Например, разложением азида натрия:
2NaN3 > 2Na + 3N2
3. Еще один лабораторный способ получения азота -- восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:
3CuO + 2NH3 > 3Cu + N2 + 3H2O
В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.
Используются различные способы выделения азота из воздуха -- адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.
Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.
Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.
В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разде-ления газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.
Химические свойства азота
При нормальных условиях азот химически малоактивен.
1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС), на электрической дуге (в природе - во время грозы):
N2 + O2 ? 2NO - Q
Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.
1.2. При сильном нагревании (3000оС - 5000оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:
2С + N2 > N?C-C?N
Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.
1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:
N2 + ЗН2 ? 2NH3
Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.
1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения - нитриды.
Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:
N2 + 6Li > 2Li3N
2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.
Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.
Например, азот окисляет гидрид лития:
N2 + 3LiH > Li3N + NH3
Биологическая роль азота.
Чистый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой - либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.
Некоторые гормоны также представляют собой производные аминокислот, а, следовательно, также содержат азот (инсулин, глюкагон, тироксин, адреналин и пр.). Некоторые медиаторы, при помощи которых «общаются» нервные клетки также имеют в своем составе атом азота (ацетилхолин).
Такое соединения как оксид азота (II) и его источники (например, нитроглицерин - лекарственное средство для снижения давления) воздействуют на гладкую мускулатуру кровеносных сосудов, обеспечивая ее расслабление и расширение сосудов в целом (приводит к снижению давления).
Применение в медицине и народном хозяйстве
ь свободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду в химических и металлургических процессах;
ь для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах;
ь жидкий азот применяют в холодильных установках;
ь большое количество азота идет на синтез аммиака, из которого получают азотную кислоту, минеральные удобрения (мочевину, сульфаты и фосфаты аммония);
ь производство взрывчатых веществ;
ь жидкий азот в медицине;
ь насыщение поверхности стали для повышения прочности.
2. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом кальция.
2HCl + Ca(OH)2 > 2H2O + CaCl2
Билет №16
1. Общая характеристика халькогенов. Характеристика кислорода. Соединения кислорода с водородом. Применение в медицине и народном хозяйстве.
v Халькогены -- это элементы VIA группы. Родоначальником этой группы является кислород. Кроме кислорода O в эту группу входят S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды».
На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором -- OF2 проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.
v Кислород -- самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку -- гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.
Кислород образует две аллотропных модификации -- кислород O2 и озон O3 , которые отличаются составом молекул и обладают разными свойствами. Кислород содержится в воздухе, он необходим для дыхания, а также для горения топлива и других веществ. Кислород -- газ без цвета и запаха. При температуре - 1830C кислород сжижается, а при - 2190C переходит в твёрдое состояние. Жидкий кислород имеет голубую окраску, а твёрдый кислород - синюю.
Озон O3 -- бесцветный газ с характерным запахом, содержится в верхних слоях атмосферы и защищает Землю от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. В отличие от кислорода, озон чрезвычайно ядовит. Озон неустойчив и легко превращается в кислород.
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:
+8O 1s22s22p4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Способы получения
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
· Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 > 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 > 2H2O + O2
2HgO > 2Hg + O2
2KNO3 > 2KNO2 + O2
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород -- очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
O2 + 2F2 > 2F2O
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
S + O2 > SO2
Si + O2 > SiO2
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
4P + 3O2 > 2P2O3
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
4P + 5O2 > 2P2O5
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):
N2 + O2 > 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 > 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2 > Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущес-твенно надпероксид:
K + O2> KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2> 2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2 > 2FeO
4Fe + 3O2 > 2Fe2O3
3Fe + 2O2 > Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 > CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 > 2CO
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2> 2Fe2O3 + 4SO2
Al4C3 + 6O2> 2Al2O3 + 3CO2
Ca3P2 + 4O2> 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
· летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды). При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2 > 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O
· прочие бинарные соединения неметаллов -- как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2> CO2 + 2SO2
· некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2> 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O > 4Fe(OH)3
Кислород окисляет азотистую кислоту:
2HNO2 + O2 > 2HNO3
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2 > CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2 > 2CO + 4H2O
CH4 + O2 > C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2CH2=CH2 + O2 > 2CH3-CH=O
v Соединения кислорода с водородом. Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода - воду (Н2О) 2Н2 + О2 > 2Н2О
и пероксид водорода (Н2О2) 2H2O + O2 > 2H2O2
С водородом кислород образует воду Н2О. В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.
Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.
С водородом кислород образует соединение - пероксид водорода Н2О2 - бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород.
Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.
v Применение в медицине и народном хозяйстве.
В медицинских и косметологических целях для обогащения организма кислородом применяют концентратор кислорода - прибор, предназначенный для проведения кислородотерапии:
· - в реанимационных отделениях больниц и клиник в качестве источника чистого кислорода для оказания помощи больным бронхиальной астмой, хроническим обструктивным бронхитом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, интоксикациях, удушьях при травмах, шоковых состояниях и нарушениях деятельности почек.
· - в стационаре и на дому для лечения больных, страдающих бронхолегочными и иными заболеваниями, которым жизненно необходим чистый воздух.
· - в санаториях, детских учреждениях, поликлиниках, в спортклубах, на дому и в стационаре для профилактики заболеваний, укрепления иммунитета и приготовления кислородных коктейлей.
Применение кислорода в народном хозяйстве:
· В авиации применяют для дыхания (кислородные маски), для горения топлива (жидкий кислород).
· В металлургии - для резки металлов и сварки металлов