Азот. Работни материали

Елементът азот N е първият представител на главната подгрупа на V група на Периодичната таблица. Неговите атоми съдържат пет електрона във външното енергийно ниво, от които три са несдвоени електрони (помнете правилото „8-N“). От това следва, че атомите на тези елементи могат да добавят три електрона, завършвайки външното енергийно ниво, и в резултат на това да придобият степен на окисление -3, например в съединения с водород - амоняк NH3 и с метали - нитриди Li3N, Mg3N2, и т.н.
Азотните атоми също могат да предадат своите външни електрони на повече електроотрицателни елементи (флуор, кислород) и по този начин да придобият степени на окисление +3 и +5. Азотните атоми също проявяват редуциращи свойства в степени на окисление +1, +2, +4.

Азот - просто вещество. В свободно състояние азотът съществува под формата на двуатомна молекула М2. В тази молекула два N атома са свързани чрез много силна тройна ковалентна връзка:

Тази връзка може да се изрази и по следния начин:
N=N

Азотът е газ без цвят, мирис и вкус. Той е по-малко разтворим във вода от кислорода. Силата на азотната молекула се дължи на нейната химическа инертност.
При нормални условия азотът реагира само с литий, образувайки нитрид Li3N:
6Li + N2 = 2Li3N
Взаимодейства с други метали само при високи температури.
Освен това, при високи температури и налягания в присъствието на катализатор, азотът реагира с водород, за да образува амоняк:
2N+ ZN2<->2NH3
(характеризирайте тази реакция и разгледайте условията за изместване на химичното равновесие надясно).
При температурата на електрическата дъга той се комбинира с кислород, образувайки азотен оксид (II) (характеризирайте тази реакция и също така разгледайте условията за изместване на химичното равновесие надясно).
В природата азотът се намира основно в атмосферата - 78,09% обемни или 65,6% масови. 8 хиляди тона азот постоянно „висят“ над всеки хектар от земната повърхност. От естествените неорганични азотни съединения най-известна е чилийската селитра NaNO3.
По-голямата част от фиксирания азот се намира в органичната материя.
Азотът, получен чрез дестилация на течен въздух, се използва в промишлеността за синтез на амоняк и производство на азотна киселина. Преди това този газ е бил използван като инертна среда за пълнене на електрически лампи. В медицината чистият азот се използва като инертна среда при лечението на белодробна туберкулоза, а течният азот се използва при лечението на заболявания на гръбначния стълб, ставите и др.

Кръговрат на азота в природата. Азотът е жизненоважен елемент. Всички основни части на клетките на тъканите на тялото са изградени от протеинови молекули, които включват азот. Без протеин няма живот, а без азот няма протеин. Човекът получава протеини от растителна и животинска храна, а животните от своя страна също ги получават от растения. Следователно растенията са един от източниците на попълване на азот, който поддържа живота.
Съдържанието на фиксиран азот в почвата е много малко (до 1 кг на 1 тон), освен това по-голямата част от него е част от органични съединения и не е пряко достъпна за растенията. Но постепенно, в резултат на дейността на бактериите, органичните съединения се превръщат в минерални съединения - амониеви соли или нитрати, които се абсорбират от растенията.
Азотът е част от растителните протеини. Животните получават готови протеинови вещества от растенията; Тялото на животните съдържа от 1 до 10% азот (тегловни), вълната и рогата съдържат около 15%. Всички най-важни части на клетката (цитоплазма, ядро, мембрана) са изградени от белтъчни молекули.
От още по-голямо значение са специалните бактерии, които живеят в нодули върху корените на бобови растения (детелина, грах, фий, лупина и др.), те се наричат ​​„нодулни бактерии“. Именно тези бактерии свързват свободния атмосферен азот, тоест го превръщат в съединения, които растенията абсорбират, образувайки протеини в тялото си.
Азотните съединения в почвата също се попълват по време на гръмотевични бури. Както вече знаете, в този случай азотният оксид (N) се образува от азот и кислород, който под въздействието на атмосферния кислород се превръща в азотен оксид (IV):
2NO + 02 = 2NO2
Последният реагира с вода (също в присъствието на атмосферен кислород) и се получава азотна киселина:
4NO2 + 02 + 2H20 = 4HNO3

Тази киселина, влизайки в почвата, реагира с намиращите се в нея съединения на натрий, калций и калий и образува соли - нитрати, необходими за растенията (фиг. 27).
Откриване на азота . През 1772 г. английският учен Д. Ръдърфорд и шведският изследовател К. Шееле откриват в своите експерименти върху изгарянето на вещества газ, който не поддържа дишане и горене. По-късно, през 1787 г., А. Лавоазие установява наличието във въздуха на газ, който не поддържа дишане и горене, и по негово предложение този газ е наречен "азот", което означава "безжизнен" (от латински a - не и зоуи - живот ). Друго латинско име nitrogenium, въведено през 1790 г. от J. Chaptal, означава „раждащ селитра“.

Амоняк

Първо, нека разгледаме структурата на амонячната молекула NH3. Както вече знаете, на външно енергийно ниво азотните атоми съдържат пет електрона, от които три са несдвоени електрони. Именно те участват в образуването на три ковалентни връзки с три водородни атома по време на образуването на амонячната молекула NH3:

Три общи електронни двойки се изместват към по-електроотрицателния азотен атом и тъй като молекулата на амоняка има формата на триъгълна пирамида (фиг. 28), в резултат на изместването на електронните двойки се появява дипол, т.е. система с две полюси.

Водородна връзка- Това е химическа връзка между водородните атоми на една молекула и атомите на много електроотрицателни елементи (флуор, кислород, азот), които имат споделени електронни двойки на друга молекула.
Това е много слаба връзка – около 15-20 пъти по-слаба от ковалентната връзка. Благодарение на него някои нискомолекулни вещества (т.е. с малко молекулно тегло) образуват асоциати, което води до повишаване на точките на топене и кипене на веществата. Водородните връзки се образуват между молекулите на водата, алкохолите и флуороводорода.
Водородните връзки играят много важна роля в молекулите на най-важните съединения за живите същества - протеини и нуклеинови киселини.
амоняк - безцветен газ с остра миризма, почти два пъти по-лек от въздуха. Амонякът не трябва да се вдишва продължително време, тъй като е отровен. Този газ лесно се втечнява при нормално налягане и температура от -33,4 ° C, а когато течният амоняк се изпарява от околната среда, се абсорбира много топлина, поради което амонякът се използва в хладилните агрегати.
Амонякът е много разтворим във вода: при 20 °C около 710 обема амоняк се разтварят в 1 обем вода (фиг. 29). Концентриран воден разтвор на амоняк (25% от теглото) се нарича воден разтвор на амоняк или амонячна вода, а разтворът на амоняк, използван в медицината, е известен като амоняк. Амонякът в домашната ви аптечка съдържа 10% амоняк.
Ако добавите няколко капки фенолфталеин към разтвор на амоняк, той ще стане пурпурен, т.е. ще покаже алкална среда:
NH3 + H20<->NH3 H20 -> NH4 + OH-
Наличието на хидроксидни йони OH- обяснява алкалната реакция на водните амонячни разтвори. Ако разтвор на амоняк, оцветен с фенолфталеин, се нагрее, цветът ще изчезне (защо?).

Амонякът реагира с киселини, за да образува амониеви соли. Това взаимодействие се наблюдава ясно в следния експеримент: ако стъклена пръчка или стъкло, навлажнено с разтвор на амоняк, се доближи до друга пръчка или стъкло, навлажнено с разтвор на солна киселина, ще се появи гъст бял дим (фиг. 30). Така че вярвайте след тази поговорка, че няма дим без огън:
NH3 + HCl = NH4Сl
Амониев хлорид
Както водният разтвор на амоняка, така и амониевите соли съдържат специален йон - амониевия катион NH4, който играе ролята на метален катион. Получава се в резултат на факта, че азотният атом има свободна (самотна) електронна двойка, поради което се образува друга ковалентна връзка с водородния катион, който се прехвърля към амоняка от киселинни или водни молекули:

Този механизъм за образуване на ковалентна връзка, която възниква не в резултат на споделянето на несдвоени електрони, а поради наличието на свободна електронна двойка в един от атомите, се нарича донор-акцептор.

В този случай донорът на тази свободна електронна двойка е азотният атом в амоняка, а акцепторът е водородният катион на киселина или вода.
Можете сами да предвидите друго химично свойство на амоняка, ако обърнете внимание на степента на окисление на азотните атоми в него, а именно -3. Разбира се, амонякът е най-силният редуциращ агент, тоест неговите азотни атоми могат само да отдават електрони, но не и да ги приемат. Така амонякът може да се окисли или до свободен азот (без участието на катализатор):
4NН3 + 302 = 2N2 + 6Н20
или към азотен оксид (II) (в присъствието на катализатор):
4NН3 + 502 = 4N + 6Н20
Вече знаете как се произвежда амонякът в промишлеността - чрез синтез от азот и водород. В лабораторията амонякът се получава чрез въздействието на гасена вар Ca(OH)2 върху амониеви соли, най-често амониев хлорид:
Ca(OH)2 + 2NH4C1 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

Газът се събира в съд, обърнат с главата надолу, и се разпознава или по миризмата, или по синьото на мокра червена лакмусова хартия, или по появата на бял дим, когато се постави пръчка, навлажнена със солна киселина. Амонякът и неговите соли се използват широко в промишлеността и технологиите, селското стопанство и бита. Основните им приложения са показани на фигура 31.

Ориз. 31. Приложение на амоняк и амониеви соли:

1-5 - производство на минерални торове; 6 - производство на азотна киселина; 7 - производство на експлозиви; 8 - за запояване; 9 - в хладилни агрегати; 10 - в медицината и бита (амоняк)

6. Киселини, йонно уравнение

Вече се запознахте с един от представителите на вещества от този клас, когато разглеждахте летливи водородни съединения, използвайки примера на хлороводород HCl. Разтворът му във вода е солна киселина. Те имат същата формула HCl. По същия начин, когато друго летливо водородно съединение, сероводород H2S, се разтвори във вода, се образува разтвор на слаба хидросулфидна киселина с формула H2S.

Молекулите на тези киселини се състоят от два елемента, тоест те са бинарни съединения. Класът на киселините обаче включва и съединения, състоящи се от по-голям брой химични елементи. Кик, третият елемент, включен в състава на киселината, е кислородът. Следователно такива киселини се наричат ​​кислородсъдържащи, за разлика от HCl и H2S, които се наричат ​​безкислородни. Нека изброим някои киселини, съдържащи кислород.

Моля, имайте предвид, че всички киселини (съдържащи и безкислородни) задължително съдържат водород, който е написан на първо място във формулата. Останалата част от формулата се нарича киселинен остатък. Например в HCl киселинният остатък е Cl-.

Киселините са сложни вещества, чиито молекули се състоят от водородни атоми и киселинни остатъци.
По правило киселинните остатъци образуват неметални елементи.

Използвайки формулите на киселините, можете да определите степента на окисление на атомите на химичните елементи, които образуват киселини.
За бинарни киселини това е лесно да се направи. Тъй като водородът има степен на окисление +1. тогава в съединението H+1Cl-1 хлорът има степен на окисление -1, а в съединението H2+1S-2 сярата има степен на окисление -2.

Няма да е трудно да се изчислят степените на окисление на атомите на неметалните елементи, които образуват киселинните остатъци на кислородсъдържащите киселини. Просто трябва да запомните, че общото състояние на окисление на атомите на всички елементи в съединението е нула, а степента на окисление на водорода е +1, а на кислорода -2.
Познавайки степента на окисление на неметален елемент, който образува киселинния остатък на киселина, съдържаща кислород, е възможно да се определи кой оксид съответства на него. Например сярна киселина HgSO, в която сярата има степен на окисление +6, съответства на серен оксид (VI) S03; азотна киселина HN03, в която степента на окисление на азота е +5, съответства на азотен оксил (V) NzOu.

Използвайки формулите на киселините, можете също да определите общия заряд, който имат киселинните остатъци. Зарядът на киселинния остатък винаги е отрицателен и равен на броя на водородните атоми в киселината. Броят на водородните атоми в една киселина се нарича основност. За едноосновни киселини, съдържащи един водороден атом, например HCl и HN08, зарядите на киселинните остатъци са 1-. За двуосновни киселини, като H2SO4 и H2S, зарядите на киселинните остатъци са 2-, т.е.
SO4 2- и S 2-.

В природата има много киселини: лимонена киселина в лимоните, ябълчена киселина в ябълките, оксалова киселина в листата на киселеца. Мравките се защитават от врагове, като пръскат разяждащи капчици мравчена киселина. Съдържа се още в пчелната отрова и власинките от коприва.

При вкисването на гроздовия сок се получава оцетна киселина, а при вкисването на млякото се получава млечна киселина. Една и съща млечна киселина се образува при кисело зеле и при силажиране на храна за добитък. Ние добре познаваме лимонената и оцетната киселина, които често се използват в ежедневието. Оцетът, използван за храна, е разтвор на оцетна киселина.Много киселини са необходими в националната икономика в огромни количества, производството на тези вещества се нарича мащабно производство. Те включват сярна и солна киселина.

Сярна киселина S2SO4 -безцветна течност, вискозна, като масло, без мирис, почти два пъти по-тежка от водата. Сярната киселина абсорбира влагата от въздуха и други газове. Това свойство на сярната киселина се използва за изсушаване на някои газове.

Когато сярната киселина се смеси с вода, се отделя голямо количество топлина. Ако водата се излее в сярна киселина, тогава водата, без да има време да се смеси с киселината, може да заври и да пръска пръски от сярна киселина по лицето и ръцете на работника. За да не се случи това, когато разтваряте сярна киселина, трябва да я излеете във вода на тънка струя и да разбъркате.

Сярната киселина овъглява дървото, кожата и тъканите. Ако поставите треска в епруветка със сярна киселина, възниква химическа реакция - треската се овъглява. Сега е ясно колко опасно е пръски от сярна киселина да влязат в контакт с човешката кожа и дрехи.

Разтворите на всички киселини са кисели, но нито един химик не смее да разпознае концентрираните киселини по вкус - това е опасно. Има по-ефективни и по-безопасни начини за откриване на киселини. Те, подобно на основите, се разпознават с помощта на индикатори.

Добавете няколко капки виолетов разтвор на лакмус към киселинните разтвори. Лакмусът ще стане червен. Метиловият оранжев, когато е изложен на киселини, променя цвета си от оранжев до червено-розов.

Но силициевата киселина, тъй като е неразтворима във вода, не може да бъде разпозната по този начин.

При нормални условия киселините могат да бъдат твърди (фосфорна H3P04, силиций H2SiO2) и течни (в чиста форма сярната киселина H2SO4 ще бъде течност).

Газове като хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H2S образуват съответните киселини във водни разтвори.

Вече знаете, че въглеродната H2CO3 и сярната H2SO3 киселини съществуват само във водни разтвори, тъй като са слаби и нестабилни. Те лесно се разлагат на въглероден (IV) и серен (IV) оксид - съответно CO2 и SO2, и вода. Поради това е невъзможно да се изолират тези киселини в тяхната чиста форма.Понятията летливост и стабилност (стабилност) често се бъркат. Летливите киселини са киселини, чиито молекули лесно преминават в газообразно състояние, тоест се изпаряват. Например, солната киселина е летлива, но стабилна, стабилна киселина. Невъзможно е да се прецени летливостта на нестабилните киселини. Например, нелетлива неразтворима силициева киселина, когато стои, се разлага на вода u SiO2.Водните разтвори на солна, азотна, сярна, фосфорна и редица други киселини са безцветни. Водните разтвори на хромната киселина H2CrJ2 са жълти на цвят, а мангановата киселина HMnO4 е пурпурна. Въпреки това, колкото и различни да са киселините, всички те образуват водородни катиони при дисоциация, които определят редица общи свойства: кисел вкус, промяна в цвета на индикаторите (лакмус и метилоранж), взаимодействие с други вещества. Разделянето на киселините в групи според различни характеристики е представено в таблица 10.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Азот- седмият елемент от периодичната система. Отнася се за неметали. Намира се във втори период V на група А подгрупа.

Серийният номер е 7. Ядреният заряд е +7. Атомно тегло - 14.007 amu. В природата се срещат два изотопа на азота: 14 N - 99,635% и 15 N - 0,365% (процентите им са посочени в скоби).

Електронна структура на азотния атом

Азотният атом има две обвивки, както всички елементи, разположени във втория период. Номерът на групата -V - показва, че външното електронно ниво на азотния атом съдържа 5 валентни електрона.

Ориз. 1. Схематична структура на азотния атом.

Електронната конфигурация на основното състояние се записва, както следва:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Азотът е елемент от p-семейството. Енергийната диаграма за валентните електрони в невъзбудено състояние е както следва:

Няма възбудено състояние. Въз основа на броя на несдвоените електрони можем да кажем, че азотът в съединенията проявява валентност III. Въпреки това, валентността се определя и от номера на групата (V), следователно азотът може да проявява две валентности - III и V.

Ориз. 2. Пространствено представяне на структурата на азотния атом.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

По време на урока ще придобиете разбиране за темата "Азот". Запознайте се с азота като просто вещество, амоняка, азотната киселина и нитратите. Ще бъдат разгледани химичните и физичните свойства на тези вещества, структурата на техните молекули и реакциите с други вещества. Освен това ще бъдат изброени методи за получаване на тези вещества чрез промишлени и лабораторни методи и тяхното използване в различни индустрии. Обмислете свойствата и употребата на азотен оксид и царска вода (комбинация от три части солна киселина и една част азотна киселина).

Тема: Основни метали и неметали

Урок: Азот

1. Електронна структура на азотния атом

Химичният елемент азот се намира във втория период на група 5, основната подгрупа. Електронната конфигурация на азотния атом е 1s22s22p3. На нивото на валентната енергия на азотния атом няма свободни орбитали. Следователно, електронната двойка на подниво 2s не може да бъде отделена. Вижте фиг. 1. Следователно азотът не може да бъде 5-валентен. Максималната валентност на азота в съединенията е 4. В този случай 3 връзки се образуват по обменния механизъм и една по донорно-акцепторния механизъм. Азотът има степени на окисление от -3 до +5.

За примери на вещества с различни степени на окисление вижте фиг. 2.

2. Азотът е просто вещество

Алотропията не е типична за азота. Той образува едно просто вещество, N2. Това е молекулно вещество с ковалентна неполярна връзка. Връзката се образува с помощта на три споделени електронни двойки, тройна връзка - една сигма и 2 пи връзки. Тройната връзка е много силна. Това причинява ниската реактивност на молекулярния азот.

Физични свойства

Азотът е газ без цвят и мирис, слабо разтворим във вода, малко по-лек от въздуха. Азотът реагира с някои вещества, но условията на реакцията са много тежки (висока температура и налягане, използване на катализатор). При нормални условия азотът реагира само с литий, образувайки литиев нитрид.

6Li + N2 = 2Li3N, чрез хидролиза на който може да се получи амоняк.

АЗОТ, N (азот) , химичен елемент (под номер 7) VA подгрупа на периодичната таблица на елементите. Атмосферата на Земята съдържа 78% (об.) азот. За да покажем колко големи са тези запаси от азот, отбелязваме, че в атмосферата над всеки квадратен километър от земната повърхност има толкова много азот, че до 50 милиона тона натриев нитрат или 10 милиона тона амоняк (съединение на азот с водород) може да се получи от него и все пак това представлява малка част от азота, съдържащ се в земната кора. Наличието на свободен азот показва неговата инертност и трудността при взаимодействие с други елементи при обикновени температури. Фиксираният азот е част както от органична, така и от неорганична материя. Растенията и животните съдържат азот, свързан с въглерод и кислород в протеините. В допълнение, азотсъдържащи неорганични съединения като нитрати (NO 3), нитрити (NO2), цианиди (CN), нитриди (N3) и азиди (N3). Историческа справка. Експериментите на А. Лавоазие, посветени на изучаването на ролята на атмосферата в поддържането на живота и горивните процеси, потвърдиха съществуването на относително инертно вещество в атмосферата. Без да установява елементарната природа на газа, оставащ след изгарянето, Лавоазие го нарича азот, което означава „безжизнен“ на старогръцки. През 1772 г. Д. Ръдърфорд от Единбург установи, че този газ е елемент и го нарече "вреден въздух". Латинското наименование на азота идва от гръцките думи nitron и gen, което означава "образуващ селитра".Азотфиксация и азотен цикъл. Терминът "фиксиране на азот" се отнася до процеса на фиксиране на атмосферния азот N 2 . В природата това може да се случи по два начина: или бобовите растения, като грах, детелина и соя, натрупват възли по корените си, в които азотфиксиращите бактерии го превръщат в нитрати, или атмосферният азот се окислява от кислород при светкавични условия. С. Арениус установи, че до 400 милиона тона азот се фиксират годишно по този начин. В атмосферата азотните оксиди се комбинират с дъждовната вода, за да образуват азотна и азотиста киселина. Освен това е установено, че при дъжд и сняг на ок. 6700 g азот; достигайки до почвата, те се превръщат в нитрити и нитрати. Растенията използват нитрати, за да образуват растителни протеини. Животните, хранещи се с тези растения, усвояват протеиновите вещества на растенията и ги превръщат в животински протеини. След смъртта на животните и растенията те се разлагат и азотните съединения се превръщат в амоняк. Амонякът се използва по два начина: бактериите, които не образуват нитрати, го разграждат до елементи, освобождавайки азот и водород, а други бактерии образуват от него нитрити, които се окисляват от други бактерии до нитрати. Ето как се случва азотният цикъл в природата или азотният цикъл.Строеж на ядрото и електронните обвивки. В природата има два стабилни изотопа на азота: с масово число 14 (съдържа 7 протона и 7 неутрона) и смасово число 15 (съдържа 7 протона и 8 неутрона). Съотношението им е 99,635:0,365, така че атомната маса на азота е 14,008. Нестабилни изотопи на азота 12 N, 13 N, 16 N, 17 N се получават по изкуствен път.Схематична електронна структура на азотния атоме: 1 с 2 2с 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Следователно външната (втора) електронна обвивка съдържа 5 електрона, които могат да участват в образуването на химични връзки; азотните орбитали също могат да приемат електрони, т.е. възможно е да се образуват съединения със степен на окисление от ( II I) до (V) и те са известни. Вижте същоСТРУКТУРА НА АТОМА.Молекулен азот. От определянето на плътността на газа е установено, че молекулата на азота е двуатомна, т.е. молекулната формула на азота е Nє N (или N 2 ). Два азотни атома имат три външни 2стр- електроните на всеки атом образуват тройна връзка:N:::N:, образувайки електронни двойки. Измерено междуатомно разстояние N N е равно на 1,095 Å . Както е в случая с водорода (см. ВОДОРОД), има азотни молекули с различни ядрени спинове – симетрични и антисиметрични. При обикновени температури съотношението на симетричните и антисиметричните форми е 2:1. В твърдо състояние са известни две модификации на азота: а кубичен и b шестоъгълна с температура на преход a® b 237.39° C. Модификация b топи се при 209.96° С и кипи при 195.78° C при 1 atm ( см. маса 1). Енергия на дисоциация на мол (28,016 g или 6,023Глава 10 23 молекули) молекулярен азот в атоми ( N 2 2N) равно на приблизително 225 kcal. Следователно атомният азот може да се образува по време на тих електрически разряд и е химически по-активен от молекулния азот.Получаване и приложение. Методът за получаване на елементарен азот зависи от необходимата чистота. Азотът се получава в огромни количества за синтеза на амоняк, докато малки примеси на благородни газове са приемливи.Азот от атмосферата. От икономическа гледна точка освобождаването на азот от атмосферата се дължи на евтиния метод за втечняване на пречистен въздух (водна пара, CO 2 , прах и други примеси се отстраняват). Последователните цикли на компресия, охлаждане и разширяване на такъв въздух водят до неговото втечняване. Течният въздух се подлага на фракционна дестилация с бавно повишаване на температурата. Първо се отделят благородните газове, след това азотът и остава течният кислород. Пречистването се постига чрез повтарящи се процеси на фракциониране. Този метод произвежда много милиони тонове азот годишно, главно за синтеза на амоняк, който е суровина в технологията на производство на различни азотсъдържащи съединения за промишлеността и селското стопанство. Освен това често се използва пречистена азотна атмосфера, когато присъствието на кислород е неприемливо.Лабораторни методи. Азотът може да се получи в малки количества в лабораторията по различни начини чрез окисляване на амоняк или амониев йон, например:Процесът на окисление на амониевия йон с нитритен йон е много удобен:Известни са и други методи: разлагане на азиди при нагряване, разлагане на амоняк с меден (II) оксид, взаимодействие на нитрити със сулфаминова киселина или урея:Каталитичното разлагане на амоняка при високи температури също може да произведе азот: Физични свойства. Някои физични свойства на азота са дадени в табл. 1.

Таблица 1. НЯКОИ ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА НА АЗОТ
Плътност, g/cm3	0,808 (течност)
Точка на топене, °C	–209,96
Точка на кипене, °C	–195,8
Критична температура, °C	–147,1
Критично налягане, atm a	33,5
Критична плътност, g/cm 3 а	0,311
Специфичен топлинен капацитет, J/(mol K)	14.56 (15°C)
Електроотрицателност според Полинг	3
Ковалентен радиус,	0,74
радиус на кристала,	1,4 (M 3–)
Йонизационен потенциал, V b
първи	14,54
второ	29,60
А Температура и налягане, при които плътностиТечното и газообразното състояние на азота са еднакви. b Количеството енергия, необходимо за отстраняване на първия външен електрон и следващия, на 1 мол атомен азот.

Химични свойства. Както вече беше отбелязано, преобладаващото свойство на азота при нормални условия на температура и налягане е неговата инертност или ниска химическа активност. Електронната структура на азота съдържа електронна двойка от 2 с- ниво и три наполовина запълнени 2 Р-орбитали, така че един азотен атом може да свърже не повече от четири други атома, т.е. неговият координационен номер е четири. Малкият размер на атома също ограничава броя на атомите или групите от атоми, които могат да бъдат свързани с него. Следователно много съединения на други членове на подгрупата VA или изобщо нямат аналози сред азотните съединения, или подобни азотни съединения се оказват нестабилни. И така, PCl 5 стабилно съединение и NCl 5 не съществува. Азотният атом е способен да се свързва с друг азотен атом, образувайки няколко доста стабилни съединения, като хидразин N 2 H 4 и метални азиди MN 3 . Този тип връзка е необичаен за химичните елементи (с изключение на въглерода и силиция). При повишени температури азотът реагира с много метали, образувайки частично йонни нитриди M xN г . В тези съединения азотът е отрицателно зареден. В табл Таблица 2 показва степените на окисление и примери за съответните съединения.

Таблица 2. СЪСТОЯНИЯ НА ОКИСЛЕНИЕ НА АЗОТ И СЪОТВЕТНИ СЪЕДИНЕНИЯ
Степен на окисление	Примери за свързване
	Амоняк NH 3, амониев йон NH 4 +, нитриди M 3 N 2
	Хидразин N2H4
	Хидроксиламин NH2OH
	Натриев хипонитрит Na 2 N 2 O 2, азотен оксид (I) N 2 O
	Азотен(II) оксид NO
	Азотен (III) оксид N 2 O 3, натриев нитрит NaNO 2
	Азотен оксид (IV) NO 2, димер N 2 O 4
	Азотен оксид (V) N 2 O 5 , Азотна киселина HNO3 и неговите соли (нитрати)

Нитриди. Съединенията на азота с по-електроположителни елементи, метали и неметални нитриди са подобни на карбидите и хидридите. Те могат да бъдат разделени в зависимост от характера на MN връзката на йонни, ковалентни и с междинен тип връзка. По правило това са кристални вещества.Йонни нитриди. Свързването в тези съединения включва прехвърлянето на електрони от метала към азота, за да се образува N йон 3 . Такива нитриди включват Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 и Cu 3 N 2 . Освен лития, други алкални метали не образуват IA подгрупи на нитридите. Йонните нитриди имат високи точки на топене и реагират с вода, за да образуват NH 3 и метални хидроксиди.Ковалентни нитриди. Когато азотните електрони участват в образуването на връзка заедно с електроните на друг елемент, без да ги прехвърлят от азот към друг атом, се образуват нитриди с ковалентна връзка. Водородните нитриди (като амоняк и хидразин) са напълно ковалентни, както и азотните халиди (NF 3 и NCl 3 ). Ковалентните нитриди включват, например, Si 3 N 4, P 3 N 5 и BN са високостабилни бели вещества, а BN има две алотропни модификации: хексагонална и диамантена. Последният се образува при високи налягания и температури и има твърдост, близка до тази на диаманта.Нитриди с междинен тип връзка. Преходни елементи в реакция с NH 3 при високи температури образуват необичаен клас съединения, в които азотните атоми са разпределени между равномерно разположени метални атоми. В тези съединения няма ясно изместване на електрони. Примери за такива нитриди Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Тези съединения обикновено са напълно инертни и имат добра електропроводимост.Водородни съединения на азота. Азотът и водородът взаимодействат, за да образуват съединения, смътно напомнящи на въглеводороди (Вижте същоОРГАНИЧНА ХИМИЯ). Стабилността на водородните нитрати намалява с увеличаване на броя на азотните атоми във веригата, за разлика от въглеводородите, които са стабилни в дълги вериги. Най-важните водородни нитриди са амонякът NH 3 и хидразин N 2 H 4 . Те включват също азотоводородна киселина HNNN (HN 3). Амоняк NH3. Амонякът е един от най-важните индустриални продукти на съвременната икономика. В края на 20в. САЩ произвеждат ок. 13 милиона тона амоняк годишно (по отношение на безводен амоняк).Структура на молекулата. Молекула NH3 има почти пирамидална структура. Ъгълът на свързване HNH е 107° , който е близо до тетраедричния ъгъл 109° . Несподелената електронна двойка е еквивалентна на свързаната група, в резултат на което координационното число на азота е 4 и азотът се намира в центъра на тетраедъра.Свойства на амоняка. Някои физични свойства на амоняка в сравнение с водата са дадени в табл. 3.

Таблица 3. НЯКОИ ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА НА АМОНЯКА И ВОДАТА
Имот
Плътност, g/cm3	0,65 (–10° C)	1,00 (4,0°C)
Точка на топене, °C	–77,7	0
Точка на кипене, °C	–33,35	100
Критична температура, °C	132	374
Критично налягане, атм	112	218
Енталпия на изпаряване, J/g	1368 (–33°C)	2264 (100°C)
Енталпия на топене, J/g	351 (–77°C)	334 (0°C)
Електропроводимост	5H 10 –11 (–33°C)	4H 10 –8 (18°C)

Точките на кипене и топене на амоняка са много по-ниски от тези на водата, въпреки сходството на молекулните тегла и сходството на молекулната структура. Това се обяснява с относително по-голямата сила на междумолекулните връзки във водата, отколкото в амоняка (такива междумолекулни връзки се наричат ​​водородни връзки).Амоняк като разтворител. Високата диелектрична константа и диполният момент на течния амоняк позволяват използването му като разтворител за полярни или йонни неорганични вещества. Разтворителят на амоняк заема междинна позиция между вода и органични разтворители като етилов алкохол. Алкалните и алкалоземните метали се разтварят в амоняк, образувайки тъмносини разтвори. Може да се приеме, че солватацията и йонизацията на валентните електрони се извършват в разтвор съгласно схематаСиният цвят се свързва със солватацията и движението на електрони или подвижността на „дупки“ в течност. При висока концентрация на натрий в течен амоняк разтворът придобива бронзов цвят и е с висока електропроводимост. Несвързаният алкален метал може да бъде отделен от такъв разтвор чрез изпаряване на амоняк или добавяне на натриев хлорид. Разтворите на метали в амоняк са добри редуциращи агенти. Автойонизацията възниква в течен амонякподобно на процеса, протичащ във водата:Някои химични свойства на двете системи са сравнени в табл. 4.

Течният амоняк като разтворител има предимство в някои случаи, когато не е възможно да се извършат реакции във вода поради бързото взаимодействие на компонентите с водата (например окисление и редукция). Например в течен амоняк калцият реагира с KCl, за да образува CaCl2 и K, тъй като CaCl2 е неразтворим в течен амоняк, а K е разтворим и реакцията протича напълно. Във водата такава реакция е невъзможна поради бързото взаимодействие на Ca с водата.

Производство на амоняк. Газообразен NH3 се освобождава от амониеви соли под действието на силна основа, например NaOH:Методът е приложим в лабораторни условия. Малкото производство на амоняк също се основава на хидролиза на нитриди, като Mg 3 N 2 , вода. Калциев цианамид CaCN 2 При взаимодействие с вода той също образува амоняк. Основният промишлен метод за производство на амоняк е неговият каталитичен синтез от атмосферен азот и водород при висока температура и налягане:Водородът за този синтез се получава чрез термичен крекинг на въглеводороди, действието на водна пара върху въглища или желязо, разлагане на алкохоли с водна пара или електролиза на вода. За синтеза на амоняк са получени много патенти, различни по условията на процеса (температура, налягане, катализатор). Съществува метод за промишлено производство чрез термична дестилация на въглища. Имената на Ф. Хабер и К. Бош са свързани с технологичното развитие на синтеза на амоняк.

Таблица 4. СРАВНЕНИЕ НА РЕАКЦИИТЕ ВЪВ ВОДА И АМОНЯЧНА СРЕДА
Водна среда	Амонячна среда
Неутрализиране
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Хидролиза (протолиза)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Заместване
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Хидратация (комплексиране )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Амфотерност
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Химични свойства на амоняка. В допълнение към реакциите, посочени в табл. 4, Амонякът реагира с вода, за да образува NH съединение 3 H H 2 O, което често погрешно се счита за амониев хидроксид NH 4 OH; в реалното съществуване NH4OH не е доказано в разтвор. Воден разтвор на амоняк („амоняк“) се състои предимно от NH3, H2O и ниски концентрации на NH йони 4 + и OH , образувани по време на дисоциациятаОсновната природа на амоняка се обяснява с наличието на несподелена електронна двойка азот:NH 3. Следователно NH 3 е база на Люис, която има най-висока нуклеофилна активност, проявяваща се под формата на асоцииране с протона или ядрото на водородния атом:Всеки йон или молекула, способна да приеме електронна двойка (електрофилно съединение), ще взаимодейства с NH 3 с образуването на координационно съединение. Например:Символ М n+ представлява йон на преходен метал (B подгрупи на периодичната таблица, напр. Cu 2+, Mn 2+ ии т.н.). Всяка протонна (т.е. Н-съдържаща) киселина реагира с амоняк във воден разтвор, за да образува амониеви соли, като амониев нитрат NH 4 НЕ 3 амониев хлорид NH 4 Cl, амониев сулфат (NH 4) 2 SO 4 , амониев фосфат (NH 4) 3PO 4 . Тези соли се използват широко в селското стопанство като торове за въвеждане на азот в почвата. Амониевият нитрат се използва и като евтин експлозив; за първи път е използван с петролно гориво (дизелово гориво). Воден разтвор на амоняк се използва директно за внасяне в почвата или с вода за напояване. Урея NH 2 CONH 2 , получен чрез синтез от амоняк и въглероден диоксид, също е тор. Газът амоняк реагира с метали като Na и K, за да образува амиди:Амонякът също реагира с хидриди и нитриди, за да образува амиди:Амиди на алкални метали (напр. NaNH 2) реагират с N 2 O при нагряване, образувайки азиди:Газообразен NH3 редуцира оксидите на тежките метали до метали при високи температури, очевидно поради водород, генериран от разлагането на амоняка в N 2 и H 2: Водородни атоми в молекулата на NH 3 може да се замени с халоген. Йодът реагира с концентриран разтвор на NH 3 , образувайки смес от вещества, съдържащи Nаз 3 . Това вещество е много нестабилно и експлодира при най-малкото механично въздействие. При реакция на NH 3 c Cl 2 образуват се хлорамини NCl3, NHCl2 и NH2Cl. Когато амонякът е изложен на натриев хипохлорит NaOCl (образуван от NaOH и Cl2 ) крайният продукт е хидразин:Хидразин. Горните реакции са метод за получаване на хидразин монохидрат със състав N 2 H 4 H H 2 O. Безводният хидразин се образува чрез специална дестилация на монохидрата с BaO или други вещества, премахващи водата. Свойствата на хидразина са малко подобни на водороден пероксид H 2 O 2 . Чист безводен хидразин– безцветна хигроскопична течност, кипяща при 113,5°C ; разтваря се добре във вода, образувайки слаба основаВ кисела среда (H+ ) хидразинът образува разтворими хидразониеви соли от тип + X . Лекотата, с която хидразинът и някои от неговите производни (като метилхидразин) реагират с кислорода, позволява да се използва като компонент на течно ракетно гориво. Хидразинът и всички негови производни са силно токсични.Азотни оксиди. В съединения с кислород азотът проявява всички степени на окисление, образувайки оксиди: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Има оскъдна информация за образуването на азотни пероксиди (NO 3, НЕ 4). Азотен оксид (I) N 2 O (диазотен моноксид) се получава от термичната дисоциация на амониев нитрат:Молекулата има линейна структураO е сравнително инертен при стайна температура, но при високи температури може да поддържа изгарянето на лесно окисляеми материали. н 2 O, известен като смешен газ, се използва за лека анестезия в медицината.Азотен оксид (II) NO безцветен газ е един от продуктите на каталитичната термична дисоциация на амоняк в присъствието на кислород:NO също се образува по време на термичното разлагане на азотна киселина или по време на реакцията на мед с разредена азотна киселина:NO може да се получи чрез синтез от прости вещества (N 2 и О 2 ) при много високи температури, например при електрически разряд. Структурата на молекулата на NO има един несдвоен електрон. Съединенията с тази структура взаимодействат с електрически и магнитни полета. В течно или твърдо състояние оксидът е син на цвят, тъй като несдвоеният електрон причинява частична асоциация в течно състояние и слаба димеризация в твърдо състояние: 2NO N2O2. Азотен оксид (III) N2O3 (азотен триоксид) азотен анхидрид: N2O3 + H2O2HNO2. Чист N2O3 може да се получи като синя течност при ниски температури (20° В) от еквимолекулна смес от NO и NO 2. N2O3 стабилен само в твърдо състояние при ниски температури (т.т. 102,3° В), в течно и газообразно състояние отново се разлага на NO и NO 2 . Азотен оксид (IV)НЕ 2 (азотен диоксид) също има несдвоен електрон в молекулата ( виж по-гореазотен оксид (II)). Структурата на молекулата предполага триелектронна връзка и молекулата проявява свойствата на свободен радикал (една линия съответства на два сдвоени електрона):получен чрез каталитично окисление на амоняк в излишък на кислород или окисление на NO във въздух:а също и по реакции:При стайна температура НЕ 2 Газът е тъмнокафяв на цвят и има магнитни свойства поради наличието на несдвоен електрон. При температури под 0°C NO 2 молекула димеризира в двуазотен тетроксид, а при 9.3° C димеризацията протича напълно: 2NO2N2O4 . В течно състояние само 1% NO е недимеризиран 2 и при 100 ° C остава като димер от 10% N 2 O 4 . (или N2O4 ) реагира в топла вода, за да образува азотна киселина: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 технология следователно много важен като междинен етап в получаването на промишлено важен продукт– азотна киселина.Азотен оксид (V) N2O5 (остарял. азотен анхидрид) бяло кристално вещество, получено чрез дехидратиране на азотна киселина в присъствието на фосфорен оксид P 4 O 10: N2O5 лесно се разтваря във влагата на въздуха, образувайки отново HNO3. Свойства на N2O5 определени от равновесиетоN 2 O 5 е добър окислител, реагира лесно, понякога бурно, с метали и органични съединения и в чисто състояние експлодира при нагряване. Вероятна структура. Когато разтворът се изпари, се образува бял експлозив с очакваната структура HON=NOH. Азотиста киселина HNO2 не е съществува в чиста форма, но водни разтвори с ниска концентрация се образуват чрез добавяне на сярна киселина към бариев нитрит:Азотиста киселина се образува и при разтваряне на еквимоларна смес от NO и NO 2 (или N 2 O 3 ) във вода. Азотистата киселина е малко по-силна от оцетната киселина. Степента на окисление на азота в него е +3 (неговата структура HON=O), тези. може да бъде както окислител, така и редуциращ агент. Под въздействието на редуциращи агенти обикновено се възстановяваНЕ , а при взаимодействие с окислители се окислява до азотна киселина.

Скоростта на разтваряне на някои вещества, като метали или йодидни йони, в азотна киселина зависи от концентрацията на азотиста киселина, присъстваща като примес. Солите на нитритите на азотната киселина са силно разтворими във вода, с изключение на сребърния нитрит.

NaNO2 използвани в производството на багрила.Азотна киселина HNO3 един от най-важните неорганични продукти на основната химическа индустрия. Използва се в технологиите на много други неорганични и органични вещества, като експлозиви, торове, полимери и влакна, багрила, фармацевтични продукти и др. Вижте същоХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ.ЛИТЕРАТУРА Справочник на азотистите. М., 1969
Некрасов Б.В. Основи на общата химия. М., 1973
Проблеми с фиксирането на азот. Неорганична и физична химия. М., 1982

Свойства на елементи от V-A подгрупа

елемент	Азот н	Фосфор Р	Арсен Като	Антимон сб	Бисмут Би
Имот
Сериен номер на елемента	7	15	33	51	83
Относителна атомна маса	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Точка на топене, С 0	-210	44,1 (бял)	817 (4MPa)	631	271
Точка на кипене, C 0	-196	280 (бял)	613	1380	1560
Плътност g/cm3	0,96 (твърдо)	1,82 (бял)	5,72	6,68	9,80
Състояния на окисление	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Строеж на атомите на химичните елементи

Име химически елемент	Диаграма на структурата на атома	Електронна структура на последното енергийно ниво	Формула на висшия оксид R 2 O 5	Формула на летливо водородно съединение RH 3
1. Азот	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N2O5	NH 3
2. Фосфор	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P2O5	PH 3
3. Арсен	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As2O5	AsH 3
4. Антимон	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb2O5	SbH 3
5. Бисмут	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi2O5	БиХ 3

Наличието на три несдвоени електрона на външно енергийно ниво обяснява, че в нормално, невъзбудено състояние валентността на елементите от азотната подгрупа е три.

Атомите на елементите от азотната подгрупа (с изключение на азота - външното ниво на азота се състои само от две поднива - 2s и 2p) имат свободни клетки на d-подниво на външните енергийни нива, така че те могат да изпарят един електрон от s -подниво и го прехвърлете на d-подниво. Така валентността на фосфора, арсена, антимона и бисмута е 5.

Елементите на азотната група образуват съединения от състава RH 3 с водород и оксиди от типа R 2 O 3 и R 2 O 5 с кислород. Оксидите съответстват на киселини HRO 2 и HRO 3 (и орто киселини H 3 PO 4, с изключение на азот).

Най-високата степен на окисление на тези елементи е +5, а най-ниската е -3.

Тъй като зарядът на ядрото на атомите се увеличава, броят на електроните на външното ниво е постоянен, броят на енергийните нива в атомите се увеличава и радиусът на атома се увеличава от азот към бисмут, привличането на отрицателни електрони към положително ядро отслабва и способността за загуба на електрони се увеличава и следователно в азотната подгрупа с С увеличаването на серийния номер неметалните свойства намаляват, а металните се увеличават.

Азотът е неметал, бисмутът е метал. От азот към бисмут, силата на RH 3 съединенията намалява, а силата на кислородните съединения се увеличава.

Най-важните сред елементите от подгрупата на азота са азот и фосфор .

Азот, физични и химични свойства, получаване и приложение

1. Азотът е химичен елемент

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 незавършено външно ниво,стр -елемент, неметал

Ar(N)=14

2. Възможни степени на окисление

Поради наличието на три несдвоени електрона, азотът е много активен и се намира само под формата на съединения. Азотът проявява степени на окисление в съединения от "-3" до "+5"

3. Азот - просто вещество, молекулна структура, физични свойства

Азот (от гръцки ἀ ζωτος - безжизнен, лат. Азот), вместо предишните наименования („флогистичен“, „мефитичен“ и „развален“ въздух), предложени в 1787 Антоан Лавоазие . Както беше показано по-горе, по това време вече беше известно, че азотът не поддържа нито горене, нито дишане. Това свойство се смяташе за най-важното. Въпреки че по-късно се оказа, че азотът, напротив, е от съществено значение за всички живи същества, името се запази на френски и руски.

N 2 – ковалентна неполярна връзка, тройна (σ, 2π), молекулна кристална решетка

Заключение:

1. Ниска реактивност при нормална температура

2. Газ, без цвят, без мирис, по-лек от въздуха

г-н ( б въздух)/ г-н ( н 2 ) = 29/28

4. Химични свойства на азота

н – окислител (0 → -3)	н – редуциращ агент (0 → +5)
1. С метали се образуват нитриди Мх Ню Йорк - при нагряване с Mg и алкалоземни и алкални: 3С а + N 2= Ca 3 N 2 (при t) - c Li at k t стая Нитридите се разлагат от вода Ca 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. С водород 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (условия - Т, п, кат)	N 2 + O 2 ↔ 2 NO – Q (при t= 2000 C) Азотът не реагира със сяра, въглерод, фосфор, силиций и някои други неметали.

5. Получаване:

В индустрията азотът се получава от въздуха. За да направите това, въздухът първо се охлажда, втечнява и течният въздух се подлага на дестилация. Азотът има малко по-ниска точка на кипене (–195,8°C) от другия компонент на въздуха, кислорода (–182,9°C), така че когато течният въздух се нагрява леко, азотът се изпарява първи. Азотният газ се доставя на потребителите в компресирана форма (150 атм. или 15 MPa) в черни бутилки с жълт надпис „азот“. Съхранявайте течния азот в колби на Дюар.

В лабораториятачист („химичен“) азот се получава чрез добавяне на наситен разтвор на амониев хлорид NH 4 Cl към твърд натриев нитрит NaNO 2 при нагряване:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Можете също така да загреете твърд амониев нитрит:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. ЕКСПЕРИМЕНТ

6. Приложение:

В промишлеността азотният газ се използва главно за производство на амоняк. Като химически инертен газ, азотът се използва за осигуряване на инертна среда в различни химични и металургични процеси, при изпомпване на запалими течности. Течният азот се използва широко като хладилен агент, използва се в медицината, особено в козметологията. Азотните минерални торове са важни за поддържане на почвеното плодородие.

7. Биологична роля

Азотът е елемент, необходим за съществуването на животните и растенията, той е част отпротеини (16-18% от теглото), аминокиселини, нуклеинови киселини, нуклеопротеини,хлорофил, хемоглобин и др. В състава на живите клетки броят на азотните атоми е около 2%, а масовата част е около 2,5% (четвърто място след водород, въглерод и кислород). В тази връзка значително количество фиксиран азот се съдържа в живите организми, „мъртвата органична материя“ и разпръснатата материя на моретата и океаните. Това количество се оценява на приблизително 1,9 10 11 тона В резултат на процесите на гниене и разлагане на азотсъдържаща органична материя, при благоприятни фактори на околната среда, могат да се образуват естествени минерални находища, съдържащи азот, например „чилийскиселитраN 2 → Li 3 N → NH 3

номер 2. Напишете уравнения за реакцията на азот с кислород, магнезий и водород. За всяка реакция създайте електронен баланс, посочете окислителя и редуктора.

номер 3. Един цилиндър съдържа азот, друг съдържа кислород, а третият съдържа въглероден диоксид. Как да различим тези газове?

номер 4. Някои запалими газове съдържат свободен азот като примес. Може ли при изгарянето на такива газове в обикновените газови котлони да се образува азотен оксид (II)? Защо?