединения — аммиакаты, например [Ag(NH3)2]N03. [c.153]

Источник: https://www.chem21.info/info/1701793/

Азот, соединения азота

Важнейшие соединения азота

Азот, соединения азота

Азот – элемент V A группы главной подгруппы, значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов.

До завершения внешнего уровня ему не хватает 3 электрона, которые он может присоединить, в этом случае степень окисления его будет равна -3.

Кроме этого, атом азота может и отдавать электроны и приобретать положительные степени окисления. Таким образом, для атома азота в соединениях возможны степени окисления от -3 до +5.

Рассмотрим соединения азота.

Например, в аммиаке – NH3 – степень окисления азота -3; в оксиде азота (I) – N2O – степень окисления азота +1; в оксиде азота (II) – NO  – степень окисления азота +2; в азотистой кислоте – HNO2 – степень окисления азота +3; в оксиде азота (IV) – NO2 – степень окисления азота +4; в азотной кислоте – HNO3 – степень окисления азота +5.

Таким образом, если степень окисления азота -3, то он проявляет восстановительные свойства, если степень окисления +5, то азот проявляет окислительные свойства, а если у азота в соединении промежуточные степени окисления: +1, +2, +3, +4, то он может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Азот входит в состав воздуха, где его объёмная доля составляет 78%, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространённости четвёртое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Азот входит и в состав чилийской селитры – NaNO3 – это неорганическое вещество образовалось из остатков птичьего помёта в условиях сухого и жаркого климата. Широко распространена и калийная селитра – KNO3, встречающаяся в Индии.

Азот входит в состав всех белков, а белок просто необходим для жизни. Человек получает белок из растительной и животной пищи, а животные получают белок, в основном, из растений. А сами растения являются источником пополнения азота. Поэтому в природе постоянно происходит круговорот азота.

https://www.youtube.com/watch?v=l6bU8oCIFBI

Так как азот входит в состав органических соединений, то он недоступен для растений.

Но, в результате жизнедеятельности определённой группы бактэрий, органические соединения превращаются в неорганические – минеральные – это соли аммония и нитраты.

И уже эти неорганические вещества усваиваются растениями. Затем растениями, которые усвоили азот, питаются животные и из растений получают необходимый белок.

Большую роль в фиксации азота играют клубеньковые бактерии, которые живут в клубеньках бобовых растений (клевера, гороха, люпина). Они усваивают атмосферный азот и превращают его в соединения, которые доступные растениям.

Кроме этого, соединения азота в почве пополняются за счёт грозовых ливней. Сначала из азота и кислорода образуется оксид азота (II), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота (IV).

Этот оксид реагирует с водой в присутствии кислорода воздуха и получается азотная кислота.

 Кислота затем вступает во взаимодействие с соединениями натрия, кальция и калия, которые находятся в почве, и образует соли – селитры, которые нужны для питания растений.

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул – N2. В молекуле азота атомы связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Эта связь очень прочная, поэтому азот является малоактивным веществом.

Азот является бесцветным газом, не имеет запаха и вкуса, немного легче воздуха. Не сжижается при обычной температуре, плохо растворим в воде, его температура плавления -210 0C, а температура кипения -196 0C.

В лаборатории азот получают разложением нитрита  аммония при слабом нагревании.

Азот относительно инертен в химических реакциях. Он не реагирует ни с кислотами, ни с водой, ни со щелочами.

При обычных условияхазот реагирует только с литием. При этом образуется нитрид лития.

Литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а азот понижает с 0 до  -3. Каждый атом алюминия отдает по 6 электронов молекуле азота, при этом литий является восстановителем, а азот окислителем.

С другими металлами азот реагирует только при высоких температурах.

Например, в реакции с магнием образуется нитрид магния. Магний изменяет свою степень окисления с 0 до +2, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом магния отдаёт по 3 электрона молекуле азота. Магний в реакции является восстановителем, а азот – окислителем.

При высоких температуре, давлении и в присутствии катализатораазот реагирует с водородом, образуя при этом аммиак. В этой реакции азот понижает свою степень окисления с 0 до -3, а водород повышает с 0я до +1. Азот является окислителем, а водород восстановителем.

Как видите, это реакция соединения, так как из двух простых веществ образуется одно сложное, реакция экзотермическая, так как протекает с выделением теплоты, обратимая, то есть идёт как в прямом, так и в обратном направлении, каталитическая, потому что в реакции присутствует катализатор – железо. Реакция является окислительно-восстановительной, потому что происходит изменение степеней окисления, реакция гомогенная, так как вступающие в химическую реакцию вещества и продукты реакции в одном агрегатном состоянии – газообразном.

При высокой температуреазот соединяется с кислородом, образуя оксид азота два.

В этой реакции азот повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает с 0 до -2. Азот является восстановителем, а кислород – окислителем.

Так как эта реакция идёт с изменением степеней окисления, то она является окислительно-восстановительной, это реакция соединения, потому что из двух простых веществ образуется одно сложное.

 Реакция обратимая, идёт в прямом и обратном направлении, эндотермическая, так как теплота поглощается, реакция некаталитическая, потому что не требует участия катализатора, является гомогенной, так как  все вещества находятся в газообразном состоянии.

