азот растворяется в воде лучше чем кислород

Азот (N)

Применение

Соединения азота используются в различных отраслях промышленности. Большая часть азота используется для производства аммиака по процессу Габера-Боша. Азотная кислота, мочевина, гидразин и амины также являются продуктами азотной промышленности. Соединения азота выделяются в качестве промежуточных продуктов при производстве красок и пластмасс.

Жидкий азот широко используется для замораживания пищевых продуктов. Тот же принцип используется при глубокой заморозке биологических образцов и препаратов. Жидкий азот также представляет интерес для создания сверхпроводников из специальной керамики.

Азот используется в качестве защитного газа, например, при сварке и производстве полупроводников, а также в качестве топлива в аэрозольных баллончиках и огнетушителях. N2O4 является окислителем ракетного топлива. Этот элемент также содержится во взрывчатых веществах и необходим для горнодобывающей промышленности.

Нитраты и нитриты используются в качестве пищевых добавок, например, для сохранения красного цвета мяса и предотвращения образования токсинов.

Воздействие азота на здоровье

Человеческое тело на 2,6% состоит из азота, который входит в состав всех белков и нуклеиновых кислот. Люди в основном поглощают азот в виде белков.

Питьевая вода часто содержит нитраты, воздействие которых на здоровье не ожидается при концентрациях менее 1000 мг / л. Нитраты обычно считаются относительно нетоксичными сами по себе, но могут превращаться в более опасные нитриты. Нитриты — это ядовитые соли азотной кислоты, которые не позволяют крови транспортировать кислород. У взрослых это обычно приводит максимум к тошноте и расстройству желудка.

Нитриты также образуют так называемые нитрозамины с аминами из белковосодержащих продуктов, которые считаются канцерогенными. Восстанавливающие и антиоксидантные свойства витамина С могут предотвратить эту реакцию.

Азот в основном содержится в воздухе, который на 78 процентов состоит из этого элемента. В почве и воде азот присутствует в виде нитратов и нитритов. Все эти вещества являются частью азотного цикла и поэтому взаимозависимы.

Люди значительно увеличили естественную концентрацию нитратов и нитритов, в основном за счет использования удобрений, содержащих нитраты. В промышленных процессах происходит значительная эмиссия азота, что приводит к накоплению нитратов и нитритов в почве и воде. Большие содержания нитратов и нитритов имеют серьезные последствия для здоровья:

Воздействие азота на окружающую среду

Высокие концентрации нитратов и нитритов попадают в окружающую среду в результате деятельности человека, в основном из-за широкого использования удобрений. Во время процессов горения также выделяются оксиды азота, которые затем повышают концентрацию нитратов и нитритов в результате определенных реакций.

Эти соединения азота оказывают разнообразное воздействие на окружающую среду. Во-первых, они влияют на видовой состав, поскольку устойчивость к соединениям азота варьируется от вида к виду. Более того, нитриты вредны для здоровья людей и животных. Богатые азотом пастбищные корма снижают перенос кислорода в кровь, что, в частности, отрицательно сказывается на животноводстве.

Азот и вода

Содержание азота (растворенные неорганические соединения азота) в морской воде составляет до 0,5 частей на миллион (на поверхности всего около 0,1 частей на миллиард). Концентрация в речной воде также сильно варьируется, но обычно составляет около 0,25 промилле. В неорганических проявлениях элемента есть различия в зависимости от природы воды. В аэробных водах азот в основном находится в форме N2 и NO3 и, в зависимости от условий окружающей среды, может также встречаться в виде N2O, NH3, NH4, HNO2.

Элементарный газообразный азот (N2) в основном встречается в прибрежных районах, что неудивительно, если учесть, что 78% воздуха состоит из азота и что контакт с воздухом на побережье довольно высок из-за движения волн и мелководья. Наибольшую роль в биохимических процессах играют аммоний, нитрат и нитрит, а также органические соединения азота в воде.

Растворимость азота и / или его соединений в воде

Растворимость азота в форме N2 в воде при 20 C и давлении 1 бар составляет около 20 мг / л. Растворимость соединений азота может широко варьироваться. Например, оксид азота (I) растворим до 1,12 г / л, тогда как трихлорид азота нерастворим в воде.

Как азот может попасть в воду?

Азот в основном попадает в окружающую среду через сельскохозяйственные процессы. Азотные удобрения, которые содержат элемент в основном в форме нитрата, а также аммиак, аммоний, мочевину и амиды, имеют очень большую долю. После внесения удобрений растениями усваивается лишь относительно небольшая часть (около 25-30% азота). Остальная часть попадает в грунтовые и поверхностные воды через почву, поскольку нитраты особенно хорошо растворяются в воде.

Много азота выделяется в животноводстве, часто в чрезмерно больших количествах. В органических удобрениях это происходит в основном в виде белковых соединений, мочевины или амидов, которые всасываются в разной степени. В конце концов, азот также содержится в различных пестицидах и поэтому активно применяется на сельскохозяйственных землях.

Немалое количество азота содержится в бытовых сточных водах. Количество напрямую зависит от потребления белка населением. Обычно около трети азотной нагрузки составляют органические соединения азота, в основном мочевина, остальное — соли аммония. Доля нитратов и нитритов в сточных водах обычно не превышает 3%. Продукты распада после обычных первых этапов очистки городских сточных вод — это в основном аммоний и нитраты.

Конечно, существует также естественный круговорот азота, который объясняет, почему немалое количество азота содержится в почве, воде и воздухе.

Какие экологические проблемы может вызвать загрязнение воды азотом?

Азот является важным элементом для всех организмов, поскольку он входит в состав всех белков и нуклеиновых кислот. Растения, например, содержат около 7,5% (в пересчете на сухое вещество) этого элемента. Азот очень важен для растений, и его достаточно в воздухе, но он не может быть поглощен в элементарной форме. Сначала он должен быть связан в другой форме, в основном в виде нитрата. При так называемой нитрификации бактерии превращают аммиак в нитрит и нитрат. Это высвобождает энергию, а конечный продукт является одним из наиболее важных источников обычного содержания нитратов в почве, на котором в конечном итоге могут существовать растения.

Некоторые растения, например шпинат, даже накапливают это вещество. Если азотные удобрения использовать вне фазы роста, это совершенно бесполезно и даже отрицательно сказывается на окружающей среде. Вещество не может ни абсорбироваться, ни иммобилизоваться, поэтому легко попадает в грунтовые воды и питьевую воду.

Некоторые растения относительно чувствительны к NO2. В форме HNO3 азот является важным компонентом дождевой воды. Вместе с H2SO4 он вызывает так называемые кислотные дожди, отрицательно влияющие на почву и растения.

Поскольку азот, как уже упоминалось, является важным компонентом белков, он также присутствует в больших количествах в тканях животных. В простейшем виде он не оказывает прямого воздействия на теплокровных животных. Тот факт, что более высокие концентрации азота в выдыхаемом воздухе могут привести к удушью, более вероятен из-за того, что в этом случае содержание кислорода в воздухе ниже.

Сам по себе азот также не считается загрязняющим воду веществом и поэтому обычно не наносит вреда окружающей среде. В океанах нитраты, нитриты и соединения аммония действуют как питательные вещества для планктона, поэтому на поверхности воды значительно меньше соединений азота, чем на глубине. Когда содержание азота в самых верхних слоях воды увеличивается, увеличивается производство планктона и может происходить так называемое цветение водорослей. Таким образом, большое количество азота, которое в нейтральных и аэробных условиях встречается в основном в виде нитрата, может вызвать эвтрофикацию, то есть избыточное поступление питательных веществ, что часто приводит к нехватке кислорода и, как следствие, к гибели рыб.

Источник

Книги по аквариумистике

Лучшая on-line библиотека для начинающих и профессионалов!

Растворенные в воде газы

Газы, из которых состоит воздух, мы находим в воде в других концентрациях: азот, кислород, аргон и двуокись углерода (см. таблицу па стр. 25). Газообразный азот растворяется в воде согласно физическим законам для газов. Он не участвует в химических реакциях, но принимает участие в биологических процессах. Так же пассивно ведет себя инертный газ аргон.

Кислород, необходимый для всех жизненных процессов, следует тем же физическим законам, что и азот. Кислород вступает в интенсивный биологический цикл и является газом для дыхания, всех живых существ за исключением некоторых бактерий. Двуокись углерода, напротив, участвует как в химических, так и в биологических процессах.

Между водой, грунтом и атмосферой происходит постоянный газовый обмен

Газообмен между водой и атмосферой происходит преимущественно на поверхности воды. Газы, такие, как CO₂, выделяются из недр Земли и также поглощаются водой. Если вода вытекает из источников в земле, то она также вступает во взаимодействие с атмосферой. Вещества, имеющиеся в воде в избытке, такие, как угольная кислота, переходят в атмосферу. Другие газы, которых нет в воде или есть только в незначительном количестве, напротив, поглощаются. На поверхности воды происходит газообмен с помощью диффузии.

Концентрация определенного газа в воздухе находится в балансе с концентрацией этого же газа в жидкости. Если каким-либо образом концентрация газа в растворе становится более высокой, то на поверхности волы происходит газообмен до тех пор, пока равновесие снова не будет достигнуто. Вода, напротив, поглощает из воздуха значительные количества газов, концентрация которых в воде слишком низка. Концентрация, при которой газообмен приходит к равновесию, называется точкой насыщения. Граница раздела вода/воздух может представлять собой не только ровное водное зеркало. В частности, движение волн, быстрые течения, водопады и, прежде всего, медленно восходящие пузырьки газов приводят, как показано в таблице на стр. 25, к увеличению пограничной поверхности и, таким образом, к интенсивному газообмену в обоих направлениях. Чем быстрее вода передвигается, тем больше становится пограничная поверхность между водой и воздухом, и тем более интенсивным будет массообмен между водой и воздухом, например, в быстром потоке. Это приводит к увеличению поглощения кислорода на порядок по сравнению с поверхностью спокойного озера. Таблица на стр. 25 внизу показывает значения насыщаемости воды кислородом, азотом и двуокисью углерода. Очевидно, что содержание кислорода и азота в воде значительно ниже, чем в воздухе, в то время как двуокись углерода в этих средах имеет примерно равные концентрации. Отметим, что кислорода в воде содержится мало. Это приводит к тому, что живые существа должны предпринимать значительные усилия, чтобы поглощать его в достаточном количестве.

Источник

Кислород в воде

Кислород вместе с другими газами, входящими в состав воздуха, легко растворяется в воде.

Сколько же воздуха может раствориться в воде? Говорить о растворимости воздуха в целом нельзя, нужно говорить о растворимости каждой составной части воздуха в отдельности.

Кислород, азот, аргон, двуокись углерода и другие газы обладают различной растворимостью. При одинаковых температуре и давлении чистого кислорода в воде растворится почти в 2 раза больше, чем азота, а углекислого газа — в 35 раз больше, чем кислорода.

Однако существуют общие закономерности для всех газов. Чем выше температура жидкости, тем меньше растворимость газов. В литре чистой воды при нормальном атмосферном давлении, равном 760 миллиметрам ртутного столба, и при температуре 0° растворяется около 50 кубических сантиметров чистого кислорода. А при температуре 30° — примерно в 2 раза меньше. Чистого азота при температуре 0° и нормальном атмосферном давлении растворится 24 кубических сантиметра, а при температуре 30° — 14 кубических сантиметров.

Чем выше давление газа над жидкостью, тем больше его растворимость.

Если в закрытом сосуде, наполненном на одну треть водой, создать давление в 2 атмосферы, то газа растворится вдвое больше, чем при 1 атмосфере. И, наоборот: при пониженном давлении газа растворится во столько же раз меньше, во сколько ниже давление.

Два равных объема различных газов, смешанных при давлении в 1 атмосферу, растворяясь в воде, будут вести себя как два самостоятельно существующих газа, находящихся под давлением в 1/2 атмосферы. Растворимость каждого из них будет в 2 раза меньше их растворимости при нормальном атмосферном давлении.

Воздух — это смесь газов. Так как в воздухе содержится 21 процент кислорода, то его парциальное давление, то есть та часть давления, которая падает только на кислород, будет в 5 раз меньше давления воздуха. Поэтому кислорода воздуха при нормальном атмосферном давлении растворится в воде в 5 раз меньше, чем чистого кислорода при том же давлении.

В самом деле, если при нормальном давлении и при температуре 0° насытить воду не чистым кислородом, а воздухом, то в литре воды растворится только 10 кубических сантиметров кислорода вместо 50, а азота из воздуха растворится 19 кубических сантиметров вместо 24.

В воде, содержащей различные соли, растворимость газов снижается. В речной воде кислорода растворяется меньше, чем в чистой (дистиллированной), а в морской меньше, чем в речной.

Чтобы растворить газ в воде, его нужно привести в соприкосновение или перемешать с водой; чтобы вытеснить газ из воды, воду нужно подогреть. Доведя температуру воды до 100°, можно почти полностью вытеснить из нее газ.

Вытеснение воздуха из воды кипячением: 1 — колба с водой; 2 — загнутая стеклянная трубка; 3 — стакан с водой; 4 — пробирка, в которую собирается вытесненный воздух

Возьмите колбу, наполненную доверху водой, закройте ее пробкой, в которую вставлена загнутая стеклянная трубка. Второй конец этой трубки вставьте в стакан с водой и наденьте на этот конец трубки наполненную водой пробирку. Доведите воду в колбе до кипения. В опрокинутой пробирке появится газ, тот самый газ, который был растворен в воде до ее кипячения.

Хотя до кипячения вода соприкасалась только с воздухом, но в силу различной растворимости кислорода и азота состав вытесненного газа будет существенно отличаться от состава обычного воздуха. В него входит 1 объем кислорода и 2 объема азота. А это означает, что в полученном газе кислорода уже не 21, как в воздухе, а 33 процента.

В обыкновенной, неочищенной воде, кроме растворенного газообразного кислорода, имеется еще кислород, входящий в состав растворенных в ней солей. Этот кислород вытеснить кипячением нельзя, так как он прочно связан с каким-нибудь другим элементом.

Чтобы освободить воду от солей, ее нужно перегнать.

Прибор для перегонки состоит из колбы для кипячения воды, холодильника, где конденсируются пары, и приемника, куда стекает дистиллированная вода.

Полученная таким образом вода содержит только растворенные газы, которые можно вытеснить кипячением.

Что же содержится в воде, в которой нет ни солей, ни растворенных газов?

Вода, как и всякое химическое соединение, состоит из однородных молекул.

В состав молекулы воды (Н₂O) входит 2 атома водорода и 1 атом кислорода, тесно связанные между собой.

Лабораторная установка для получения дистиллированной воды: 1 — колба для кипячения воды; 2 — холодильник; 3 — приемник

Разделить, разорвать молекулу воды на ее составные части нелегко, на это нужно затратить энергию.

Молекулярный вес воды равен 18. Он состоит из 2 атомных весов водорода, равных 2 единицам, и атомного веса кислорода — 16. Следовательно, в молекуле воды содержится около 89 процентов кислорода и около 11 процентов водорода. В килограмме воды насчитывается 890 граммов кислорода.

Это означает, что все реки, моря и океаны состоят главным образом из кислорода.

Вода занимает три четверти земной поверхности.

Но в природе вода встречается не только в жидком виде. В полярных странах и на высоких горах круглый год сохраняются огромные толщи льда и снега. Большие количества воды мы встречаем в воздухе в виде пара.

Животные и растения больше чем наполовину состоят из воды. В человеческом организме, при среднем весе тела 65—70 килограммов, содержится до 40 килограммов воды.

Источник: В. Медведовский. Кислород. Государственное Издательство Детской литературы Министерства Просвещения РСФСР. Ленинград. Москва. 1953

Если вы нашли ошибку, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter.

Источник

Азот. Химия азота и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация азота в основном состоянии :

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

Суммарное уравнение процесса:

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000 о С), на электрической дуге (в природе – во время грозы) :

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

2С + N₂ → N≡C–C≡N

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами : с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Соли аммония

Способы получения солей аммония

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Химические свойства солей аммония

NH₄Cl ⇄ NH₄ + + Cl –

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

При температуре 250 – 300°C:

При температуре выше 300°C:

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксид азота (I)

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

Химические свойства оксида азота (I):

N₂O + Mg → N₂ + MgO

Еще пример : оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂ + NaNO₃ + 4HCl → 3FeCl₃ + NaCl + NO + 2H₂O

2HNO₃ + 6HI → 2NO + I₂ + 4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака :

Химические свойства.

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl₂ → 2NOCl

Оксид азота (III)

Способы получения: м ожно получить при низкой температуре из оксидов азота:

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами :

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO₂ характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4. Оксид азота (IV) димеризуется :

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота :

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V) :

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Еще пример : оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

Химические свойства

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃ обычно восстанавливается до NO или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Еще пример : азотная кислота окисляет йодоводород:

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С + 4HNO₃ → 3СО₂ + 4NO + 2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO ₂ существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается :

без нагревания азотистая кислота также разлагается :

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

При взаимодействии с очень сильными восстановителями ( алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

Источник