Соединение азота с хлором валентность
Общие сведения о валентности азота
Азот – типичный неметаллический элемент, по электроотрицательности (3,0) уступает лишь фтору и кислороду.
Природный азот состоит из двух устойчивых изотопов 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%).
Молекула азота двухатомна. Между атомами азота в молекуле есть тройная связь, вследствие чего молекула N2 исключительно прочная. Молекулярный азот химически малоактивен, слабо поляризуется.
В обычных условиях молекулярный азот – газ. Температуры плавления (-210 o С) и кипения (-195,8 o С) азота очень низкие; он плоха растворяется в воде и других растворителях.
Валентность азота в соединениях
Азот — седьмой по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится во втором периоде во VA группе. В ядре атома азота содержится 7 протонов и 7 нейтронов (массовое число равно 14). В атоме азота есть два энергетических уровня, на которых находятся 7 электронов (рис. 1).
Рис. 1. Строения атома азота.
Электронная формула атома азота в основном состоянии имеет следующий вид:
А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):
Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что азот может проявлять валентность III в своих соединения (N III 2O3, N III H3, HN III O2).
Известно, что помимо трех ковалентных связей, образуемых по обменному типу, азот способен образовывать ещё одну (т.е. в сумме четыре) по донорно-акцепторому механизму за счет наличия неподеленной пары электронов, находящейся на 2s-подуровне. Это означает, что азот также может проявлять в своих соединениях валентность IV (N IV O2).
Так как на 2 энергетическом слое нет подуровней кроме 2s и 2p, которые уже заняты электронами, возбужденного состояния у азота нет.
Ранее считалось, что высшая валентность азота равна V – соответствует номеру группы, в которой этот элемент расположен (N V 2O5, HN V O3). Однако, квантово-механические исследования показали, что такая валентность для азота не характерна (рис. 2). Степень окисления +5 у азота есть, а валентности равной V – нет.
Рис. 2. Структурные формулы азотной кислоты и оксида азота (V).
Также для азота характерно проявление валентностей I (N I 2O) и II (NO).
Примеры решения задач
| Задание | Укажите, чему равны валентности элементов, входящих в состав перечисленных соединений: Mn2O7, MgO, Cl2O, CaO, Cl2O7и CrO. |
| Ответ | Определение валентностей элементов в химическом соединении стоит начинать с указания валентности известного элемента. Все перечисленные выше соединения относятся к классу оксидов. Валентность кислорода в оксидах всегда равна II. Рассмотрим на примере первого вещества. Запишем его формулу и укажем римскими цифрами валентность известного элемента: |
Находим наименьшее кратное чисел единиц валентностей. Для этого умножаем значение валентности кислорода на количество атомов данного элемента в соединении (7):
Чтобы определить валентность марганца поделим наименьшее кратное чисел единиц валентностей на количество атомов марганца в соединении (2):
Это означает, что валентность марганца равна VII:
Аналогичным образом определяем валентности элементов в других соединениях: Mg II O II , Cl I 2O II , Ca II O II , Cl VII 2O II 7и Cr II O II .
| Задание | Среди перечисленных веществ класса оксидов CO2, Fe2O3, SO3, CaO, Cl2O7, CrO3 выберете те, в которых элементы проявляют одинаковые валентности. |
| Ответ | Так как все вышеуказанные соединения относятся к классу оксидов, следовательно, валентность кислорода в них равна II. Расставим валентности других элементов, входящих в состав оксидов: C IV O II 2, Fe III 2O II 3, S VI O II 3, Ca II O II , Cl VII 2O II 7, Cr VI O II 3. Смысл вопроса задания можно понять двояко: либо нужно указать соединения, в которых элемент также и кислород проявляет валентность равную II (одинаковые валентности), либо – соединения в которых одинаковая валентность элемента (без учета валентности кислорода). В первом случае ответ – оксид кальция (Ca II O II ), а во втором – оксид хрома (VI) (Cr VI O II 3) и оксид серы (VI) (S VI O II 3), поскольку и сера и хром проявляют валентность равную VI. |
Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.
Валентность химических элементов – это способность у атомов хим. элементов образовывать некоторое число химических связей. Принимает значения от 1 до 8 и не может быть равна 0.
Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).
Валентность химических элементов (Таблица)
Как можно определить валентность в соединениях:
- Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении H2O валентность O равна 2.
- Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.
- Высшая валентность всегда равна № группы.
- Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.
- У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.
- У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.