Следует отметить, что в реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства, а в реакциях с кислородом – восстановительные.

Основная область применения азота – производство аммиака и азотной кислоты. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Азотом раньше  наполняли электрические лампы. Жидкий азот используют в охладительных системах.

В медицине чистый азот применяют в качестве инертной среды при лечении туберкулёза лёгких, а жидкий азот – при лечении заболеваний позвоночника и суставов.

В 1772 году английский учёный Резерфорд и шведский исследователь Шееле в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение.

Позднее, в 1787 году, Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. Он дал название этому газу «азот», означающее «безжизненный» (от латинского а – нет и зоэ – жизнь).

В 1790 году Шапталь дал азоту другое название – нитрогениум – означающее «рождающий селитру».

Решим задачу. Определим массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой      7,2 г  в азоте объёмом  10 л при нормальных условиях.

В условии задачи нам дана масса магния и объём азота. Найти необходимо массу образовавшегося соединения, то есть массу нитрида магния. Найдём количество вещества магния, для этого необходимо массу магния разделить на его молярную массу.

То есть 7,2 г разделим на 24 г/моль, получим 0,3 моль, теперь найдём количество вещества азота, для этого нужно объём азота разделить на молярный объём. Для этого разделим 10 л на 22,4 л/моль, получается 0,446 моль.

По уравнению реакции видно, что соотношение моль магния и азота составляет 3 : 1.  Следовательно, количество вещества азота должно быть в три раза меньше количества вещества магния, то есть 0,1 моль.

В результате вычислений мы получили количество вещества азота, равное 0,446 моль. Поэтому азот находится в избытке, и количество вещества нитрида магния находим по магнию.

Получается, что количество вещества нитрида магния будет 0,1 моль, то есть 0,3 умножим на 1 и разделим на 3 и получится 0,1 моль. Найдём молярную массу нитрида магния.

Для этого относительную атомную массу магния (24) умножим на 3  и прибавим относительную атомную массу азота (14), умноженную на 2, получается 100 г/моль. Найдём массу этого вещества.

Для этого следует количество вещества умножить на молярную массу, поэтому 0,1 моль умножаем на 100 г/моль и получим 10 г.

Таким образом масса нитрида магния будет равна десять г.

Источник: https://videouroki.net/video/22-azot-soiedinieniia-azota.html

Важнейшие соединения азота

Важнейшие соединения азота

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;

Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин(существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N2H2, диимид);

Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) — неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;

Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота(I) N2O (закись азота, веселящий газ);

Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота(II) NO (монооксид азота);

Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота(III) N2O3, азотистая кислота, производные аниона NO2−, трифторид азота (NF3);

Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота(IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ);

Соединения азота в степени окисления +5 оксид азота(V) N2O5, азотная кислота, её соли — нитраты и другие производные, а также тетрафтораммоний NF4+ и его соли.

Аммиак — соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака — NH3.

Бесцветный газ с характерным резким запахом. Аммиак значительно легче воздуха, масса одного литра этого газа составляет 0,77 г. Благодаря водородным связям аммиак имеет аномально высокую температуру кипения, не соответствующую его малой молекулярной массе, хорошо растворим в воде.

Соли аммония. Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия. Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо и необратимо.

Соли аммония находят широкое применение. Большая часть их (сульфат аммония, нитрат аммония) используется в качестве удобрений. Хлорид аммония или нашатырь применяется в красильной и текстильной промышленности, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах.

Азотная кислота — сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н+1 и NO-13.

Чистая азотная кислота — бесцветная жидкость с едким запахом. Кипит при 86 °С. Гигроскопична. Под действием света она постепенно разлагается.

Азотная кислота — сильный окислитель. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в кислоты.

Азотная кислота действует почти на все металлы за исключением золота, платины, тантала, родия и иридия. Концентрированная азотная кислота приводит некоторые металлы (железо, алюминий, хром) в пассивное состояние.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Чем выше концентрация HNO3 тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой обычно выделяется N02.

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, медью, выделяется NO.

Применение. В больших количествах она используется для производства азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. Азотная кислота применяется в производстве серной кислоты нитрозным способом, используется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

Соли азотной кислоты. Одноосновная азотная кислота образует только средние соли, которые называются нитраты. Все нитраты хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода.

Нитраты наиболее активных металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее магния, переходят в нитриты.

Среди солей азотной кислоты наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами. Селитры используются главным образом как удобрения.

Азотные удобрения Нитрат аммония (аммиачная селитра) Это наиболее эффективное, богатое азотом удобрение. Содержит 33-35% азота в нитратной и аммиачной форме. Легко растворяется в воде, хорошо действует на многих почвах Сульфат аммония Содержит около 21% азота. Представляет собой бесцветные кристаллы ромбической формы.

Это удобрение менее гигроскопично, чем нитрат аммония, не слеживается, не огнеопасно Мочевина Это наиболее ценное азотсодержащее удобрение. Мочевина содержит наибольшее количество азота (около 46%) в хорошо усваиваемой растениями форме. Она представляет собой бесцветные или желтоватые кристаллы, хорошо растворяется в воде.

Мочевина не взрывоопасна, мало гигроскопична, не слеживается Нитрат калия (калийная селитра) Калийная селитра содержит приблизительно в 3 раза больше калия, чем азота. Поэтому ее применяют в комбинации с другими удобрениями Нитрат кальция (норвежская селитра) Ценное азотное удобрение.

Содержит около 13% азота Хлорид аммония Представляет собой белый порошок, содержит около 25% азота

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/4_177081_vazhneyshie-soedineniya-azota.html

Важнейшие соединения азота. Азот и его соединения

Важнейшие соединения азота

Чтобы правильно расставлять степени окисления, необходимо держать в голове четыре правила.

1) В простом веществе степень окисления любого элемента равна 0. Примеры: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .

2) Следует запомнить элементы, для которых характерны постоянные степени окисления. Все они перечислены в таблице.

3) Высшая степень окисления элемента, как правило, совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент (например, фосфор находится в V группе, высшая с. о. фосфора равна +5). Важные исключения: F, O.

4) Поиск степеней окисления остальных элементов основан на простом правиле:

В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе – заряду иона.

Несколько простых примеров на определение степеней окисления

Пример 1. Необходимо найти степени окисления элементов в аммиаке (NH 3).

Решение. Мы уже знаем (см. 2), что ст. ок. водорода равна +1. Осталось найти эту характеристику для азота. Пусть х – искомая степень окисления. Составляем простейшее уравнение: х + 3 (+1) = 0. Решение очевидно: х = -3. Ответ: N -3 H 3 +1 .

Пример 2. Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H 2 SO 4 .

Решение. Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Пример 3. Рассчитайте степени окисления всех элементов в молекуле Al(NO 3) 3 .

Решение. Алгоритм остается неизменным. В состав “молекулы” нитрата алюминия входит один атом Al(+3), 9 атомов кислорода (-2) и 3 атома азота, степень окисления которого нам и предстоит вычислить. Соответствующее уравнение: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Ответ: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Пример 4. Определите степени окисления всех атомов в ионе (AsO 4) 3- .

Решение. В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е., -3. Уравнение: х + 4 (-2) = -3. Ответ: As(+5), O(-2).

Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов

А можно ли определить степени окисления сразу нескольких элементов, пользуясь похожим уравнением? Если рассматривать данную задачу с точки зрения математики, ответ будет отрицательным. Линейное уравнение с двумя переменными не может иметь однозначного решения. Но ведь мы решаем не просто уравнение!

Пример 5. Определите степени окисления всех элементов в (NH 4) 2 SO 4 .

Решение. Степени окисления водорода и кислорода известны, серы и азота – нет. Классический пример задачи с двумя неизвестными! Будем рассматривать сульфат аммония не как единую “молекулу”, а как объединение двух ионов: NH 4 + и SO 4 2- .

Заряды ионов нам известны, в каждом из них содержится лишь один атом с неизвестной степенью окисления. Пользуясь опытом, приобретенным при решении предыдущих задач, легко находим степени окисления азота и серы.

Ответ: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2 .

Вывод: если в молекуле содержится несколько атомов с неизвестными степенями окисления, попробуйте “разделить” молекулу на несколько частей.

Как расставлять степени окисления в органических соединениях

Пример 6. Укажите степени окисления всех элементов в CH 3 CH 2 OH.

Решение. Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. Рассуждать можно следующим образом. Рассмотрим, например, атом углерода в составе метильной группы.

Данный атом С соединен с 3 атомами водорода и соседним атомом углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность С превосходит ЭО водорода). Если бы это смещение было полным, атом углерода приобрел бы заряд -3.

Атом С в составе группы -СН 2 ОН связан с двумя атомами водорода (смещение электронной плотности в сторону С), одним атомом кислорода (смещение электронной плотности в сторону О) и одним атомом углерода (можно считать, что смещения эл. плотности в этом случае не происходит). Степень окисления углерода равна -2 +1 +0 = -1.

Ответ: С -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1 .

Не смешивайте понятия “валентность” и “степень окисления”!

Степень окисления часто путают с валентностью . Не совершайте подобной ошибки. Перечислю основные отличия:

  • степень окисления имеет знак (+ или -), валентность – нет;
  • степень окисления может быть равна нулю даже в сложном веществе, равенство валентности нулю означает, как правило, что атом данного элемента не соединен с другими атомами (всякого рода соединения включения и прочую “экзотику” здесь обсуждать не будем);
  • степень окисления – формальное понятие, которое приобретает реальный смысл лишь в соединениях с ионными связями, понятие “валентность”, наоборот, наиболее удобно применять по отношению к ковалентным соединениям.

Степень окисления (точнее, ее модуль) часто численно равен валентности, но еще чаще эти величины НЕ совпадают. Например, степень окисления углерода в CO 2 равна +4; валентность С также равна IV. А вот в метаноле (CH 3 OH) валентность углерода остается той же, а степень окисления С равна -1.

Небольшой тест на тему “Степень окисления”

Потратьте несколько минут, проверьте, как вы усвоили эту тему. Вам необходимо ответить на пять несложных вопросов. Успехов!

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;

Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин(существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N2H2, диимид);

Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) – неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;

Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота(I) N2O (закись азота, веселящий газ);

Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота(II) NO (монооксид азота);

Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота(III) N2O3, азотистая кислота, производные аниона NO2−, трифторид азота (NF3);

Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота(IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ);

Соединения азота в степени окисления +5 оксид азота(V) N2O5, азотная кислота, её соли – нитраты и другие производные, а также тетрафтораммоний NF4+ и его соли.

Аммиак – соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака – NH 3 .

Бесцветный газ с характерным резким запахом. Аммиак значительно легче воздуха, масса одного литра этого газа составляет 0,77 г. Благодаря водородным связям аммиак имеет аномально высокую температуру кипения, не соответствующую его малой молекулярной массе, хорошо растворим в воде.

Соли аммония. Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия. Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо и необратимо.

Соли аммония находят широкое применение. Большая часть их (сульфат аммония, нитрат аммония) используется в качестве удобрений. Хлорид аммония или нашатырь применяется в красильной и текстильной промышленности, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах.

Азотная кислота – сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н +1 и NO -1 3 .

Чистая азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Кипит при 86 °С. Гигроскопична. Под действием света она постепенно разлагается.

Азотная кислота – сильный окислитель. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в кислоты.

Азотная кислота действует почти на все металлы за исключением золота, платины, тантала, родия и иридия. Концентрированная азотная кислота приводит некоторые металлы (железо, алюминий, хром) в пассивное состояние.

Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Чем выше концентрация HNO 3 тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой обычно выделяется N0 2 .

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, медью, выделяется NO.

Применение. В больших количествах она используется для производства азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. Азотная кислота применяется в производстве серной кислоты нитрозным способом, используется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

Соли азотной кислоты. Одноосновная азотная кислота образует только средние соли, которые называются нитраты. Все нитраты хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода.

Нитраты наиболее активных металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее магния, переходят в нитриты.

Среди солей азотной кислоты наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами. Селитры используются главным образом как удобрения.

Азотные удобрения Нитрат аммония (аммиачная селитра) Это наиболее эффективное, богатое азотом удобрение. Содержит 33-35% азота в нитратной и аммиачной форме. Легко растворяется в воде, хорошо действует на многих почвах Сульфат аммония Содержит около 21% азота. Представляет собой бесцветные кристаллы ромбической формы.

Это удобрение менее гигроскопично, чем нитрат аммония, не слеживается, не огнеопасно Мочевина Это наиболее ценное азотсодержащее удобрение. Мочевина содержит наибольшее количество азота (около 46%) в хорошо усваиваемой растениями форме. Она представляет собой бесцветные или желтоватые кристаллы, хорошо растворяется в воде.

Мочевина не взрывоопасна, мало гигроскопична, не слеживается Нитрат калия (калийная селитра) Калийная селитра содержит приблизительно в 3 раза больше калия, чем азота. Поэтому ее применяют в комбинации с другими удобрениями Нитрат кальция (норвежская селитра) Ценное азотное удобрение.

Содержит около 13% азота Хлорид аммония Представляет собой белый порошок, содержит около 25% азота

Азот – едва ли не самый распространенный химический элемент во всей Солнечной Системе. Если быть конкретнее, то азот занимает 4 место по распространенности. Азот в природе – инертный газ.

Этот газ не имеет ни цвета, ни запаха, его очень трудно растворить в воде. Однако соли-нитраты имеют свойство очень хорошо реагировать с водой. Азот имеет малую плотность.

Азот – удивительный элемент. Есть предположение, что свое название он получил из древнегреческого языка, что в переводе с него значит «безжизненный, испорченный».

Отчего же такое негативное отношение к азоту? Ведь нам известно, что он входит в состав белков, а дыхание без него практически невозможно. Азот играет важную роль в природе. Но в атмосфере этот газ инертен.

Если его взять таким, какой он есть в первозданном виде, то возможно множество побочных эффектов. Пострадавший может даже умереть от удушья. Ведь азот оттого и называется безжизненным, что не поддерживает ни горения, ни дыхания.

При обычных условиях такой газ реагирует только с литием, образовывая такое соединение, как нитрид лития Li3N. Как мы видим, степень окисления азота в таком соединении равна -3.

С остальными металлами и конечно же, реагирует тоже, однако лишь при нагревании или при использовании различных катализаторов.

К слову говоря, -3 – низшая степень окисления азота, так как только 3 электрона нужны для полного заполнения внешнего энергетического уровня.

Этот показатель имеет разнообразные значения. Каждая степень окисления азота имеет свое соединение. Такие соединения лучше просто запомнить.

5 – высшая степень окисления у азота. Встречается в и во всех солях-нитратах.

Азот, соединения азота

Азот– элемент VAгруппы главной подгруппы, значит, на внешнем энергетическомуровне у него 5 электронов.

До завершения внешнего уровня ему не хватает 3 электрона,которые он может присоединить, в этом случае степень окисления его будет равна-3.

Кроме этого, атом азота может и отдавать электроны и приобретатьположительные степени окисления. Таким образом, для атома азота в соединенияхвозможны степени окисления от -3 до +5.

Рассмотримсоединения азота.

Например,в аммиаке – NH 3– степень окисления азота -3; в оксиде азота (I) – N 2 O– степень окисления азота +1; в оксиде азота (II) – NO– степень окисления азота +2; в азотистой кислоте – HNO 2– степень окисления азота +3; в оксиде азота (IV) – NO 2– степень окисления азота +4; в азотной кислоте – HNO 3– степень окисления азота +5.

Такимобразом, если степень окисления азота -3, то он проявляет восстановительныесвойства, если степень окисления +5, то азот проявляет окислительныесвойства, а если у азота в соединении промежуточные степени окисления: +1,+2, +3, +4, то он может проявлять и окислительные, и восстановительныесвойства.

Азотвходит в состав воздуха, где его объёмная доля составляет78%, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимаетпо распространённости четвёртое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Азотвходит и в состав чилийской селитры – NaNO 3– это неорганическое вещество образовалось из остатков птичьего помёта в условияхсухого и жаркого климата. Широко распространена и калийная селитра – KNO 3 ,встречающаяся в Индии.

Азотвходит в составвсех белков, а белок просто необходимдля жизни. Человек получает белок из растительной и животной пищи, а животные получаютбелок, в основном, из растений. А сами растения являются источником пополненияазота. Поэтому в природе постоянно происходит круговорот азота.

Таккак азот входит в состав органических соединений, то он недоступен для растений.

Но, в результате жизнедеятельности определённой группы бактэрий, органическиесоединения превращаются в неорганические – минеральные – это соли аммония инитраты.

И уже эти неорганические вещества усваиваются растениями. Затемрастениями, которые усвоили азот, питаются животные и из растений получаютнеобходимый белок.

Большуюроль в фиксации азота играют клубеньковые бактерии, которые живут вклубеньках бобовых растений (клевера, гороха, люпина). Они усваиваютатмосферный азот и превращают его в соединения, которые доступные растениям.

Кромеэтого, соединения азота в почве пополняются за счёт грозовых ливней.Сначала из азота и кислорода образуется оксид азота (II), который под действиемкислорода воздуха превращается в оксид азота (IV).

Этот оксид реагирует с водойв присутствии кислорода воздуха и получается азотная кислота.

Кислотазатем вступает во взаимодействие с соединениями натрия, кальция и калия,которые находятся в почве, и образует соли – селитры, которые нужны для питаниярастений.

Простоевещество азот состоит из двухатомных молекул – N 2 .В молекуле азота атомы связаны между собой тройной ковалентной неполярнойсвязью. Эта связь очень прочная, поэтому азот является малоактивнымвеществом.

Азотявляется бесцветным газом, не имеет запаха и вкуса, немного легче воздуха.Не сжижается при обычной температуре, плохо растворим в воде, его температураплавления -210 0C,а температура кипения -196 0C.

Влаборатории азот получают разложением нитрита аммонияпри слабом нагревании.

Азототносительно инертен в химических реакциях. Он не реагирует ни скислотами, ни с водой, ни со щелочами.

Приобычных условияхазот реагирует только с литием.При этом образуется нитрид лития.

Литийповышает свою степень окисления с 0 до +1, а азот понижает с 0 до -3.Каждый атом алюминия отдает по 6 электронов молекуле азота, при этом литийявляется восстановителем, а азот окислителем.

Сдругими металлами азот реагирует только при высоких температурах.

Например,в реакции с магнием образуется нитрид магния. Магний изменяет свою степеньокисления с 0 до +2, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом магния отдаёт по 3электрона молекуле азота. Магний в реакции является восстановителем, а азот –окислителем.

Привысоких температуре, давлении и в присутствии катализатораазот реагирует с водородом, образуя при этом аммиак. В этой реакции азотпонижает свою степень окисления с 0 до -3, а водород повышает с 0я до +1. Азотявляется окислителем, а водород восстановителем.

Каквидите, это реакция соединения, так как из двух простых веществобразуется одно сложное, реакция экзотермическая, так как протекает свыделением теплоты, обратимая, то есть идёт как в прямом, так и вобратном направлении, каталитическая, потому что в реакции присутствуеткатализатор – железо. Реакция является ,потому что происходит изменение степеней окисления, реакция гомогенная,так как вступающие в химическую реакцию вещества и продукты реакции в одномагрегатном состоянии – газообразном.

Привысокой температуреазот соединяется с кислородом,образуя оксид азота два.

Вэтой реакции азот повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислородпонижает с 0 до -2. Азот является восстановителем, а кислород – окислителем.

Таккак эта реакция идёт с изменением степеней окисления, то она является окислительно-восстановительной,это реакция соединения, потому что из двух простых веществ образуетсяодно сложное.

Реакция обратимая, идёт в прямом и обратномнаправлении, эндотермическая, так как теплота поглощается, реакция некаталитическая,потому что не требует участия катализатора, является гомогенной, таккак все вещества находятся в газообразном состоянии.

Следуетотметить, что в реакциях с металлами и водородом азот проявляетокислительные свойства, а в реакциях с кислородом – восстановительные.

Основнаяобласть применения азота – производство аммиака и азотной кислоты. Азотприменяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, прихранении ценных произведений живописи и рукописей. Азотом раньшенаполняли электрические лампы. Жидкий азот используют в охладительных системах.

Вмедицине чистый азот применяют в качестве инертной средыпри лечении туберкулёза лёгких, а жидкий азот – при лечении заболеванийпозвоночника и суставов.

В1772 году английский учёный Резерфорд и шведский исследователь Шеелев экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающийдыхание и горение.

Позднее, в 1787 году, Лавуазье установилналичие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. Он дал названиеэтому газу «азот», означающее «безжизненный» (от латинского а –нет и зоэ – жизнь).

В 1790году Шапталь дал азоту другоеназвание – нитрогениум – означающее «рождающий селитру».

Решимзадачу. Определим массу соединения, которое образуется при нагреванииметаллического магния массой 7,2 г в азоте объёмом 10 л принормальных условиях.

Вусловии задачи нам дана масса магния и объём азота. Найти необходимо массуобразовавшегося соединения, то есть массу нитрида магния. Найдём количествовещества магния, для этого необходимо массу магния разделить на его молярнуюмассу.

То есть 7,2 г разделим на 24 г/моль, получим 0,3 моль, теперь найдёмколичество вещества азота, для этого нужно объём азота разделить на молярныйобъём. Для этого разделим 10 л на 22,4 л/моль, получается 0,446 моль.

Поуравнению реакции видно, что соотношение моль магния и азота составляет 3:1. Следовательно, количество вещества азота должно быть в три раза меньшеколичества вещества магния, то есть 0,1 моль.

В результате вычислений мыполучили количество вещества азота, равное 0,446 моль. Поэтому азот находится визбытке, и количество вещества нитрида магния находим по магнию.

Получается,что количество вещества нитрида магния будет 0,1 моль, то есть 0,3 умножим на 1и разделим на 3 и получится 0,1 моль. Найдём молярную массу нитрида магния.

Дляэтого относительную атомную массу магния (24) умножим на 3 и прибавимотносительную атомную массу азота (14), умноженную на 2, получается 100 г/моль.Найдём массу этого вещества.

Для этого следует количество вещества умножить намолярную массу, поэтому 0,1 моль умножаем на 100 г/моль и получим 10 г.

Таким образом масса нитрида магния будет равна десятьг.

Вариант 1.

1. Число нейтронов в атоме 4N14:
А. 7.

Б. Азоту.

3. Азот имеет степень окисления +5 в соединении с формулой:
Г. HN03.

4. Минимальная степень окисления азота в соединении (из перечисленных ниже) с формулой:
А. N2.

Б. Фосфор.

6. Наименьший радиус у атома:
Г. F.

Б. Са3Р2.

8. Азотистой кислоте соответствует оксид с формулой:
Б. N203.

10. Коэффициент перед окислителем в реакции, схема которой
Ag + HN03(KOHЦ) -> AgN03 + N02 + Н20:

Б. 4.

11. Составьте молекулярные уравнения реакций следующих превращений:Р -> Р205 -> H3P04 -> Na3P04.1. 4Р + 5О2 = 2Р2О5P0 -5e →P+5 восстановительO20 + 2*2e→2O-2 окислитель2. Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО43. Н3РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

3Н+ + 3OH- = 3H2O

12. Дополните фразу: «Аллотропия – это…»
существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам.

13. С какими из веществ, формулы которых: КОН, С02, Zn, CuO, НС1, СаС03, взаимодействует разбавленная азотная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.HNO3 + КOH → КNO3 + H2O3CuO + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O10HNO3 разбавл. + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

Источник: https://store-e.ru/vazhneishie-soedineniya-azota-azot-i-ego-soedineniya/

Азот

Важнейшие соединения азота

Описание

Содержимое в человеческом организме

Биологическая роль

Источники

Суточная потребность

Недостаток

Избыток

Токсичность

(вернуться к оглавлению)

Азот представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса, плохо растворимый в воде, с низкими температурами плавления (-210°С) и кипения (-196°С). Простое вещество в виде N2 – основная часть атмосферного воздуха (78 %). Молекула азота обладает очень прочными связями. Состояния, в которых азот может находиться в своих соединениях, исключительно разнообразны.

Круговорот азота в природе тесно связывает геосферу и биосферу, подтверждая их единство. Существует множество бактерий, способных легко переводить одни соединения азота в другие, причем с изменением степени окисления азота.

Так, например, в биосфере связывание атмосферного азота N2 и его превращение в аммиак NH3 протекает более легким способом с участием фермента – нитрогеназы. Микроорганизмы, участвующие в этой реакции, присутствуют в корневых клубеньках некоторых растений, а также в сине-зеленых водорослях.

Фермент нитрогеназа, содержащий белки, а также молибден Мо и железо Fe, активен только в анаэробных условиях, то есть без участия кислорода.

В природе протекают и другие взаимные превращения соединений азота: нитрификация или окисление NH3 до NO2, а также восстановление нитратиона из удобрений под действием ферментов растений или анаэробных бактерий до NO2 или даже до NH3.

При обычных условиях способность азота реагировать с другими веществами невелика, и он иногда используется как инертный газ. Определяется это исключительно большой прочностью связи в молекуле N2, для ее разрыва требуется много энергии. Поэтому азот реагирует со многими металлами и неметаллами при высоких температурах.

Азот взаимодействует с активными металлами, например, Mg и Li с образованием нитридов. Также он взаимодействует с неметаллами, такими как О2, Н2, галогенами и другими, однако эти реакции возможны, как правило, при высокой температуре и в присутствии катализаторов.

Оксиды азота существуют главным образом за счет ковалентных химических связей N – O, обладают высокой способностью реагировать с другими веществами, поэтому неустойчивы.

N2O – закись азота представляет собой бесцветный газ, растворимый в воде. Называется также «веселящим газом», так как является наркотическим веществом. Применяется в анестезии. Неустойчив, легко разлагается. При повышенной температуре является сильным окислителем.

NO представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. С кислородом NO взаимодействует очень легко с образованием бурого NO2.

Молекула NO, по современным представлениям, несмотря на кажущуюся трудность её образования из простых веществ, присутствует в атмосфере в огромных количествах.

Считают, что до 7?107 тонн атмосферного азота N2 в год реагируют с кислородом О2 в результате таких высокотемпературных процессов, как сжигание топлива в промышленности и работа транспорта.

Показано, что оксиды азота, как и озон, способны взаимодействовать с продуктами неполного сгорания топлива с образованием высокотоксичных пероксонитратов. Под действием солнечной радиации в верхних слоях атмосферы протекают фотохимические реакции с участием NOx, которые катализируются содержащимися там твердыми частицами пыли.

 N2O3 – азотистый ангидрид представляет собой жидкость голубого цвета, существующую только при низкой (ниже чем – 100°С) температуре. Хорошо растворяется в холодной воде с образованием азотистой кислоты (HNO2).

NO2 представляет собой бурую летучую жидкость хорошо растворимую в воде.

N2O5 – ангидрид азотной кислоты (HNO3), при нормальных условиях бесцветное, летучее, кристаллическое гигроскопичное вещество. Медленно разлагается при комнатной температуре. С водой бурно реагирует с образованием азотной кислоты. N2O5 сильный окислитель по отношению ко многим металлам, неметаллам и органическим веществам.

Практически самым важным соединением азота является его гидрид NH3 – аммиак. NH3 представляет из себя бесцветный газ, в 1,7 раза легче воздуха.

По своим физико-химическим свойствам сильно отличается от молекулярного азота. Он легко сжимается и более реакционоспособен. Аммиак хорошо растворим в воде, при этом он вступает с водой в химическое взаимодействие.

NH3 проявляет восстановительные свойства, в атмосфере кислорода горит.

Азот имеет две кислородсодержащие кислоты – HNO2 и HNO3.

Азотная кислота (HNO3) – наиболее важное соединение азота. Это одна из самых сильных кислот, а концентрированная азотная кислота является сильным окислителем. Однако в зависимости от условий HNO3 восстанавливается до различных продуктов.

На ход процесса влияют природа восстановителя, концентрация реагента и температура. Соли азотной кислоты – нитраты – называются селитрами. Нитраты хорошо растворимы, водные растворы нитратов окислительными свойствами не обладают, но их расплавы – сильные окислители.

Термическое разложение нитратов протекает по-разному, в зависимости от природы катиона соли.

Азотистая кислота (HNO2) – непрочное соединение, известна только в холодных водных растворах, легко распадается. Это слабая кислота, проявляющая свойства окислителя и восстановителя.

Соли азотистой кислоты – нитриты более устойчивы чем сама кислота и также обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Нитриты более термически устойчивы чем нитраты и большинство из них хорошо растворимы в воде.

Нитриты щелочных металлов плавятся без разложения.  

№7 Азот

Важнейшие соединения азота

Азот (англ. Nitrogen, франц. Azote, нем. Stickstoff) был открыт почти одновременно несколькими исследователями. Кавендиш получил азот из воздуха (1772), пропуская последний через раскаленный уголь, а затем через раствор щелочи для поглощения углекислоты.

Кавендиш не дал специального названия новому газу, упоминая о нем как о мефитическом воздухе (лат. – mephitis – удушливое или вредное испарение земли). Официально открытие азота обычно приписывается Резерфорду, опубликовавшему в 1772 г.

диссертацию “О фиксируемом воздухе, называемом иначе удушливым”, где впервые описаны некоторые химические свойства азота. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. Он назвал новый газ испорченным воздухом (Verdorbene Luft).

Пристли (1775) назвал азот флогистированным воздухом (Air phlogisticated). Лавуазье в 1776-1777 гг. подробно исследовал состав атмосферного воздуха и установил, что 4/5 его объема состоят из удушливого газа (Air mofette).

Лавуазье предложил назвать элемент “азот” от отрицательной греческой приставки “а” и слова жизнь “зоэ”, подчеркивая его неспособность поддерживать дыхание. В 1790 году для азота было предложено название “нитроген” (nitrogene – “образующий селитру”), что и стало в дальнейшем основой международного названия элемента (Nitrogenium) и символа азота – N.

Нахождение в природе, получение:

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%.

В атмосфере азота содержится примерно 4 квадрильона (4·1015) тонн, а в океанах – около 20 триллионов (20·1012) тонн. Незначительная часть этого количества – около 100 миллиардов тонн – ежегодно связывается и включается в состав живых организмов.

Из этих 100 миллиардов тонн связанного азота только 4 миллиарда тонн содержится в тканях растений и животных – все остальное накапливается в разлагающих микроорганизмах и в конце концов возвращается в атмосферу.
В технике азот получают из воздуха.

Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (tкипN2 = -195,8°С, tкипO2 = -183°С)В лабораторных условиях чистый азот можно получить разлагая нитрит аммония или смешивая при нагревании растворы хлорида аммония и нитрита натрия:

NH4NO2 N2 + 2H2O;       NH4Cl + NaNO2 NaCl + N2 + 2H2O.

Физические свойства:

Природный азот состоит из двух изотопов: 14N и 15N. При обычных условиях азот – газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде (в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота, кислорода – 31 мл). При температуре -195,8°C азот переходит в бесцветную жидкость, а при температуре -210,0°C – в белое твердое вещество.

В твердом состоянии существует в виде двух полиморфных модификаций: ниже -237,54°C устойчива форма с кубической решеткой, выше – с гексагональной.
Энергия связи атомов в молекуле азота очень велика и составляет 941,6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0,110 нм. Молекула N2 диамагнитна. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная.

Плотность газообразного азота при 0°C 1,25046 г/дм3

Химические свойства:

При обычных условиях азот – химически малоактивное вещество из-за прочной ковалентной связи.

В обычных условиях реагирует только с литием, образуя нитрид:6Li + N2 = 2Li3N
С повышением температуры активность молекулярного азота увеличивается, при этом он может быть может быть и окислителем (с водородом, металлами), и восстановителем (с кислородом, фтором).

При нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом образуя аммиак:N2 + 3H2 = 2NH3
С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азотa(II): N2 + O2 = 2NO
В электрическом разряде возможна и реакция со фтором: N2 + 3F2 = 2NF3

Важнейшие соединения:

Азот способен образовывать химические соединения, находясь во всех степенях окисления от +5 до -3. Соединения в положительных степенях окисления азот образует с фтором и кислородом, причем в степенях окисления больше +3 азот может находиться только в соединениях с кислородом.

Аммиак, NH3 – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде (“нашатырный спирт”).

Аммиак обладает основными свойствами, взаимодействует с водой, галогеноводородами, кислотами:
NH3 + H2O NH3*H2O NH4+ + OH – ;       NH3 + HCl = NH4Cl
Один из типичных лигандов в комплексных соединениях:Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 (фиол.

, р-рим)
Восстановитель:2NH3 + 3CuO 3Cu + N2 + 3H2O.
Гидразин – N2H4 (пернитрид водорода), …
Гидроксиламин – NH2OH, …
Оксид азота(I), N2O (закись азота, веселящий газ). …

Оксид азота(II), NO – бесцветный газ, не имеет запаха, в воде малорастворим, относится к несолеобразующим.В лаборатории получают при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.В промышленности получают каталитическим окислением аммиака при получении азотной кислоты:

4NH3 + 5O2 4NO + 6 H2O

Легко окисляется до оксида азота(IV): 2NO + O2 = 2NO2
Оксид азота(III), ??? ……

Азотистая кислота, ??? …

Нитриты, ??? …

Оксид азота(IV), NO2 – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах, хорошо растворяется в воде, давая при этом две кислоты, азотистую и азотную: H2O + NO2 = HNO2 + HNO3

При охлаждении переходит в бесцветный димер: 2NO2 N2O4
Оксид азота(V), ??? ……

Азотная кислота, HNO3 – бесцветная жидкость с резким запахом, tкип = 83°С. Сильная кислота, соли – нитраты. Один из сильнейших окислителей, что обусловлено наличием в составе кислотного остатка атома азота в высшей степени окисления N+5. При взаимодействии азотной кислоты с металлами в качестве основного продукта выделяется не водород, а различные продукты восстановления нитрат-иона:

Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
4Mg + 10HNO3 (оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 5H2O.
Нитраты, ??? ……

Широко используется для создания инертной среды – наполнения электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке жидкостей, в пищевой промышленности как упаковочный газ. Им азотируют поверхность стальных изделий, в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость.

Жидкий азот часто используется для глубокого охлаждения различных веществ.
Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. В больших количествах азот применяется для получения аммиака.

Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Л.В. Черкашина
ХФ ТюмГУ, гр. 542(I)

Источники: – Г.П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в вузы. М., Новая волна, 2002. – А.С. Егоров, Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. Ростов-на-Дону, Феникс, 2003.

– Открытие элементов и происхождение их названий/Азот

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info07.htm

Book for ucheba
Добавить комментарий