АЗОТ И АЗОТНИ СЪЕДИНЕНИЯ

Общ преглед на елементите от 5а група. В 5а група на периодичната система влизат елементите азот N, фосфор P, арсен As, антимон S и бисмут Bi. Атомите на тези елементи имат по пет електрона във външия електронен слой.Те са групирани в една обща еле

Общ преглед на елементите от 5а група.

В 5а група на периодичната система влизат елементите азот N, фосфор P, арсен As, антимон S и бисмут Bi. Атомите на тези елементи имат по пет електрона във външия електронен слой.Те са групирани в една обща електронна двойка и три единични електрона.Този им строеж е причина характерните степени на окисление за елементите от групата да са –3, +3, +5.С нарастване поредния номер на елементите в реда N, P, As, Sb, Bi устойчовостта на съединенията, в които елементите са от +5 степен на окисление,намалява.
Сравнително големия брой на електрони във външния електронен слой на атомите в съчетание с малкия атомен радиус на първите елементи от групата е причина те да проявяват неметален химичен характер.С увеличаване на поредния номер на елементите в групата на-раства броят на електронните слоеве на атомите им и техният атомен радиус.
Hеметалния химичен характер отслабва .

Елемент на живота
Азотът е химичен елемент,в чиито външен вид няма нищо забележително.Дори той е твърде невзрачен – без цвят,без вкус и при това доста инертен.Огромно количество азот ни заобикаля от всякъде,а ние просто не го забеля-
зваме.Всички предмети в Земята са “потопени”
във въздушния азото -кислороден океан.Много метали страдат от това въздушно окръжение поради агресивното действие на енергичния кислород.Азота е безобиден и безопасен.Тъй или иначе азотът не представлява особен интерес.Затова пък неговите съединения са толкова важни,че без тях с абсолютна сигурност може да се твърди,че живота ще спре.Азотът е най важната съставна част на белтъчините.А белтъчните вещества изграждат живата материя
Във всеки един от нас има твърде голямо количество азот.Всички ние,за да растем и развиваме на ден приемаме чрез храната си около 13 до 16 гр. азот.

Азот, N=14,008

1.Разпространение.Среща се в свободно и свързано състояние.Несвързан участва в състава на атмосферата-78,04 сб. % респ. 75,51 мас. %. В свързано състояние се намира в малки количества в почвата,но най вече като NaNO3 в Чили(провинцията Атакама), където залежът е с дебелина 1,5m широчина към 30km и дължина над 200km.Приема се,че той има ограничен произход.
Присъствието на азота във въздуха е доказано наи-напред от Д. Ръдърфорд през 1772 година а елементарната му природа е установена в 1786г. От Лавоазие, който му е дал и названието.
2.Получаване.Технически се получава от втечнения въздух при франкционната му дестилация.Този азот е онечистен от малко кислород и инертни газове.
3.Свойства.Азотът е без цвят,миризма и вкус.Втечнява се при –195,8С, а се втвърдява при –210С.При –273,7С се превръща в алотропна форма,която свети при облъчване с катодни лъчи идава спектъра на северното сияние.Във вода е по-малко разтворим,отколко то кислородът при еднакви други условия. Молекулата му е двуатомна. Ковалентната връзка е много здрава:N2=N+N-170kcal. B химично отношение азотът не е много реакционноспособен,но все пак той реагира при висока температура с редица елементи и съединения. С водорода към 400-600С дава NH
C металите образува нитрид: с Liоще при обикновенна температура, с Mg,Ca и др. При червена жар,а с много метали (Mn, Ti, V, Nb и др.)над 1000С. Всъщност въз основа на положителните топлинни ефекти на съответните процеси следва да се заключи,че нереагиранет на Мg c N2 при обикновенна темепература се дължи на малката скорост на реакция. Известни са и металоидни нитриди: PN,AsN,Si3,N3 и др.,но не всички от тях се получават по директен път. Някои метали дават нитриди, които имат по-скоро характера на твърд разтвор без определен стехиометричен състав.
При тихи електрични изпразвания и понижено налягане молекулата N2 се разлага на атоми: N2=N+N.Атомният азот е значително реакционноспособен.Още при обикновена температура той реагира с Hg, S, Na , P, Cd, Zn, до съответни нитриди. СH2 не образува NH3 обаче с H реагира до NH3. Ацетиленът го превръща в HCN.Атомен азот може да се получи още като се облъчва N2 с -лъчи,също при електролизата на NaN3 и пр. При повишаване на температурата се наблюдава дисоциация на N2 едва към 3000С. При свързване на азотните атоми се имитира жълта светлина. Спектърът е доста сложен и в него се откриват линиите както на възбудените молекули азот, така и на възбудените атоми азот.
Азотът е суровина,която се използва при получаването NH3. Известни количества азот се Консумират в електропримишлеността при производството на електролампи. Освен това се употребява при големите бензинохранилища като инертна атмосфера при преливането на бензин от едно място в друго, също така при съхраняването на ценни картини, за да се избегне агресивното деиствие на някои съставни части на въздуха, понякога за напомпване на автомобилние гуми, за да се избегне окисляващото действие на кислорода върху каучука при високо налягане и др.При дишане на въздух, обогатен на азот човек чувства известно опияняване, като че ли е консумирал алкохол.Това е т.нар. азотна наркоза.
Водородни съединения на азота.Познати са
NH3 -амоняк, N2 H4 -хидразин, N2 H2 - диимин и HN3 -азотоводородна киселина.Във водни развтвори първите три се отнасят като основи, а HN3 -като киселина.Амонякът представлява най-висшата степен на редукция на азота

AМОНЯК

Следи от амоняк се намират във въздуха.Там той произхожда от гниенето на азотосъдържащи органични вещества. Извън земната атмосфера спектрално е доказан в атмосферите на Юпитер и Сатурн, където се намира в големи количества. При това на Юпитер се намира в твърдо състояние поради ниската температура(-137С).
За амоняка първи данни дава Пристли,обаче съставът му е определен от Бертоле през 1785г.
Лабораторното получаване винаги цели да се получи газ.
Отстраняването на влагата става като се прекара газовата система през хладилник, а след това през хигроскопично вещество-прясна гасена вар, но не и CaCl2 .
Синтез на амоняка.Този метод сега е най-предпочитаният от техническа и икономическа гледна точка.Известен е като метод на Хабер-Бош. Отдавна е известно, че при прекарването на електрически искри през смес от N2 и H2 се получава известно количество NH3 и обратното, което говори безспорно,че между трите вещества съществува равновесие:N2+3H22NH3 +22,1 l kcal, коетo в зависимост от условията е изместено повече надясно или наляво. Като се има предвид топлинния ефект на процеса,вижда се,че в съгласие с принципа на Лъо Шателие-Браун при повишение на температурата равновесието се мести наляво, а при понижение на температурата обратно. В съответствие с това при понижениена температурата добивът на NH3 се увеличава и обратно-при повишение –намалява.Обаче, от друга страна,скоростта на процеса към равновесието, например при обикновенна температур, е много малка. Затова от кинетични съобравения газовата смес се сгрява до около 500С и поневе все пак скоростта е незадоволителна,употребява се катализатор и се упражнява налягане което независимо от температурата в съгласие с принципа на Лъо-Шателие Браун благоприятства получаването на NH3 . Като катализатор днес се употребява най-често желязо, активирано с Al2O и K2O или Na2O
Физични свойства. Амонякът представлява безцветен газ с остра миризма предизвикваща сълзоотделяне.Втечнява се при-33,4С,а при –77,7С се втвърдява в безцветни кристали.По-лек е от въздуха.Като течност той е добър разтворител на много соли-нитрати, нитрити, цианиди, хлориди и при др.Специално с NH4 NO3 образува развор, които кипи над обикновенната температура (течност на Диверс). Разтваря алкалните и алкалоземните метали като се оцветява в характерен цвят.Разтваря също и някои металоиди.В течно състояние е от части асоцииран-NH3 ,благодарение на водородните връзки;поради това има голяма топлина на изпаряване-5,6 kcal/mol.На това негово свойство,съчетано с голяма скорост на изпаряване, се основава употребата му като газ-пълнител при хладилнилните машини. Амонячните разтвори провеждат електрически ток; при тях съ6то протичат утаечни реакции.
Пространствената структура на амонячната молекула е пирамида:на върха се намира азотния атом, а по трите върха на основата(равностранен триъгълник)- трите водородни атома.Амоняка се разтваря във водата:1 обем вода разтваря 700 обема HN3 с концентрация най-често 25%,а по рядко 33%;нарича се още амониев хидроксид или само амоняк.

Aмониев карбонат-(NH4) 2CO3

Aмониевия карбонат е бяло кристално вещество, нехигроскопично, много разтворимо във вода. В същност състава на продукта,който се среща в практиката като амониев карбонат, в никакъв случай не отговаря на състава на (NH4 )2 CO3 , a представлява смесот амониев карбонат , амониев бикарбонат, и амониев карбаминат.
Под названието “амониум” или “амониева сода” амониевият карбонат намира приловение в пекарството за набъбване,бухване на тестение изделия ,тъй като при висока температура на изпичането им той се разпада на газове,които образуват шупли в тестото.Тестени изделия, бухнали на основата на (NH4)2 CO3 ако се разчупят веднага след изпичането миришат на амоняк.

Aмониев Нитрат NH4NO3

Toва е всеизвестната амониева селитра.Много се разтваря във вода като разтворът силно изстива. Разтваря се и в течен амоняк.Амониевият нитрат е настабилно ендотермично съединени.При удар сухата сол експлодир . Това му качество, от една страна, и фактът, че е кислородосъдържащо съединение, което лесно отдава кислорода си, го определят като съставна част на един клас експлозиви, по-малко чувствителни от динамита, но по действие близки до него.През Втората световна война е бил широко използван за екслплозив и снаряди.Тези експлозиви съдържали от 50% до 80% амониев нитрат.През месец май 1921 г. В Опау, Германия, е имало експлозия на около 4500 тона на аминиевия нитрат.Били са убити 509 души и ранени 1917.Кратерът, който се получил бил с размери 165 m дължина, 96 m широчина и 18,5 m дълбочина
По важни съединения на амониевия йон са Амониев оксид (NH4)2O , амониев хидроксид NH4OH.

ОКСИДИ И КИСЕЛИНИ НА АЗОТА

Азотът и кислорода при обикновенна температура не си взаимодействуват.Оксидите са от общия тип N2 Ox`,където Х=1, 2, 3, 4, 5 и 6.
При това са налице равновесията N2O42NO2 .
Всички тези съединения са ендотермични съед.

Диазотен оксид N2O. Най-често се получава по реакцията NH4NO3=N2O+2H2O
(присгряване). Процеса е екзотермичен. Двуазотния оксид е безцветен газ със сладникав вкус.Втечнява се при –89, 5С, а замръзва при –102,4С. Един обем вода при 20С разтваря 0,6 обема N2O. При не много високо сгряване се разлага :2N2O=2N2+O2; сгряването увеличава само скоростта на процеса на разлагане. Действа окислително, затова горящите вещества буйно горят в него (свещ, P, S, Na и др.) и при това по буйно, отколкото във въздуха. Смесите H2-N2O и NH3-N2O изгарят със слаба експлозия .Не поддържа дишането.Не е токсичен,но вдишван най-напред действува възбуждащо,а после анестезиращо.В първата фаза,както Деви пишев своите спомени (1789год.)човек изпада във весело настроение. В продължение на близо един век са се устройвали сеанси за весело настроение с този газ. По тези причини се нарича се нарича веселящ, райски или смехотворен газ. Употребява се в медицината като анестезиращо средство с някои предимства пред класичните хлороформ и етер.
Азотен оксид - NO.Получава се почти винаги когато HNO3 действа окислително.но най-вече се използува процесът:
3Cu + 8HNO3= 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O.
Използва се HNO3 с относителна плътност 1,2, тъй като при тази концентрация се отделят най-големи количества NO.Технически се получава по реакцията N2+O2=2NO-42 kcal.При висока температура или пък при окислениетона амоняка: 2NH3+2,5O2=2NO+3H2O при платинов катализатор, обикновено с примес от родий. Азотния оксид представлява безцветен газ. Втечнява се при -51С, а се втвърдява при -163С. Във вода е много малко разтворим: 0,7 обема в 1 обем вода при 0С. До известна степен е асоцииран: 2NON2O2, респ.(NO)2. С повишение на температурата развновесието се измества наляво.NO e редуктор; с кислорода реагира при обикновенна температура:
2NO+O22NO2+27 kcal.При 650С равновесието е практически напълно изместено в лява посока .Следи от влага ускоряват процеса; съвсем сухи не реагират. Реакцията е интересна в това отношение, че с повишение на температурата скоростта й намалява!

Диазотен триоксид- N2O3 е тъмносиня течност ,която се втвърдява към –100С в бледосини кристали.Няма ясно изразена температура на кипене, тъй кaто диазотния триоксид се разлага още при 25С. Получават се две вещества от този процес – NO и NO2 над 70%.Разложителният процес силно се влияе от влагата.Напълно сухият N2О3 не се разлага! Разтваря се във вода ,като образува HNO2: H2O+N2O3= 2HNO2 ,т.е. N2O3 e анхидрид на HNO2.С алкални основи дава нитрити MeNO3.

Азотистата киселина – HNO2 не е позната в свободно състояние, а само в разредени водни разтвори.Удобно може да се получи по реакцията AgNO2+ HCl=AgCl +HNO2
Разтвори й е бледосин.С времето се разлага: 3HNO2=HNO3+H2O. Тя е слаба едноосновна киселина. Солите й се наричат нитрити и намират приложение в органичния синтез при производството на багрила, в медицината и пр. Алкалните нитрити се получават от съответните нитрати,като се загряват в присъствие н!а олово.
Всички нитрити са разтворими във вода!

Азотен диоксид-NO2. Азотния диоксид се получава NO и O2, обаче обикновенно е онечистен и от неокислен NO или N2O2 Лабораторно най-често се получава по реакцията:
Pb(NO3)2=PbO + 2NO2+ ½ O2 при сгряване.
Азотния диоксид представлява кафяв газ с характерна миризма. Кипи при 21С, а замръзва при -11С в безцветни кристали. При промяна на температурата се променят молекулната ми маса,която се включва между 46 и 92, плътността на газа и цветът му.Колкото молекулната му маса е по-малка респективно плътността по-малка, толкова цветът му става по-тъмнокафяв и обратно.Тъмнокафявият цвят е най-интензивен към 140-150. Явлението се обяснява с изместването на равновесието :
2NO2N2O4+ 15 kcal.
Според принципа на Лъо Шателие –Браун при повишаване на температурата равновесието ще се измества в лява посока, а при повишаване на налягането – в дясна посока, при което се променя съответно цветът. Азотния диоксид действа окислително.

Диазотен пентаоксид- N2O5 .Той е безцветна кристална маса,която се топи при 30ºС. При згряване се разлага: 2N2O3 =4NO2+O2, понякога с експлозия. Светлината ускорява разлагането при обикновена температура. Действа окислително. Много вещества в допир с него се самозапалват.Разтваря се във вода, като реагира с нея: H2O+N2O5=2HNO3. Toй е анхидрид на HNO3. Хигроскопичен е
Азотна киселина HNO3 . В природата се среща нейната сол NaNO3 –чилска селитра.Киселината е била позната още от древните народи.С нея са работили алхимиците. Съставът й е обределен от Кавендиш в 1785г. Получава се само технически, но понякога става дума за нейното лабораторо пречистване.Чистата HNO3 e безцветна течност с относителна плътност 1,53 замръзва при – 41,3ºС в безцветни кристали, а кипи при 86ºС.Поради разлагането последната температура е определена чрез екстраполиране на зависимостта между налягането на парите и температурата. На въздуха дими.Киселината има миризма на азотни оксиди. Разтваря се във водата във всякакво отношение. Системата HNO3 - H2O е азеотропна; при 121,9ºС и 760mm Hg кипи постоянния състав 68,4%.Из водния разтвор са отделени кристалохидратите HNO3. 3H2O и HNO2.H2O .Kиселината не е много трайна. Още при обикновенна температура,а с по-голяма скорост при по- висока се разлака: 4HNO3=2H2O+4NO2+O2 с отделяне на топлина. Облъчването ускорява разлагането. Полученият NO2 се разтваря в киселината и я оцветява в кафявожълто. Затова азотната киселина се дестилира във вакуум. Свойствата й в химично отношение се групират в три групи: киселинни,окислителни и действие върху определени органични вещества. Азотната киселина е силна едноосновна киселина. Тя действа силно окислително:окислява S, P, As, Se, J и пр. до съответните киселини; терпентинът, нажежения дървен въглен и др. се самозапалват;металите и атомният водород се окисляват ато първите се разтварят, с изключение на златото, платината и др.Някои метали се пасивират. При това HNO3 се редуцира до NO2, NO, N, дори и NH3 според условията и веществото ,което се окислява,но най често когато е концентрирана се редуцира до NO2, a разредена до NO.Чрез това й действие се обяснява защо металите, които в електроафинетния ред стоят след водорода,се разтварят в нея и защо тези ,които стоят пред водорода в същия ред, не отделят водород от нея.

Любопитни факти за азота и неговите съединения!

Има ли амоняк и азотна киселина – има всичко.

Солите на азотната киселина се използват преди всичко за наторяване на почвата.От почвата – тази необятна химическа “кухня”, растенията черпят нужния азот ,изграждат своите тела и осигуряват съществуването на животните и хората. Докато други елементи като силиций фосфор сяра и пр. щедро са разпръснали своите съединения из цялата земя под формата на минерали азотът е твърде пестелив. Единственото негово съединени, което е било открито в Чили едва през XIXв. Е натриевия нитрат. То е наречено чилска селитра на името на страната в която били открити големи залежи на това съединение. Скоро чилската селитра ила пренесена с параход в Европа.И ето,пропътували целия океан солта напразно чакала купувачи на Хамбургкото пристанище. Такива не се намерили. Тогава тя не била нужна никому. За да освободят кораба от ненужната стока ,моряците изхвърлили солта в морето.Кой е допускал че по-късно за производството на същата сол ще се строят специални заводи и предприятия.
Друга голяма част азотна киселина се изразходва за преработка на целулозата. С помощта на азотната киселина от целулозата се получава взривно вещество тироксилин и целулоид.
А какво да кажа за динамита?Той дължи съществуването си също на азотната киселина.Когато глицерин се обработи с азотна киселина получава се взривно вещество. Инфузорна пръст, напоена с това взривно вещество – ето какво представлява динамита. Това вещество получено за първи от шведски учен Алфред Нобел, донесло на изобретателя си нечувани богатства. Динамита развързал ръцете на хората при много строителни работи.С лекота и сила той разчиствал пътя на човека през планини и реки.
Но с това ролята на азотната киселина не се изчерпва. нейна помощ се получават много багрила и богатства. а вземем за пример индигото .Години наред това трайно синъо багрило се е получавало от растения ,които виреели далеч от Евопа. ндигото било много скъпо,търсено и много рядко. зотната киселина разрешила този въпрос. лагодарение на нея химиците днес получават евтино и качествено индиго в големи количества. Химиците се гордеят със своите успехи в синтеза на различни лекарства, о и тук успехите им биха били немислими без азота и неговите киселина.
Кръговрат на азота в природата
Азотът в природата е относително инертен.Под действие на електрични изправания (мълнии) само нищожна част част от него реагира с кислорода и в краина сметка дава азотна киселина,падаща от повърхноста с валежите.Съществува и сложна директна фиксация на атмосферния азот от бактерии и водорасли,превръщащи го в нитрати .Малка част азотни съединения (NH3 и NO) идват с вулканични газове. опадналият в почвата и водите азот се усвоява лесно от растенията и е важен градивен елемент на азотосъдържащите органични съединения. зотът е елемент, оито определя развтието на растителните органимзи. еговата концентрация във водите и океаните е силно ограничена, както друг биоелемент-фосфора
Растителните и животинки остатъци и екскрементите им отиват в почвата или в дънния бентос. ук тези органични вещества стават храна на гъби, микроводорасли и бактерии, като при наличието на кислород се получават различни продукти – амоняк азотен оксид, нитрити или нитрати.Те се поемат от коренните системи на растенията и така продължава синтезан нови градивни частици.
Антропогенната намеса в кръговрата на азота е една целенасочена дейност, датираща отпреди повече от 200 години.Изразява се в специално внасяне в почвата на азот и азотни съединения, гавно нитрати или амониеви соли.За да се осигури необходимото количество свързан азот, развита е мощна промищленост, зползваща различни химични процеси за свързване на атмосферния азот. насяне на азотни съединения в почвата довежда до значително повишаване на плодородието й.