Валентность химических элементов может быть постоянной и переменной. Постоянная в основном у металлов главных подгрупп, переменная у неметаллов и металлов побочных подгруп.
| Атомный № | Химический элемент | Символ | Валентность химических элементов | Примеры соединений |
| 1 | Водород / Hydrogen | H | I | HF |
| 2 | Гелий / Helium | He | отсутствует | — |
| 3 | Литий / Lithium | Li | I | Li2O |
| 4 | Бериллий / Beryllium | Be | II | BeH2 |
| 5 | Бор / Boron | B | III | BCl3 |
| 6 | Углерод / Carbon | C | IV, II | CO2, CH4 |
| 7 | Азот / Nitrogen | N | III, IV | NH3 |
| 8 | Кислород / Oxygen | O | II | H2O, BaO |
| 9 | Фтор / Fluorine | F | I | HF |
| 10 | Неон / Neon | Ne | отсутствует | — |
| 11 | Натрий / Sodium | Na | I | Na2O |
| 12 | Магний / Magnesium | Mg | II | MgCl2 |
| 13 | Алюминий / Aluminum | Al | III | Al2O3 |
| 14 | Кремний / Silicon | Si | IV | SiO2, SiCl4 |
| 15 | Фосфор / Phosphorus | P | III, V | PH3, P2O5 |
| 16 | Сера / Sulfur | S | VI, IV, II | H2S, SO3 |
| 17 | Хлор / Chlorine | Cl | I, III, V, VII | HCl, ClF3 |
| 18 | Аргон / Argon | Ar | отсутствует | — |
| 19 | Калий / Potassium | K | I | KBr |
| 20 | Кальций / Calcium | Ca | II | CaH2 |
| 21 | Скандий / Scandium | Sc | III | Sc2S3 |
| 22 | Титан / Titanium | Ti | II, III, IV | Ti2O3, TiH4 |
| 23 | Ванадий / Vanadium | V | II, III, IV, V | VF5, V2O3 |
| 24 | Хром / Chromium | Cr | II, III, VI | CrCl2, CrO3 |
| 25 | Марганец / Manganese | Mn | II, III, IV, VI, VII | Mn2O7, Mn2(SO4)3 |
| 26 | Железо / Iron | Fe | II, III | FeSO4, FeBr3 |
| 27 | Кобальт / Cobalt | Co | II, III | CoI2, Co2S3 |
| 28 | Никель / Nickel | Ni | II, III, IV | NiS, Ni(CO)4 |
| 29 | Медь / Copper | Сu | I, II | CuS, Cu2O |
| 30 | Цинк / Zinc | Zn | II | ZnCl2 |
| 31 | Галлий / Gallium | Ga | III | Ga(OH)3 |
| 32 | Германий / Germanium | Ge | II, IV | GeBr4, Ge(OH)2 |
| 33 | Мышьяк / Arsenic | As | III, V | As2S5, H3AsO4 |
| 34 | Селен / Selenium | Se | II, IV, VI, | H2SeO3 |
| 35 | Бром / Bromine | Br | I, III, V, VII | HBrO3 |
| 36 | Криптон / Krypton | Kr | VI, IV, II | KrF2, BaKrO4 |
| 37 | Рубидий / Rubidium | Rb | I | RbH |
| 38 | Стронций / Strontium | Sr | II | SrSO4 |
| 39 | Иттрий / Yttrium | Y | III | Y2O3 |
| 40 | Цирконий / Zirconium | Zr | II, III, IV | ZrI4, ZrCl2 |
| 41 | Ниобий / Niobium | Nb | I, II, III, IV, V | NbBr5 |
| 42 | Молибден / Molybdenum | Mo | II, III, IV, V, VI | Mo2O5, MoF6 |
| 43 | Технеций / Technetium | Tc | I — VII | Tc2S7 |
| 44 | Рутений / Ruthenium | Ru | II — VIII | RuO4, RuF5, RuBr3 |
| 45 | Родий / Rhodium | Rh | I, II, III, IV, V | RhS, RhF3 |
| 46 | Палладий / Palladium | Pd | I, II, III, IV | Pd2S, PdS2 |
| 47 | Серебро / Silver | Ag | I, II, III | AgO, AgF2, AgNO3 |
| 48 | Кадмий / Cadmium | Cd | II | CdCl2 |
| 49 | Индий / Indium | In | III | In2O3 |
| 50 | Олово / Tin | Sn | II, IV | SnBr4, SnF2 |
| 51 | Сурьма / Antimony | Sb | III, IV, V | SbF5, SbH3 |
| 52 | Теллур / Tellurium | Te | VI, IV, II | TeH2, H6TeO6 |
| 53 | Иод / Iodine | I | I, III, V, VII | HIO3, HI |
| 54 | Ксенон / Xenon | Xe | II, IV, VI, VIII | XeF6, XeO4, XeF2 |
| 55 | Цезий / Cesium | Cs | I | CsCl |
| 56 | Барий / Barium | Ba | II | Ba(OH)2 |
| 57 | Лантан / Lanthanum | La | III | LaH3 |
| 58 | Церий / Cerium | Ce | III, IV | CeO2 , CeF3 |
| 59 | Празеодим / Praseodymium | Pr | III, IV | PrF4, PrO2 |
| 60 | Неодим / Neodymium | Nd | III | Nd2O3 |
| 61 | Прометий / Promethium | Pm | III | Pm2O3 |
| 62 | Самарий / Samarium | Sm | II, III | SmO |
| 63 | Европий / Europium | Eu | II, III | EuSO4 |
| 64 | Гадолиний / Gadolinium | Gd | III | GdCl3 |
| 65 | Тербий / Terbium | Tb | III, IV | TbF4, TbCl3 |
| 66 | Диспрозий / Dysprosium | Dy | III | Dy2O3 |
| 67 | Гольмий / Holmium | Ho | III | Ho2O3 |
| 68 | Эрбий / Erbium | Er | III | Er2O3 |
| 69 | Тулий / Thulium | Tm | II, III | Tm2O3 |
| 70 | Иттербий / Ytterbium | Yb | II, III | YO |
| 71 | Лютеций / Lutetium | Lu | III | LuF3 |
| 72 | Гафний / Hafnium | Hf | II, III, IV | HfBr3, HfCl4 |
| 73 | Тантал / Tantalum | Ta | I — V | TaCl5, TaBr2, TaCl4 |
| 74 | Вольфрам / Tungsten | W | II — VI | WBr6, Na2WO4 |
