Нахождение азота в природе кратко
Обновлено: 06.07.2024
Азот относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул белков и нуклеиновых кислот.
Положение азота 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.
Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Азот в природе
В природе азот встречается в виде простого вещества (входит в состав воздуха, объемная доля азота в воздухе равна 78 %) и в составе минералов, в основном селитр.
Химический элемент азот входит в состав белков и аминокислот, поэтому он содержится в растениях, организмах человека и животных. Для повышения урожая азот вносят в почву в виде азотных удобрений. Азот также входит в состав многих лекарств, синтетических волокон и взрывчатых веществ.
Физические свойства азота 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.
Строение молекулы азота
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.
Природные соединения азота
В природе азот встречается в виде следующих соединений:
- Воздух – во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
- Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
- KNO3 – индийская селитра, калиевая селитра
- NaNO3 – чилийская селитра, натриевая селитра
- NH4NO3 – аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)
Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.
Получение азота
В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.
Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.
В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония
Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.
Химические свойства азота
Азот восхищает – он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.
Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.
Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.
Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.
Азот в составе аммиака
Амиак – то бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.
В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.
В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.
Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.
Образует нестойкое соединение – гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.
Азот в составе соли аммония
Получение соли аммония состоит в следующей химической реакции с азотом:
Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода – реакция идет.
- Реакции соли аммония с кислотами.
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония – NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
Закись азота, веселящий газ – N2O – обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.
Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:
Оксид азота I разлагается на азот и кислород:
Оксид азота II – NO
Окись азота – NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.
В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.
В лабораторных условиях – в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.
На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа – оксида азота IV – NO2.
Оксид азота III – N2O3
При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.
Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры – 36 °C.
При охлаждении газов образуется оксид азота III.
Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте – HNO2, соли которой называются нитриты (NO2 – ). Реагирует с водой, основаниями.
Оксид азота IV – NO2
Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.
В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при разложении нитратов.
Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.
- Окислительные свойства оксида азота.
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
Окисляет SO2 в SO3 – на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
- Реакции оксида азота с водой и щелочами.
Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам – азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
Окислительные свойства азота
Химические реакции азота могут вступать в следующие окислительные свойства.
- Азот вступает в химические взаимодействия с металлами. В нормальных условиях он реагирует только с литием, с другими металлами при повышенных температурах. Соединения металлов с азотом называются нитридами.6Li + N2 → 2Li3N
2Fe + N2 → 2FeN - Азот реагирует с водородом при определенных условиях. Остановимся более подробно на этих условиях.
Давайте пропустим смесь водорода и азота через стеклянную трубку. Теперь положите в трубочку порошок железа и снова пропустите через трубочку смесь водорода и азота. При комнатной температуре мы опять не замечаем образования аммиака. Нагрейте трубку. В присутствии железного порошка теперь образуется аммиак. Это видно по запаху и по изменению цвета фенолфталеина (он становится малиновым) в поглощающей колбе, прикрепленной к выходному отверстию трубки. Железо в этой реакции не расходуется, оно служит катализатором.
Таким образом, необходимыми условиями для реакции соединения азота с водородом являются: катализатор и нагревание.
Данная реакция относится к равновесным химическим процессам: на примере этой реакции легче всего понять смысл скорости химической реакции и смещения химического равновесия.
Восстановительные свойства азота
Азот не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены побочным способом. С водой, кислотами и щелочами азот так же не взаимодействует.
Природный азот состоит из стабильных нуклидов 14 N (содержание в смеси 99, 635% по массе) и 15 N. Конфигурация внешнего электронного слоя 2s 2 2р 3 . Радиус нейтрального атома азота 0, 074 нм, радиус ионов: N 3- — 0, 132, N 3+ — 0, 030 и N 5+ — 0, 027 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома азота равны, соответственно, 14, 53, 29, 60, 47, 45, 77, 47 и 97, 89 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность азота 3, 05.
История открытия
Нахождение в природе
В природе свободный (молекулярный) азот входит в состав атмосферного воздуха (в воздухе 78, 09% по объему и 75, 6% по массе азота), а в связанном виде — в состав двух селитр: натриевой NaNO3 (встречается в Чили, отсюда название чилийская селитра) и калиевой KNO3 (встречается в Индии, отсюда название индийская селитра) — и ряда других соединений. По распространенности в земной коре азот занимает 17-е место, на его долю приходится 0, 0019% земной коры по массе. Несмотря на свое название, азот присутствует во всех живых организмах (1-3% на сухую массу), являясь важнейшим биогенным элементом. Он входит в состав молекул белков, нуклеиновых кислот, коферментов, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически активных веществ. Некоторые, так называемые азотфиксирующие, микроорганизмы способны усваивать молекулярный азот воздуха, переводя его в соединения, доступные для использования другими организмами (см. Азотфиксация). Превращения соединений азота в живых клетках — важнейшая часть обмена веществ у всех организмов.
Получение
Физические и химические свойства
Плотность газообразного азота при 0 °C 1, 25046 г/дм 3 , жидкого азота (при температуре кипения) — 0, 808 кг/дм 3 . Газообразный азот при нормальном давлении при температуре –195, 8 °C переходит в бесцветную жидкость, а при температуре –210, 0 °C — в белое твердое вещество. В твердом состоянии существует в виде двух полиморфных модификаций: ниже –237, 54 °C устойчива форма с кубической решеткой, выше — с гексагональной.
Критическая температура азота –146, 95 °C, критическое давление 3, 9МПа, тройная точка лежит при температуре –210, 0 °C и давлении 125, 03 гПа, из чего следует, что азот при комнатной температуре ни при каком, даже очень высоком давлении, нельзя превратить в жидкость.
Теплота испарения жидкого азота 199, 3 кДж/кг (при температуре кипения), теплота плавления азота 25, 5 кДж/кг (при температуре –210 °C).
Энергия связи атомов в молекуле N2 очень велика и составляет 941, 6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0, 110 нм. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная. Высокая прочность молекулы N2 может быть объяснена в рамках метода молекулярных орбиталей. Энергетическая схема заполнения молекулярных орбиталей в молекуле N2 показывает, что электронами в ней заполнены только связывающие σ- и π-орбитали. Молекула азота немагнитна (диамагнитна).
Из-за высокой прочности молекулы N2процессы разложения различных соединений азота (в том числе и печально знаменитого взрывчатого вещества гексогена) при нагревании, ударах и т. д. приводят к образованию молекул N2. Так как объем образовавшегося газа значительно больше, чем объем исходного взрывчатого вещества, гремит взрыв.
Химически азот довольно инертен и при комнатной температуре реагирует только с металлом литием с образованием твердого нитрида лития Li3N. В соединениях проявляет различные степени окисления (от –3 до +5). С водородом образует аммиак NH3. Косвенным путем (не из простых веществ) получают гидразин N2H4 и азотистоводородную кислоту HN3. Соли этой кислоты — азиды. Азид свинца Pb(N3)2 разлагается при ударе, поэтому его используют как детонатор, например, в капсюлях патронов.
Известно несколько оксидов азота. С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF3, NCl3, NBr3 и NI3, а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF3).
Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые — при хранении) на простые вещества. Так, NI3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI3 взрывается:
При нагревании азот реагирует с магнием и щелочноземельными металлами, при этом возникают солеобразные нитриды общей формулы М3N2, которые разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и аммиака, например:
Аналогично ведут себя и нитриды щелочных металлов. Взаимодействие азота с переходными металлами приводит к образованию твердых металлоподобных нитридов различного состава. Например, при взаимодействии железа и азота образуются нитриды железа состава Fe2N и Fe4N. При нагревании азота с ацетиленом C2H2 может быть получен цианистый водород HCN.
Из сложных неорганических соединений азота наибольшее значение имеют азотная кислота HNO3, ее соли нитраты, а также азотистая кислота HNO2 и ее соли нитриты.
Применение
В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.
К элементам главной подгруппы V группы периодической таблицы Менделеева относятся:
Общая характеристика элементов 5 группы главной подгруппы
От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице)
Увеличивается
- атомного радиуса,
- металлических, основных, восстановительных свойств,
Уменьшается
- электроотрицательность,
- энергия ионизация,
- сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 5 электронов на внешнем слое ns 2 np 3 :
N – 2s 2 2p 3 ;
P – 3s 2 3p 3 ;
As – 4s 2 4p 3 ;
Sb – 5s 2 5p 3 ;
Bi – 6s 2 6p 3
Db – 7s 2 7p 3
Электронное строение азота и фосфора
Нахождение в природе азота и фосфора
Фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca3(PO4)2), фосфориты и др.). Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов.
Аллотропные модификации фосфора
Способы получения азота
Лабораторный способ
- Разложение некоторых солей аммония:
- Окисление аммиака и солей аммония:
- Восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700°C:
- Пропускание воздуха над раскаленной медью. При этом медь поглощает кислород, а азот с примесями остается:
Промышленный способ
- Т.к. азот в свободном состоянии присутствует в воздухе, то в промышленности его и получают путем разделения воздушной смеси (ректификация жидкого воздуха).
Кроме этого, широко применяются азотные установки и станции, для адсорбционного и мембранного разделения
Химические свойства азота
Молекула азота химически устойчива, вследствие чего азот химически инертен.
Но при определенных условиях он реагирует с металлами, тяжелее с неметаллами.
В реакциях с металлами он выступает в качестве восстановителя, а в реакциях с неметаллами – в качестве окислителя.
Со сложными веществами азот практически не взаимодействует, т.к. его реакционная способность очень мала.
Реакция возможна только с активными веществами и в жестких условиях.
Взаимодействие азота с простыми веществами
С кислородом
С кислородом взаимодействует только при температуре электрических искровых разрядов (2000 о С, в природе – во время грозы):
Процесс сопровождается поглощением теплоты (эндотермическая реакция)
С галогенами (F, Cl, Br, I)
Взаимодействует только со фтором, с образованием фторида азота:
С водородом
Взаимодействует с водородом с образованием аммиака. Реакция обратима, поэтому для смещения равновесия в сторону продуктов реакции реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении и высокой температуре:
При этом происходит выделение теплоты (экзотермическая реакция)
С серой
Не взаимодействует
С фосфором
Не взаимодействует
С углеродом
Реакция протекает при высокой температуре (2000 о С или действие электрического разряда) с образованием дициана:
В присутствии соды реакция протекает с образованием цианид натрия:
С кремнием
Взаимодействие с кремнием с образованием нитрида кремния
С металлами
Реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием нитридов
Взаимодействие возможно как с чистым азотом, так и при горении металлов на воздухе
Взаимодействие азота со сложными веществами
С водой
Не взаимодействует
С кислотами
Не взаимодействует
С водными растворами щелочей
Не взаимодействует
С солями
Не взаимодействует
С оксидами
Не взаимодействует
С гидридами активных металлов
Реагирует с образованием нитридов:
Фосфор
Способы получения фосфора
- Основной способ получения белого фосфора состоит в вакуум-термическом восстановлении природных минералов, содержащих Ca3(PO4)2.:
Таким способом получается фосфор в газообразном состоянии
- Кроме фосфатов используют и другие неорганические соединения фосфора, например:
- Красный и черный фосфор получают из белого фосфора, при температуре около 400ºС, давлении около 12000 Мпа в присутствии катализатора Hg
Химические свойства фосфора
Фосфор вступает в реакции как с металлами, так и неметаллами. В реакциях с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе фосфор выступает в качестве окислителя, с элементами, расположенными выше и правее – в качестве восстановителя.
При недостатке окислителя образуются соединения фосфора (III), при избытке — соединения фосфора (V)
Взаимодействие фосфора с простыми веществами
С кислородом
Взаимодействие с кислородом воздуха приводит к образованию оксидов – ангидридов соответствующих кислот:
С галогенами (F, Cl, Br, I)
Взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов с общей формулой PHal3 – при недостатке галогена и PHal5 – при избытке галогена:
С водородом
Непосредственно не взаимодействует
С серой
При взаимодействии с серой образуются сульфиды:
С азотом
Не взаимодействует
С углеродом
Не взаимодействует
С кремнием
С кремнием азот реагирует в очень жестких условиях, с образованием нитридов:
С металлами
В реакциях с активными металлами фосфор выступает в качестве окислителя, образуя фосфиды металлов:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами
С водой
Красный фосфор реагирует с водой при температуре 700-900ºС и в присутствии катализатора (Cu, Pt, Ti, Zr):
С кислотами
Взаимодействует с кислотами – окислителями:
С водными растворами щелочей
С щелочными растворами вступает в реакции диспропорционирования, с образованием фосфина:
Азот – это химический элемент с атомным номером 7. Является газом без запаха, вкуса и цвета.
Таким образом, человек не ощущает присутствия азота в земной атмосфере, между тем как она состоит из этого вещества на 78 процентов. Азот относится к самым распространенным веществам на нашей планете. Часто можно слышать, что без азота не было бы жизни на Земле, и это правда. Ведь белковые соединения, из которых состоит все живое, обязательно содержат в себе азот.
Азот в природе
Азот находится в атмосфере в виде молекул, состоящих из двух атомов. Помимо атмосферы, азот есть в мантии Земли и в гумусном слое почвы. Основной источник азота для промышленного производства – это полезные ископаемые.
Однако в последние десятилетия, когда запасы минералов стали истощаться, возникла острая необходимость выделения азота из воздуха в промышленных масштабах. В настоящее время эта проблема решена, и огромные объемы азота для нужд промышленности добываются из атмосферы.
Роль азота в биологии, круговорот азота
На Земле азот претерпевает ряд трансформаций, в которых участвуют и биотические (связанные с жизнью) и абиотические факторы. Из атмосферы и почвы азот поступает в растения, причем не напрямую, а через микроорганизмы. Азотфиксирующие бактерии удерживают и перерабатывают азот, превращая его в форму, легко усваиваемую растениями. В организме растений азот переходит в состав сложных соединений, в частности – белков.
По пищевой цепи эти вещества попадают в организмы травоядных, а затем – хищников. После гибели всего живого азот вновь попадает в почву, где подвергается разложению (аммонификации и денитрификации). Азот фиксируется в грунте, минералах, воде, попадает в атмосферу, и круг повторяется.
Применение азота
– в медицине. Жидкий азот является хладагентом при процедурах криотерапии, то есть лечения холодом. Мгновенная заморозка применяется для удаления различных новообразований. В жидком азоте хранят образцы тканей и живые клетки (в частности – сперматозоиды и яйцеклетки). Низкая температура позволяет сохранить биоматериал в течение длительного времени, а затем разморозить и использовать.
Возможность хранить в жидком азоте целые живые организмы, а при необходимости размораживать их без всякого вреда высказана писателями-фантастами. Однако в реальности освоить эту технологию пока не удалось;
– в пищевой промышленности жидкий азот используется при розливе жидкостей для создания инертной среды в таре.
Вообще азот применяется в тех областях, где необходима газообразная среда без кислорода, например,
– в пожаротушении. Азот вытесняет кислород, без которого процессы горения не поддерживаются и огонь затухает.
Газообразный азот нашел применение в таких отраслях:
– производство продуктов питания. Азот используется как инертная газовая среда для сохранения свежести продуктов в упаковке;
– в нефтедобывающей промышленности и горном деле. Азотом продувают трубопроводы и резервуары, его нагнетают в шахты для формирования взрывобезопасной газовой среды;
– в самолетостроении азотом накачивают шины шасси.
Все вышесказанное относится к применению чистого азота, но не стоит забывать, что этот элемент является исходным сырьем для производства массы всевозможных соединений:
– аммиак. Чрезвычайно востребованное вещество с содержанием азота. Аммиак идет на производство удобрений, полимеров, соды, азотной кислоты. Сам по себе применяется в медицине, изготовлении холодильной техники;
– красители и т.д.
Азот – не только один из наиболее распространенных химических элементов, но и очень нужный компонент, применяемый во многих отраслях человеческой деятельности.
Читайте также: