Строение и свойства атомов. Элемент азот N — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Соединения азота. Свойства азота Схема строения азота

07.10.2021

Элемент азот N - первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три электрона неспаренные (вспомните правило «8-N»). Отсюда следует, что атомы этих элементов могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степень окисления -3, например в соединениях с водородом - аммиаке NН3 и с металлами - нитридах Li3N, Mg3N2 и др.
Атомы азота могут также отдавать свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду) и приобретать при этом степени окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства и в степенях окисления +1, +2, +4.

Азот - простое вещество. В свободном состоянии азот существует в виде двухатомной молекулы М2. В этой молекуле два атома N связаны очень прочной тройной ковалентной связью:

Эту связь можно обозначить и так:
N=N

Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода. Прочностью молекулы азота обусловлена его химическая инертность.
При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид Li3N:
6Li + N2 = 2Li3N
С другими металлами он взаимодействует только при высоких температурах.
Также при высоких температурах и давлении в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя аммиак:
2N+ ЗН2 <-> 2NH3
(дайте характеристику этой реакции и рассмотрите условия смещения химического равновесия вправо).
При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом, образуя оксид азота(II) (дайте характеристику этой реакции и также рассмотрите условия смещения химического равновесия вправо).
В природе азот содержится в основном в атмосфере - 78,09% по объему или 65,6% по массе. Над каждым гектаром земной поверхности постоянно «висят» 8 тыс. т азота. Из природных неорганических соединений азота наиболее известна чилийская селитра NaNO3.
Большая часть связанного азота содержится в органических веществах.
Азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, в промышленности применяют для синтеза аммиака и производства азотной кислоты. Раньше этот газ в качестве инертной среды использовали для наполнения электрических ламп. В медицине чистый азот применяется в качестве инертной среды при лечении туберкулеза легких, а жидкий азот - при лечении заболеваний позвоночника, суставов и др.

Круговорот азота в природе. Азот - жизненно важный элемент. Все основные части клеток тканей организма построены из белковых молекул, в состав которых входит азот. Без белка нет жизни, а без азота нет белка. Человек получает белки из растительной и животной пищи, животные, в свою очередь, получают их также из растений. Следовательно, растения - один из источников пополнения азота, который поддерживает жизнь.
Содержание связанного азота в почве очень незначительно (до 1 кг в 1 т), к тому же большая часть его входит в состав органических соединений и непосредственно недоступна для растений. Однако постепенно, в результате деятельности бактерий, органические соединения превращаются в минеральные - соли аммония или нитраты, которые и усваиваются растениями.
Азот входит в состав растительных белков. Животные получают готовые белковые вещества из растений; в животном организме содержится от 1 до 10% азота (по массе), в шерсти и в рогах - около 15%. Все важнейшие части клеток (цитоплазма, ядро, оболочка) построены из белковых молекул.
Еще большее значение имеют особые бактерии, которые живут в клубеньках на корнях бобовых растений (клевера, гороха, вики, люпина и др.), их так и называют «клубеньковыми». Вот эти бактерии и связывают свободный атмосферный азот, т. е. превращают его в соединения, которые усваивают растения, образуя белки своего организма.
Соединения азота в почве пополняются также во время грозовых ливней. Как вы уже знаете, при этом из азота и кислорода образуется оксид азота(П), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота(IV):
2NO + 02 = 2NO2
Последний взаимодействует с водой (также в присутствии кислорода воздуха), и получается азотная кислота:
4NO2 + 02 + 2Н20 = 4НNO3

Эта кислота, попадая в почву, реагирует с находящимися в ней соединениями натрия, кальция, калия и образует соли - селитры, необходимые для растений (рис. 27).
Открытие азота . В 1772 г. английский ученый Д. Резерфорд и шведский исследователь К. Шееле обнаружили в своих экспериментах по сжиганию веществ газ, который не поддерживает дыхания и горения. Позднее, в 1787 г., А. Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения, и по его предложению этому газу было дано название «азот», означающее «безжизненный» (от лат. а - нет и зоэ - жизнь). Другое латинское название нитрогениум, введенное в 1790 г. Ж. Шапталем, означает «рождающий селитру».

Аммиак

Прежде всего рассмотрим строение молекулы аммиака NН3. Как вы уже знаете, на внешнем энергетическом уровне атомы азота содержат пять электронов, из которых три электрона неспаренные. Именно они и участвуют в формировании трех ковалентных связей с тремя атомами водорода при образовании молекулы аммиака NH3:

Три общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома азота, а так как молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды (рис. 28), то в результате смещения электронных пар возникает диполь, т. е. система с двумя полюсами.

Водородная связь - это химическая связь между атомами водорода одной молекулы и атомами очень электроотрицательных элементов (фтора, кислорода, азота), имеющих иеподеленные электронные пары другой молекулы.
Это очень слабая связь - примерно в 15-20 раз слабее ковалентной. Благодаря ей некоторые низкомолекулярные вещества (т. е. имеющие небольшую молекулярную массу) образуют ассоциаты, что приводит к повышению температур плавления и кипения веществ. Водородная связь образуется между молекулами воды, спиртов, фтороводорода.
Очень важную роль играет водородная связь в молекулах важнейших для живых существ соединений - белков и нуклеиновых кислот.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. Аммиак нельзя вдыхать продолжительное время, так как он ядовит. Этот газ легко сжижается при обычном давлении и температуре -33,4 °С, а при испарении жидкого аммиака из окружающей среды поглощается много тепла, поэтому аммиак применяется в холодильных установках.
Аммиак очень хорошо растворим в воде: при 20 °С в 1 объеме ее растворяется около 710 объемов аммиака (рис. 29). Концентрированный водный раствор аммиака (25%-ный по массе) называется водным аммиаком, или аммиачной водой, а используемый в медицине раствор аммиака известен под названием нашатырный спирт. Тот нашатырный спирт, который имеется в вашей домашней аптечке, содержит 10% аммиака.
Если к раствору аммиака прилить несколько капель фенолфталеина, то он окрасится в малиновый цвет, т. е. покажет щелочную среду:
NH3 + Н20 <-> NH3 Н20 -> NН4 + ОН-
Наличием гидроксид-ионов ОН- и объясняется щелочная реакция водных растворов аммиака. Если окрашенный фенолфталеином раствор аммиака подогреть, то окраска исчезнет (почему?).

Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония. Это взаимодействие наглядно наблюдается в следующем опыте: если стеклянную палочку или стакан, смоченные раствором аммиака, поднести к другой палочке или стакану, смоченным раствором соляной кислоты, то появится густой белый дым (рис. 30). Вот и верь после этого поговорке, что дыма без огня не бывает:
NH3 + НСl = NH4Сl
Хлорид аммония
И водный раствор аммиака, и соли аммония содержат особый ион - катион аммония NH4, играющий роль катиона металла. Он получается в результате того, что атом азота имеет свободную (неподеленную) электронную пару, за счет которой и формируется еще одна ковалентная связь с катионом водорода, переходящего к аммиаку от молекул кислот или воды:

Такой механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобществления непарных электронов, а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов, называется донорно-акцепторным.

В данном случае донором этой свободной электронной пары служит атом азота в аммиаке, а акцептором - катион водорода кислоты или воды.
Еще одно химическое свойство аммиака вы сможете сами прогнозировать, если обратите внимание на степень окисления в нем атомов азота, а именно -3. Конечно же аммиак - сильнейший восстановитель, т. е. его атомы азота могут только отдавать электроны, но не принимать их. Так, аммиак способен окисляться или до свободного азота (без участия катализатора):
4NН3 + 302 = 2N2 + 6Н20
или до оксида азота(II) (в присутствии катализатора):
4NН3 + 502 = 4N + 6Н20
Как производят аммиак в промышленности, вы уже знаете - синтезом из азота и водорода. В лаборатории аммиак получают действием гашеной извести Са(ОН)2 на соли аммония, чаще всего на хлорид аммония:
Са(ОН)2 + 2NН4С1 = СаСl2 + 2NН3 + 2Н20

Газ собирают в перевернутый кверху дном сосуд, а распознают или по запаху, или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки, или по появлению белого дыма при внесенной палочке, смоченной соляной кислотой. Аммиак и его соли широко используются в промышленности и технике, в сельском хозяйстве, быту. Основные области их применения показаны на рисунке 31.

Рис. 31. Применение аммиака и солей аммония:

1-5 - производство минеральных удобрений; 6 - производство азотной кислоты; 7 - получение взрывчатых веществ; 8 - для паяния; 9 - в холодильных установках; 10 - в медицине и быту (нашатырный спирт)

6. Кислоты, ионное уравнение

С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода HCl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Они имеет ту же формулу HCl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения - сероводорода H2S образуется раствор слабой сероводородной кислоты с формулой H2S.

Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, то есть онн являются бинарными соединениями. Одннко к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числи химических элементов. Кик привило, третьим элементом, входящим в состив кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими в отличие от HCl и H2S, которые называются бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

Обратите внимание, что все кислоты (н кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывается ня первом месте. Вся остальная часть формулы называется кислотным остатком. Например, у HCl кислотным остатком является Сl-.

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков.
Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.
Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1. то в соединении H+1Cl-1 у хлора степень окисления -1, а в соединении H2+1S-2 у серы степень окисления -2.

Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2.
Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует. Например, серной кислоте HgSO, в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) S03; азотной кислоте HN03, в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксиl азота (V) NzOu.

По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называется основно стью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например HCl и HN08, заряды кислотных остатков равны 1-. Для двухосновных кислот, например H2SO4 и H2S, заряды кислотных остатков равны 2-, то есть
SO4 2- и S 2-.

В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля. Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки муравьиной кислоты. Она же содержится в пчелином яде и в жгучих волосках крапивы.

При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока - молочная кислота. Та же самая молочная кислота образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. Нам хорошо известны часто применяемые в быту лимонная и уксусная кислоты. Употребляемый в пищу уксус и представляет собой раствор уксусной кислоты.Многие кислоты нужны в народном хозяйстве в огромных количествах, производство этих веществ называется многотоннажным. К их числу относятся серная и соляная кислоты.

Серная кислота S2SO4 - бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция - лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик - это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щелочи, распознают с помощью индикаторов.

Прильем к растворам кислот по нескольку капелек раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот меняет оранжевый цвет на красно-розовый.

А вот кремниевую кислоту, поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная Н3Р04, кремниевая Н2SiO2) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H2SO4).

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород НВг, сероводород H2S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Вы уже знаете, что угольная Н2СО3 и сернистая H2SO3, кислоты существуют только в водных растворах, так как являются слабыми и нестойкими. Они легко разлагаются на оксиды углерода (IV) и серы (IV) - С02 и SO2, соответственно, и воду. Поэтому выделить эти кислоты в чистом виде невозможно.Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, во устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота при стоянии разлагается на воду u SiO2.Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водные растворы хромовой кислоты Н2СгJ2 имеют желтую окраску, марганцевой кислоты НМnО4 - малиновую. Однако, какими бы разными ни были кислоты, все они образуют при диссоциации катионы водорода, которые и обусловливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (лакмуса и метилового оранжевого), взаимодействие с другими веществами. Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице 10.

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 N 2 . 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 NO 3 2- и NH 4+ .

Азот — химический элемент

Разобраться в строении атома и свойствах помогает (ПС). По положению 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: NH 3 (аммиак).
Образует высший оксид N 2 O 5 , в котором валентность азота равна V.

Строение атома азота:

Заряд ядра: +7.
Число протонов:7; число нейтронов: 7.
Количество энергетических уровней: 2.
Общее 7; электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 3 .

Подробно изучены стабильные изотопы элемента № 7, их массовые числа — 14 и 15. Содержание 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 — N 2 . Содержание 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:

NH 3, аммиак.
NO 2, диоксид азота.
NaNO 3, нитрат натрия.
(NH 4) 2 SO 4, 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 N 2 , 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 (N 2) = 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 N 2 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 NH 4+ .

Получение в лаборатории и промышленности

Один из лабораторных способов основан на окислительных свойствах Используется соединение азота с водородом — аммиак NH 3 . 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 NaN 3 . 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 N 2 H 4);
−1 (гидроксиламин NH 2 OH).

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 и грозовой разряд в атмосфере. Важнейшие неорганические соединения, в которых азот находится в своих положительных степенях окисления:

+1 (оксид азота (I) N 2 O);
+2 (монооксид азота NO);
+3 (оксид азота (III) N 2 O 3 ; азотистая кислота HNO 2 , ее соли нитриты);
+4 (диоксид азота (IV) NO 2);
+5 (пентаоксид азота (V) N 2 O 5 , азотная кислота HNO 3 , 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, 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 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 NO 3- . 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 NO 2- — 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 Р 2 О 5 . 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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Азот - седьмой по счету элемент Периодической таблицы. Относится к неметаллам. Расположен во втором периоде V группы A подгруппы.

Порядковый номер равен 7. Заряд ядра равен +7. Атомный вес - 14,007а.е.м. В природе встречаются два изотопа азота: 14 N — 99,635 % и 15 N — 0,365 % (в скобках указано их процентное соотношение).

Электронное строение атома азота

Атом азота имеет две оболочки, как и все элементы, расположенные во втором периоде. Номер группы -V - свидетельствует о том, что на внешнем электронном уровне атома азота находится 5 валентных электронов.

Рис. 1. Схематичное строение атома азота.

Электронная конфигурация основного состояния записывается следующим образом:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Азот - элемент p-семейства. Энергетическая диаграмма для валентных электронов в невозбужденном состоянии выглядит следующим образом:

Возбужденного состояния нет. По числу неспаренных электронов можно сказать, что азот в соединениях проявляет валентность III. Однако, валентность так же определяется по номеру группы (V), следовательно, азот может проявлять две валентности - III и V.

Рис. 2. Пространственное изображение строения атома азота.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

В ходе урока вы получите представление о теме «Азот». Познакомитесь с азотом как простым веществом, аммиаком, азотной кислотой и нитратами. Будут рассмотрены химические и физические свойства этих веществ, строение их молекул, реакции с другими веществами. Кроме того, будут перечислены способы получения этих веществ промышленным и лабораторным способом, их применение в различных отраслях. Рассмотрите свойства и применение закиси азота и царской водки (соединение из трех частей соляной кислоты и одной части азотной).

Тема: Основные металлы и неметаллы

Урок: Азот

1. Электронное строение атома азота

Химический элемент азот расположен во втором периоде 5 группы, главной подгруппы. Электронная конфигурация атома азота - 1s22s22p3. На валентном энергетическом уровне атома азота нет вакантных орбиталей. Следовательно, электронная пара 2s-подуровня не может быть распарена. См. Рис. 1. Поэтому азот не может быть 5-ти валентным. Максимальная валентность азота в соединениях равна 4. При этом 3 связи образуются по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному. Азот проявляет степени окисления от -3 до +5.

Примеры веществ с различной степенью окисления см. рис. 2.

2. Азот – простое вещество

Для азота нехарактерна аллотропия. Он образует одно простое вещество, N2. Это молекулярное вещество, с ковалентной неполярной связью. Связь образована при помощи трёх общих электронных пар, тройная связь - одна сигма и 2 пи-связи. Тройная связь очень прочная. Это обуславливает низкую реакционно способность молекулярного азота.

Физические свойства

Азот - это газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, немного легче воздуха. Азот вступает в реакцию с некоторыми веществами, но условия проведения реакций очень жесткие (высокие температура и давление, использование катализатора). В обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид лития.

6Li + N2 = 2Li3N, гидролизом которого можно получить аммиак.