Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Глава II. Методическое обеспечение организации самостоятельной работы учащихся при изучении азота и его соединений
2.1 Состав, содержание и этапы системы понятий об азоте и его соединениях
Раскроем содержание темы «Азот. Соединения азота» на основе анализа научной, методической и учебной литературы (4,7,11,15,17,20,23,24,29-31,33,37,43,47,51,54,55).
Общая характеристика элементов подгруппы азота
В главную подгруппу пятой группы входят элементы азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Общее название – пниктогены.
Электронное строение внешнего уровня: ns2 np3. Таким образом, элементы подгруппы азота относятся к p-элементам.
Характерные валентности для азота равны трём, а также четырем ( при образовании связи по донорно-акцепторному механизму). В атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута число неспаренных электронов может увеличиваться, потому что максимальная валентность равна номеру группы, т.е. пяти:
В соединениях элементы подгруппы азота способны проявлять степени окисления в интервале от -3 до +5, хотя для сурьмы и висмута отрицательные степени окисления мало характерны.
Важнейшие формы оксидов Э2О3 и Э2О5, им соответствуют гидроксиды типа НЭО2 или Н3ЭО3 [Э(ОН)3] и НЭО3 [Н3ЭО4].
В связи с увеличением металлических свойств элементов по группе сверху вниз, кислотные свойства гидроксидов от азота к висмуту уменьшаются, основные – увеличиваются.
Устойчивость кислородных соединений со степенью окисления элемента +3 увеличивается от азота к висмуту, со степенью окисления +5 – в том же направлении ослабевает, поэтому Р+3 – хороший восстановитель, а Bi+5 – сильный окислитель:
P2O3 + O2 = P2O5 PCl3 + Cl2 = PCl5
5NaBiO3 + 2Mn(NO3)2 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O + 5NaNO3
Элементы подгруппы азота образуют газообразные водородные соединения ЭН3, устойчивость которых резко падает от азота к висмуту.
Азот
Основные изотопы: 14N, 15N. Относительная электроотрицательность равна 3,07.
Электронное строение атома: 1s22s22p3.
Валентность: III, IV.
Степени окисления могут изменяться в широком интервале от -3 до +5.
Главная составная часть воздуха (78,09% по объёму и 75,51% по массе). Встречается также в виде селитр (NaNO3, KNO3). В природе связывание азота происходит с помощью азотофиксирующих микроорганизмов, которые живут в клубеньках корней бобовых растений. Входит в состав белков и ферментов; нуклеиновых кислот; играет важную роль в энергетике клетки.
Простое вещество
Физические свойства и строение молекулы
Простое вещество азота имеет формулу N2. Это бесцветный газ без вкуса и запаха, очень плохо растворим в воде. В молекуле азота ковалентная неполярная тройная связь. Она очень прочна (Е связи = 945 кДж/моль), а потому очень инертна.
Получение
I. Промышленные способы
1. Ректификация воздуха. При перегонке жидкого воздуха сначала испаряется азот (Т кип = -183оС.).
2. Удаление кислорода из воздуха путем пропускания его через раскаленный кокс:
2С (кокс) + О2 = 2СО2
II. Лабораторные способы
1. Разложение нитрита аммония при нагревании:
NH4NO2 t N2 + 2H2O
2. Реакция горения аммиака:
4NH3 + 3O2 без катализатора 2N2 + 2H2O
3. Взаимодействие аммиака с оксидом меди (II):
2NH3 + 3CuO 3Cu + N2 + 3H2O
Химические свойства
1. Взаимодействие с металлами (при комнатной температуре – только с литием, с остальными – при высокой температуре) с образованием нитридов.
6Li + N2 2Li3N 3Mg + N2 t Mg3N2
2. Взаимодействие с водородом (синтез Габера - Боша):
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 52 кДж/моль
(to: 450-500oC, катализатор – Al2O3, давление)
3. При грозовых разрядах азот взаимодействует с кислородом с образованием оксида азота (II).
N2 + O2 2NO
Эта эндотермическая реакция служит основой промышленного электродугового способа фиксации (связывания) азота.
Соединения азота
Аммиак
Физические свойства и строение молекулы
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде с концентрацией 3-10% называется нашатырным спиртом, при концентрации 18-25% - аммиачной водой.
Атом азота в молекуле находиться в состоянии sp3- гибридизации. Угол между связями H – N – H составляет 107о. Молекула аммиака имеет пространственное строение трехгранной пирамиды.
Получение
I. Промышленный способ (синтез Габера - Боша)
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 52 кДж/моль
Условия: to = 450-500оС, р = 30-100 МПа, катализатор – пористое железо, активированное K2O, Al2O3 и др.
II. Лабораторные способы
1. Взаимодействие солей аммония с сильными основаниями.
NH4Cl + KOH NH3 + H2O + KCl
2. Взаимодействие нитридов с водой.
Mg3N2 + 6 H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3
III. В природе аммиак выделяется при гниении веществ белковой природы.
Химические свойства
I. Кислотно-основные свойства
1. Аммиак – слабое основание:
а) влажная лакмусовая бумажка в его присутствии синеет:
NH3 + H2O ↔ NH3 · H2O ↔ NH4+ + OH-
б) взаимодействие с кислотами:
NH3 + HCl NH4Cl NH3 + H3PO4 NH4H2PO4
в) взаимодействие с кислотными оксидами:
2NH4OH + CO2 (NH4)2CO3 + H2O
2. Аммиак – очень слабая кислота:
2NH3(жидк.) + 2Na 2NaNH2 + H2
3. Благодаря наличию неподеленной электронной пары у атома азота аммиак – хороший лиганд (донор электронной пары) в комплексных соединениях:
4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4
II. Окислительно-восстановительные свойства
Поскольку атом азота в аммиаке находится в минимальной степени окисления, в окислительно-восстановительных реакциях он выполняет функции восстановителя.
1. Каталитическое окисление аммиака.
4NH3 + 5O2 Pt + Rh 4NO + 6H2O
2. Взаимодействие с сильными окислителями, например с хлоратом калия:
2NH3 + KClO3 N2 + KCl + 3H2O
Соли аммония
Получение
Взаимодействие аммиака с кислотами с образованием иона аммония идет по донорно-акцепторному механизму:
2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 NH3 + H2SO4 NH4HSO4
Химические свойства
1. Гидролиз:
NH4+ + H2O ↔ NH3 · H2O + H+ (pH < 7)
2. Термическое разложение:
NH4NO2 t N2 + 2H2O NH4NO3 t N2O + 2H2O
(NH4)2CO3 t 2NH3 + H2O + CO2 NH4Cl t NH3 + HCl
NH4HCO3 t NH3 + H2O + CO2 (NH4)3PO4 t 3NH3 + H3PO4
3. Реакции со щелочами, кислотами, другими солями аналогичны общим свойствам солей.
Оксиды азота
Физические свойства
Азот образует несколько оксидов: газообразные N2O – оксид азота (I) или «веселящий газ», NO – оксид азота (II), NO2 – оксид азота (IV); а также жидкий при температуре ниже 0оС N2O3 – оксид азота (III) или азотистый ангидрид и N2O5 - оксид азота (V) или азотный ангидрид – бесцветное твёрдое вещество.
Получение
1. Оксид азота (I) может быть получен термическим разложением нитрата аммония.
2. Оксид азота (II).
а) Это единственный оксид азота, который может быть получен при непосредственном взаимодействии азота и кислорода:
N2 + O2 эл.дуга 2NO
б) Взаимодействие неактивного металла с разбавленной азотной кислотой:
3Cu + 8HNO3(разб.) 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
в) Каталитическое окисление аммиака.
3. Оксид азота (III) получают взаимодействием оксида азота (II) с оксидом азота (IV).
NO + NO2 ↔ N2O3
4. Оксид азота (IV).
а) Взаимодействие неактивного металла с концентрированной азотной кислотой:
Cu + 4HNO3(конц.) 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
б) окислением оксида азота (II);
в) термическим разложением нитрата металла, стоящего в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния:
2Pb(NO3)2 t 2PbO + 4NO2 + O2
5. Оксид азота (V) получают действием на азотную кислоту сильных водоотнимающих средств, например, P2O5.
2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5
Химические свойства
1. Оксид азота (I) – несолеобразующий оксид, при нагревании разлагается:
2N2O t 2N2 + O2
2. Оксид азота (II) – несолеобразующий оксид, проявляет восстановительные свойства, легко окисляясь кислородом до оксида азота (IV) или хлором до хлористого нитрозила NOCl:
2NO + O2 2NO2 2NO + Cl2 2NOCl
3. Оксиды N2O3 и N2O5 – кислотные оксиды, при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты HNO2 и HNO3. Неустойчивы.
N2O3 NO2 + NO 2N2O5 4NO2 + O2
4. Оксид азота (IV) – кислотный, при взаимодействии с водой и щелочами вступает в реакции диспропорционирования, образуя, соответственно, две кислоты (азотистую и азотную) или их соли:
2NO2 + H2O HNO2 + HNO3 2NO2 + 2KOH KNO2 + KNO3 + H2O
Подвергается реакции димеризации:
2NO2 ↔ N2O4
При взаимодействии с кислородом в водном растворе NO2 проявляет восстановительные свойства, окисляясь до азотной кислоты.
Азотистая кислота и ее соли
Получение
Азотистую кислоту получают из её солей действием сильных кислот:
NaNO2 + HCl HNO2 + NaCl
Химические свойства
Азотистая кислота – слабая и неустойчивая:
2HNO2 NO + NO2 + H2O
Существует только в водном растворе. Образует соли – нитриты – при взаимодействии с веществами основного характера.
Химические свойства нитритов
1. Как соли слабой кислоты, нитриты гидролизуются по аниону, обеспечивая в растворе щелочную реакцию среды.
NO2- + HOH ↔ HNO2 + OH- (pH > 7)
2. Окислительно-восстановительные свойства.
Вследствие промежуточной степени окисления азота (+3) проявляются функции как окислителя (а), так и восстановителя (б):
а) 2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 2NO + I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O
б) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
3. Нитриты очень токсичны, так как окисляют содержащийся в гемоглобине ион Fe+2, который при этом перестает выполнять в организме свою функцию переносчика кислорода в крови.
Кроме того, нитриты служат причиной образования в продуктах питания канцерогенных и мутагенных веществ – нитрозоаминов R2N – N = O.
Азотная кислота
Физические свойства и строение молекулы
Бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, на свету разлагается с выделением NO2, приобретая бурый цвет:
4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2
Строение молекулы азотной кислоты может быть передано с помощью электронографической формулы:
Однако, при таком изображении атомы кислорода, связанные только с атомом азота, выглядят неэквивалентными, что не соответствует истинному строению молекулы. Реальное распределение электронов более точно передаёт структурная формула (3), являющаяся суперпозицией других двух равнозначных структур (1) и (2), в которых либо один, либо другой атом кислорода связан с азотом кратной связью. Пунктирная линия обозначает, что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между двумя связями.
Получение
I. Лабораторный способ
Из солей действием концентрированной серной кислотой:
NaNO3 + H2SO4(конц.) HNO3 + NaHSO4
II. Промышленный способ
а) Каталитическое окисление аммиака в смеси с воздухом при температуре 800оС:
4NH3 + 5O2 Pt + Rh 4NO + 6H2O
б) окисление оксида азота (II) при обычной температуре:
2NO + O2 2NO2
в) взаимодействие оксида азота (IV) с кислородом и водой.
4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3
Химические свойства
I. Кислотно-основные свойства
Проявляет все свойства кислот.
II. Окислительно-восстановительные свойства
Азотная кислота – очень сильный окислитель. В ней растворяются многие металлы. При этом водород, как правило, не выделяется, так как азот в степени окисления +5 является гораздо более сильным окислителем, чем катион водорода; обычно образуется смесь продуктов восстановления нитрат-ионов:
NO3- N+4O2, HN+3O2, N+2O, N2+1O, N20, N-3H3 (N-3H4NO3)
Состав смеси зависит от природы металла, концентрации кислоты и температуры. При записи уравнений обычно указывают преобладающий продукт восстановления.
Азотная кислота любой концентрации не реагирует с Au, Pt, Ir, Ta, W. Золото и платина растворяются в «царской водке»:
Au + 4HCl + HNO3 H[AuCl4] + NO + 2H2O
Тетрахлороаурат(III) водорода
1. Окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.
а) Не реагирует с Al, Cr, Fe (пассивация).
б) Основным продуктом её восстановления под действием любого восстановителя является NO2, так как избыток азотной кислоты может окислить до NO2 все другие соединения азота.
Ag + 2HNO3(конц.) AgNO3 + NO2 + H2O
Zn + 4HNO3(конц.) Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц.) H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
2. Окислительные свойства разбавленной азотной кислоты.
а) При взаимодействии со слабыми восстановителями (малоактивные металлы Cu, Ag, Hg, неметаллы) восстанавливается до NO:
3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3P + 5HNO3(разб.) + 2H2O 3H3PO4 + 5NO
б) С сильными восстановителями (щелочноземельные металлы, железо, олово, алюминий) образует аммиак или нитрат аммония:
8Al + 30HNO3(разб.) 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
в) Восстановители средней силы (например, цинк) восстанавливают разбавленную азотную кислоту до различных веществ:
NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H20
2NO3- + 10H+ + 8e N2O + 5H2O
2NO3- + 12H+ + 10e N2 + 6H2O
NO3- + 10H+ + 8e NH4+ + 3H2O
Азотная кислота используется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс, искусственных волокон и др. материалов.
Соли азотной кислоты
Для солей азотной кислоты – нитратов – характерны всё свойства солей.
Особенностью нитратов являются реакции термического разложения, протекающие различным образом в зависимости от положения металла в электрохимическом ряду напряжений:
а) левее Mg: Ca(NO3)2 Ca(NO2)2 + O2
б) от Mg до Cu: 4Cr(NO3)3 2Cr2O3 + 12NO2 + 3O2
в) правее Cu: Hg(NO3)2 Hg + 2NO2 + O2
Как и нитриты, нитраты ядовиты, способны окислять Fe2+ до Fe3+ в гемоглобине, который при этом теряет способность переносить кислород.
Азотные удобрения
Азотные удобрения – вещества, применяемые как источник азотного питания растений для повышения их урожайности. Они подразделяются на минеральные, органические и зеленые.
Минеральными азотными удобрениями являются соли азотной кислоты – нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые иначе называют селитрами, а также жидкий аммиак, аммиачная вода, синтетическая мочевина.
К органическим азотным удобрениям относят навоз, компост и др., к зеленым – люпин, сераделла и др.