| 75 | Рений / Rhenium | Re | I — VII | Re2S7, Re2O5 |
| 76 | Осмий / Osmium | Os | II — VI, VIII | OsF8, OsI2, Os2O3 |
| 77 | Иридий / Iridium | Ir | I — VI | IrS3, IrF4 |
| 78 | Платина / Platinum | Pt | I, II, III, IV, V | Pt(SO4)3, PtBr4 |
| 79 | Золото / Gold | Au | I, II, III | AuH, Au2O3, Au2Cl6 |
| 80 | Ртуть / Mercury | Hg | II | HgF2, HgBr2 |
| 81 | Талий / Thallium | Tl | I, III | TlCl3, TlF |
| 82 | Свинец / Lead | Pb | II, IV | PbS, PbH4 |
| 83 | Висмут / Bismuth | Bi | III, V | BiF5, Bi2S3 |
| 84 | Полоний / Polonium | Po | VI, IV, II | PoCl4, PoO3 |
| 85 | Астат / Astatine | At | нет данных | — |
| 86 | Радон / Radon | Rn | отсутствует | — |
| 87 | Франций / Francium | Fr | I | — |
| 88 | Радий / Radium | Ra | II | RaBr2 |
| 89 | Актиний / Actinium | Ac | III | AcCl3 |
| 90 | Торий / Thorium | Th | II, III, IV | ThO2, ThF4 |
| 91 | Проактиний / Protactinium | Pa | IV, V | PaCl5, PaF4 |
| 92 | Уран / Uranium | U | III, IV | UF4, UO3 |
| 93 | Нептуний | Np | III — VI | NpF6, NpCl4 |
| 94 | Плутоний | Pu | II, III, IV | PuO2, PuF3, PuF4 |
| 95 | Америций | Am | III — VI | AmF3, AmO2 |
| 96 | Кюрий | Cm | III, IV | CmO2, Cm2O3 |
| 97 | Берклий | Bk | III, IV | BkF3, BkO2 |
| 98 | Калифорний | Cf | II, III, IV | Cf2O3 |
| 99 | Эйнштейний | Es | II, III | EsF3 |
| 100 | Фермий | Fm | II, III | — |
| 101 | Менделевий | Md | II, III | — |
| 102 | Нобелий | No | II, III | — |
| 103 | Лоуренсий | Lr | III | — |
| Номер | Элемент | Символ | Валентность химических элементов | Пример |
Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов
Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
- График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
- При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
- Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
| Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr | +1 |
| Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd | +2 |
| Алюминий Al | +3 |
| Фтор F | -1 |
Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода — |
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
| Кислород | VI | +2 (в OF2) |
| Фтор | VII | |
| Медь | I | +2 |
| Железо | VIII | +6 (например K2FeO4) |
Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
- низшая степень окисления неметалла = №группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
- неспаренных электронов
- неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
- пустых электронных орбиталей валентного уровня
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня.
Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II.
Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей.
По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня.
Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.
Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:
- Для углерода возможны валентности II, III, IV
- Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
- В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар.
Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е.
для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии.
Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей.
Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:
- Для азота возможны валентности I, II, III и IV
- Валентности V у азота не бывает!
- В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
- В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4+, азотная кислота и д.р).
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.
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: 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 — N2. 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:
- 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 NH 4+ .
Получение в лаборатории и промышленности
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
- для получения медикаментов;
- для химического синтеза высокомолекулярных соединений;
- в производстве взрывчатки из тринитротолуола (тротила);
- для выпуска красителей.
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 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.
Читайте также: