Schema structurii atomului de azot n 20. Structura electronică a atomului de azot pirol. Proprietățile chimice ale acidului azotic

În molecula de piridină are loc conjugarea p,p. Azotul piridinic, datorită electronegativității sale mai mari în comparație cu carbonul, deplasează densitatea unică a electronului p spre sine, reducând în general densitatea electronică a inelului aromatic. Prin urmare, astfel de sisteme cu azot piridinic sunt numite p-deficiente.

La înlocuirea fragmentului - CH = CH - cu > NH, apare un inel cu cinci membri - pirol

1. Molecula de pirol are o structură ciclică.

2. Toți atomii de carbon din ciclu sunt în hibridizare sp 2, atomul de azot este, de asemenea, hibridizat sp 2, iar atomul de azot furnizează un orbital Pz cu doi electroni unui singur nor p-electron.

3. Densitatea totală de electroni π a pirolului include 4n+2 = 6 p electroni

În molecula de pirol are loc conjugarea p,p. Sistemele care conțin azot pirolic se numesc sisteme de p-exces sau superaromatic. Prezența unui astfel de sistem afectează foarte mult reactivitatea pirolului.

În compușii naturali, inelul pirolic aromatic se găsește adesea în diverși compuși polinucleari, dintre care cel mai important este nucleul porfin, care face parte din hemoglobină și clorofilă.

Un sistem conjugat de 26 de electroni p (11 legături duble și 2 perechi de electroni singuri de atomi de pirol. Energia mare de conjugare (840 KJ) indică stabilitatea ridicată a porfinei.

Conceptul de aromaticitate se extinde nu numai la moleculele neutre, ci și la ionii încărcați. _

La înlocuirea fragmentului – ​​CH=CH – în benzen cu –CH, apare un anion carbociclic – ciclopentadienil, care aparține structurii non-benzenoid. Ionul ciclopentadienil face parte din medicament ferocen (fier diciclopentadienil) și compusul natural azulenă.

Anionul ciclopentadienil se formează prin extracția unui proton din ciclopentadienă-1,3.

Să luăm în considerare criteriile de aromaticitate pentru anionul ciclopentadienil:

1) conexiune ciclică

2) toți atomii de carbon au hibridizare sp 2

Ferocenul este un compus organometalic asemănător sandvișului (stimulează hematopoieza și este utilizat pentru anemia feripristă.

Cationul cicloheptatrienil (cationul tropylium) se formează din cicloheptatrien-1,3,5 prin eliminarea ionului hidrură.

Cationul tropylium este un heptagon regulat. Un sextet aromatic este format prin suprapunerea a 6 orbitali cu un electron și un orbital pz vacant.

Să luăm în considerare criteriile de aromaticitate pentru cationul tropylium:

1) Conexiunea este ciclică

2) Toți atomii de carbon au hibridizare sp 2

3) General π -sistem electronic include 4n + 2 = 6 p electroni

În timpul lecției, veți dobândi o înțelegere a subiectului „Azot”. Cunoașteți azotul ca substanță simplă, amoniacul, acidul azotic și nitrații. Chimice și proprietăți fizice iar aceste substanțe, structura moleculelor lor, reacții cu alte substanțe. În plus, vor fi enumerate metodele de obținere a acestor substanțe prin metode industriale și de laborator și utilizarea lor în diverse industrii. Revedeți proprietățile și utilizările protoxidului de azot și acva regia(un compus din trei părți acid clorhidric și o parte acid azotic).

Subiect: Metale de bază și nemetale

Lecție: Azot

1. Structura electronică a atomului de azot

Elementul chimic azot este situat în a doua perioadă a grupului 5, subgrupul principal. Configurația electronică a atomului de azot este 1s22s22p3. Nu există orbitali liberi la nivelul energiei de valență a atomului de azot. În consecință, perechea de electroni a subnivelului 2s nu poate fi decuplată. Vezi fig. 1. Prin urmare, azotul nu poate fi 5-valent. Valența maximă a azotului în compuși este 4. În acest caz, 3 legături se formează prin mecanismul de schimb, iar una prin mecanismul donor-acceptor. Azotul prezintă stări de oxidare de la -3 la +5.

Exemple de substanţe cu grade diferite oxidare vezi fig. 2.

2. Azotul este o substanță simplă

Alotropia nu este tipică pentru azot. Formează o substanță simplă, N2. Este o substanță moleculară cu o legătură covalentă nepolară. Legătura se formează folosind trei perechi de electroni împărțiți, o legătură triplă - o legătură sigma și 2 pi. Legătura triplă este foarte puternică. Acest lucru determină reactivitatea scăzută a azotului molecular.

Proprietăți fizice

Azotul este un gaz incolor și inodor, slab solubil în apă, puțin mai ușor decât aerul. Azotul reacționează cu unele substanțe, dar condițiile de reacție sunt foarte dure (temperatură și presiune ridicată, folosirea unui catalizator). În condiții normale, azotul reacționează numai cu litiul, formând nitrură de litiu.

6Li + N2 = 2Li3N, prin hidroliza căruia se poate obține amoniac.

Elementul azot N este primul reprezentant al subgrupului principal al grupei V din Tabelul periodic. Atomii săi conțin cinci electroni la nivelul de energie exterior, dintre care trei sunt electroni nepereche (amintiți-vă de regula „8-N”). Rezultă că atomii acestor elemente pot adăuga trei electroni, completând nivelul de energie externă și, ca urmare, dobândesc o stare de oxidare de -3, de exemplu, în compuși cu hidrogen - amoniac NH3 și cu metale - nitruri Li3N, Mg3N2, etc.
Atomii de azot își pot dona și ei electronii exteriori mai multe elemente electronegative (fluor, oxigen) și dobândesc stări de oxidare +3 și +5. Atomii de azot prezintă, de asemenea, proprietăți reducătoare în stările de oxidare +1, +2, +4.

azot - substanță simplă. În stare liberă, azotul există sub forma unei molecule biatomice M2. În această moleculă, doi atomi de N sunt legați printr-o legătură covalentă triplă foarte puternică:

Această legătură mai poate fi exprimată astfel:
N=N

Azotul este un gaz incolor, inodor și fără gust. Este mai puțin solubil în apă decât oxigenul. Puterea moleculei de azot se datorează inerției sale chimice.
În condiții normale, azotul reacționează numai cu litiul, formând nitrură Li3N:
6Li + N2 = 2Li3N
Interacționează cu alte metale numai atunci când temperaturi mari.
De asemenea, la temperaturi și presiuni ridicate în prezența unui catalizator, azotul reacționează cu hidrogenul pentru a forma amoniac:
2N+ ZN2<->2NH3
(caracterizați această reacție și luați în considerare condițiile de deplasare a echilibrului chimic la dreapta).
La temperatura arcului electric, se combină cu oxigenul, formând oxid de azot (II) (caracterizează această reacție și, de asemenea, ia în considerare condițiile de deplasare a echilibrului chimic la dreapta).
În natură, azotul se găsește în principal în atmosferă - 78,09% din volum sau 65,6% din masă. 8 mii de tone de azot „atârnă” în mod constant peste fiecare hectar de suprafață a pământului. Dintre compușii naturali anorganici de azot, cel mai faimos este salitrul chilian NaNO3.
Majoritatea azotului fixat se găsește în materia organică.
Azotul obținut prin distilarea aerului lichid este utilizat în industrie pentru sinteza amoniacului și producerea acidului azotic. Anterior, acest gaz era folosit ca mediu inert pentru umplerea lămpilor electrice. În medicină, azotul pur este utilizat ca mediu inert în tratamentul tuberculozei pulmonare și un azot lichid- în tratamentul bolilor coloanei vertebrale, articulațiilor etc.

Ciclul azotului în natură. Azotul este un element vital. Toate părțile principale ale celulelor țesuturilor corpului sunt construite din molecule de proteine, care includ azot. Fără proteine ​​nu există viață, iar fără azot nu există proteine. Omul primește proteine ​​din alimente vegetale și animale, iar animalele, la rândul lor, le obțin și din plante. Prin urmare, plantele sunt una dintre sursele de reaprovizionare cu azot care susțin viața.
Conținutul de azot fixat în sol este foarte mic (până la 1 kg la 1 tonă), în plus, cea mai mare parte a acestuia face parte din compuși organici și nu este direct disponibil plantelor. Cu toate acestea, treptat, ca urmare a activității bacteriilor, compușii organici sunt transformați în compuși minerali - săruri de amoniu sau nitrați, care sunt absorbiți de plante.
Azotul face parte din proteinele vegetale. Animalele obțin substanțe proteice gata preparate din plante; Corpul animalului conține de la 1 la 10% azot (în greutate), lâna și coarnele conțin aproximativ 15%. Toate cele mai importante părți ale celulelor (citoplasmă, nucleu, membrană) sunt construite din molecule de proteine.
De o importanță și mai mare sunt bacteriile speciale care trăiesc în noduli de pe rădăcinile plantelor leguminoase (trifoi, mazăre, măzică, lupin etc.); ele sunt numite „bacteriile nodulare”. Aceste bacterii sunt cele care leagă azotul liber atmosferic, adică îl transformă în compuși pe care plantele îi absorb, formând proteine ​​în corpul lor.
Compușii de azot din sol sunt, de asemenea, completați în timpul furtunilor. După cum știți deja, în acest caz, oxidul de azot (N) se formează din azot și oxigen, care, sub influența oxigenului atmosferic, se transformă în oxid nitric (IV):
2NO + 02 = 2NO2
Acesta din urmă reacționează cu apa (tot în prezența oxigenului atmosferic) și se obține acid azotic:
4NO2 + 02 + 2H20 = 4HNO3

Acest acid, pătrunzând în sol, reacționează cu compușii de sodiu, calciu și potasiu găsiți în el și formează săruri - nitrat, necesar plantelor (Fig. 27).
Descoperirea azotului . În 1772, omul de știință englez D. Rutherford și cercetătorul suedez K. Scheele au descoperit în experimentele lor privind arderea substanțelor un gaz care nu suportă respirația și arderea. Mai târziu, în 1787, A. Lavoisier a stabilit prezența în aer a unui gaz care nu sprijină respirația și arderea, iar la sugestia sa, acest gaz a primit numele de „azot”, adică „fără viață” (din latinescul a - nu și zoe - viața). Un alt nume latin nitrogenium, introdus în 1790 de J. Chaptal, înseamnă „a naște salitrul”.

Amoniac

În primul rând, să ne uităm la structura moleculei de amoniac NH3. După cum știți deja, la nivelul energetic exterior, atomii de azot conțin cinci electroni, dintre care trei sunt electroni nepereche. Ei sunt cei care participă la formarea a trei legături covalente cu trei atomi de hidrogen în timpul formării moleculei de amoniac NH3:

Trei perechi de electroni comune sunt deplasate spre atomul de azot mai electronegativ, iar din moment ce molecula de amoniac are forma unei piramide triunghiulare (Fig. 28), ca urmare a deplasării perechilor de electroni, apare un dipol, adică un sistem cu două stâlpi.

Legătură de hidrogen- Aceasta este o legătură chimică între atomii de hidrogen ai unei molecule și atomii elementelor foarte electronegative (fluor, oxigen, azot) care au în comun perechi de electroni ale unei alte molecule.
Aceasta este o legătură foarte slabă - de aproximativ 15-20 de ori mai slabă decât o legătură covalentă. Datorită acesteia, unele substanțe cu o greutate moleculară mică (adică, cu o greutate moleculară mică) formează asociații, ceea ce duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere ale substanțelor. Legăturile de hidrogen se formează între moleculele de apă, alcooli și fluorură de hidrogen.
Legăturile de hidrogen joacă un rol foarte important în moleculele celor mai importanți compuși pentru ființe vii - proteine ​​și acizi nucleici.
amoniac - un gaz incolor cu un miros înțepător, aproape de două ori mai ușor decât aerul. Amoniacul nu trebuie inhalat pentru perioade lungi de timp, deoarece este otrăvitor. Acest gaz se lichefiază cu ușurință la presiune normală și la o temperatură de -33,4 ° C, iar atunci când amoniacul lichid se evaporă din mediul înconjurător, se absoarbe multă căldură, motiv pentru care amoniacul este utilizat în unitățile frigorifice.
Amoniacul este foarte solubil în apă: la 20 °C, aproximativ 710 volume de amoniac sunt dizolvate în 1 volum de apă (Fig. 29). O soluție apoasă concentrată de amoniac (25% în greutate) se numește amoniac apos, sau apă cu amoniac, iar soluția de amoniac folosită în medicină este cunoscută sub numele de amoniac. Amoniacul găsit în dulapul de medicamente de acasă conține 10% amoniac.
Dacă adăugați câteva picături de fenolftaleină într-o soluție de amoniac, aceasta va deveni purpurie, adică va arăta un mediu alcalin:
NH3 + H20<->NH3 H20 -> NH4 + OH-
Prezența ionilor de hidroxid OH- explică reacția alcalină a soluțiilor apoase de amoniac. Dacă o soluție de amoniac colorată cu fenolftaleină este încălzită, culoarea va dispărea (de ce?).

Amoniacul reacționează cu acizii formând săruri de amoniu. Această interacțiune se observă clar în următorul experiment: dacă o tijă de sticlă sau sticlă umezită cu o soluție de amoniac este adusă la o altă tijă sau sticlă umezită cu o soluție de acid clorhidric, va apărea fum alb gros (Fig. 30). Deci credeți după această vorbă că nu există fum fără foc:
NH3 + HCl = NH4Cl
Clorură de amoniu
Atât o soluție apoasă de amoniac, cât și săruri de amoniu conțin un ion special - cationul de amoniu NH4, care joacă rolul unui cation metalic. Se obține ca urmare a faptului că atomul de azot are o pereche de electroni liberă (singurată), datorită căreia se formează o altă legătură covalentă cu cationul de hidrogen, care este transferată în amoniac din moleculele de acid sau apă:

Acest mecanism de formare a unei legături covalente, care apare nu ca urmare a împărtășirii electronilor nepereche, ci datorită unei perechi de electroni liberi prezente într-unul dintre atomi, se numește donator-acceptator.

În acest caz, donorul acestei perechi de electroni liberi este atomul de azot din amoniac, iar acceptorul este cationul de hidrogen al acidului sau al apei.
Puteți prezice singur o altă proprietate chimică a amoniacului dacă acordați atenție stării de oxidare a atomilor de azot din acesta, și anume -3. Desigur, amoniacul este cel mai puternic agent reducător, adică atomii săi de azot nu pot renunța decât la electroni, dar nu îi acceptă. Astfel, amoniacul poate fi oxidat fie la azot liber (fără participarea unui catalizator):
4NН3 + 302 = 2N2 + 6Н20
sau la oxid de azot (II) (în prezența unui catalizator):
4NН3 + 502 = 4N + 6Н20
Știți deja cum se produce amoniacul în industrie - prin sinteza din azot și hidrogen. În laborator, amoniacul se obține prin acțiunea varului stins Ca(OH)2 asupra sărurilor de amoniu, cel mai adesea clorură de amoniu:
Ca(OH)2 + 2NH4C1 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

Gazul este colectat într-un vas răsturnat, și se recunoaște fie după miros, fie după albastrul hârtiei de turnesol roșu umed, fie după apariția fumului alb la introducerea unui baton umezit cu acid clorhidric. Amoniacul și sărurile sale sunt utilizate pe scară largă în industrie și tehnologie, agricultură și viața de zi cu zi. Principalele lor aplicații sunt prezentate în Figura 31.

Orez. 31. Aplicarea de amoniac și săruri de amoniu:

1-5 - producția de îngrășăminte minerale; 6 - producerea acidului azotic; 7 - producerea de explozivi; 8 - pentru lipire; 9 - în unități frigorifice; 10 - în medicină și viața de zi cu zi (amoniac)

6. acizi, ecuația ionică

Ați făcut deja cunoștință cu unul dintre reprezentanții substanțelor acestei clase atunci când ați luat în considerare compușii hidrogen volatili folosind exemplul clorurii de hidrogen HCl. Soluția sa în apă este acidul clorhidric. Au aceeași formulă HCl. În mod similar, atunci când o altă substanță volatilă este dizolvată în apă conexiune cu hidrogen- hidrogenul sulfurat H2S formează o soluție de acid hidrosulfurat slab cu formula H2S.

Moleculele acestor acizi sunt formate din două elemente, adică sunt compuși binari. Cu toate acestea, clasa acizilor include și compuși formați dintr-un număr mai mare de elemente chimice. Kick, al treilea element inclus în compoziția acidului este oxigenul. Prin urmare, astfel de acizi sunt numiți care conțin oxigen, spre deosebire de HCl și H2S, care sunt numiți fără oxigen. Să enumerăm câțiva acizi care conțin oxigen.

Vă rugăm să rețineți că toți acizii (care conțin și fără oxigen) conțin în mod necesar hidrogen, care este scris pe primul loc în formulă. Restul formulei se numește reziduu acid. De exemplu, în HCI, reziduul acid este Cl-.

Acizii sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de hidrogen și reziduuri acide.
De regulă, reziduurile acide formează elemente nemetalice.

Folosind formulele acizilor, puteți determina stările de oxidare ale atomilor elementelor chimice care formează acizi.
Pentru acizii binari, acest lucru este ușor de făcut. Deoarece hidrogenul are o stare de oxidare de +1. apoi în compusul H+1Cl-1, clorul are o stare de oxidare de -1, iar în compusul H2+1S-2, sulful are o stare de oxidare de -2.

Nu va fi dificil să se calculeze stările de oxidare ale atomilor elementelor nemetalice care formează reziduurile acide ale acizilor care conțin oxigen. Trebuie doar să rețineți că starea de oxidare totală a atomilor tuturor elementelor din compus este zero, iar starea de oxidare a hidrogenului este +1 și oxigenul este -2.
Cunoscând starea de oxidare a unui element nemetalic care formează reziduul acid al unui acid care conține oxigen, este posibil să se determine ce oxid îi corespunde. De exemplu, acidul sulfuric HgSO, în care sulful are o stare de oxidare de +6, corespunde oxidului de sulf (VI) S03; acidul azotic HN03, în care starea de oxidare a azotului este +5, corespunde azotului oxil (V) NzOu.

Folosind formulele acizilor, puteți determina și sarcina totală pe care o au reziduurile acide. Sarcina unui reziduu de acid este întotdeauna negativă și egală cu numărul de atomi de hidrogen din acid. Numărul de atomi de hidrogen dintr-un acid se numește bazicitate. Pentru acizii monobazici care conțin un atom de hidrogen, de exemplu HCl și HN08, sarcinile resturilor acide sunt 1-. Pentru acizii dibazici, cum ar fi H2SO4 și H2S, sarcinile reziduurilor acide sunt 2-, adică
S042- şi S2-.

Există mulți acizi care se găsesc în natură: acid de lamaieîn lămâi, acid malic în mere, acid oxalic în frunze de măcriș. Furnicile se protejează de inamici prin pulverizarea picăturilor caustice de acid formic. Se găsește și în veninul de albine și în firele de păr de urzică.

Când sucul de struguri se acru se obține acid acetic, iar când laptele se acru se obține acid lactic. Același acid lactic se formează în timpul varzei murate și în timpul însilozării hranei pentru animale. Suntem bine conștienți de acizii citric și acetic, care sunt adesea folosiți în viața de zi cu zi. Otetul folosit in alimentatie este o solutie acid acetic.Sunt necesari multi acizi in economie nationalaîn cantități uriașe, producția acestor substanțe se numește multi-tonaj. Acestea includ acizii sulfuric și clorhidric.

Acid sulfuric S2SO4 - un lichid incolor, vâscos, ca uleiul, inodor, aproape de două ori mai greu decât apa. Acidul sulfuric absoarbe umezeala din aer și din alte gaze. Această proprietate a acidului sulfuric este folosită pentru a usca unele gaze.

Când acidul sulfuric este amestecat cu apă, se produce un numar mare de căldură. Dacă se toarnă apă în acid sulfuric, atunci apa, neavând timp să se amestece cu acidul, poate fierbe și stropi stropi de acid sulfuric pe fața și mâinile lucrătorului. Pentru a preveni acest lucru, atunci când dizolvați acidul sulfuric, trebuie să-l turnați în apă într-un flux subțire și să amestecați.

Acidul sulfuric carbonizează lemnul, pielea și țesăturile. Dacă o așchie este plasată într-o eprubetă cu acid sulfuric, atunci reactie chimica- așchia este carbonizată. Acum este clar cât de periculos este ca stropii de acid sulfuric să intre în contact cu pielea și îmbrăcămintea umană.

Soluțiile tuturor acizilor sunt acide, dar nici un chimist nu îndrăznește să recunoască acizii concentrați după gust - acest lucru este periculos. Există modalități mai eficiente și mai sigure de a detecta acizii. Ele, ca și alcaline, sunt recunoscute folosind indicatori.

Adăugați câteva picături de soluție de turnesol la soluțiile acide. Violet. Turnesolul va deveni roșu. Portocaliul de metil se modifică atunci când este expus la acizi culoare portocalie la roșu-roz.

Dar acidul silicic, deoarece este insolubil în apă, nu poate fi recunoscut în acest fel.

În condiții normale, acizii pot fi solizi (H3P04 fosforic, siliciu H2SiO2) și lichizi (în formă pură lichidul va fi acid sulfuric H2SO4).

Gaze precum clorura de hidrogen HCl, bromura de hidrogen HBr, hidrogenul sulfurat H2S formează acizii corespunzători în soluții apoase.

Știți deja că acizii H2CO3 carbonic și H2SO3 sulfuros există numai în soluții apoase, deoarece sunt slabi și instabili. Se descompun cu ușurință în oxizi de carbon (IV) și sulf (IV) - CO2 și respectiv SO2 și apă. Prin urmare, este imposibil să izolați acești acizi în forma lor pură Conceptele de volatilitate și stabilitate (stabilitate) sunt adesea confundate. Acizii volatili sunt acizi ale căror molecule trec cu ușurință în stare gazoasă, adică se evaporă. De exemplu, acidul clorhidric este un acid volatil, dar stabil, stabil. Este imposibil să se judece volatilitatea acizilor instabili. De exemplu, acidul silicic insolubil nevolatil, când sta în picioare, se descompune în apă u SiO 2. Soluțiile apoase de acizi clorhidric, nitric, sulfuric, fosforic și o serie de alți acizi sunt incolore. Soluțiile apoase de acid cromic H2CrJ2 au culoarea galbenă, iar acidul mangan HMnO4 este purpuriu. Cu toate acestea, indiferent cât de diferiți sunt acizii, toți formează cationi de hidrogen la disociere, care determină seria proprietăți generale: gust acru, modificarea culorii indicatorilor (tornesol și metil portocaliu), interacțiune cu alte substanțe. Împărțirea acizilor în grupuri în funcție de diferite caracteristici este prezentată în Tabelul 10.

„Structura atomului și a nucleului atomic” - Protoni și neutroni. Exemple de formule electronice ale atomilor. Imaginea orbitalilor electronilor. Calculul numărului de protoni, neutroni și electroni. Atom și nucleu. Niveluri, subniveluri și orbitali. Alege răspunsul corect. Goluri. Găsirea unui electron într-un atom. Materiale de control. Scrieți formula electronică. Deschiderea miezului.

„Structura nucleului unui atom” - Atomul este neutru, deoarece. sarcina nucleului este egală cu sarcina totală a electronilor. Electronii se mișcă în jurul nucleului. 1919 Rutherford a studiat interacțiunea particulelor cu nucleele atomilor de azot. Folie din metalul studiat. CUPRINS Modulul 1 1. Structura atomică. Numărul total de nucleoni dintr-un nucleu se numește număr de masă și se notează cu A.

„Compoziția nucleului unui atom” - Nucleul unui atom al unui element chimic. Graficul legăturii nucleonice specifice într-un nucleu. Taxa de bază. Schema experimentelor lui Rutherford. Dimensiunile nucleelor ​​atomice. Descoperirea protonului. Numărul de neutroni din nucleul unui atom. Forțele nucleare. Proprietățile forțelor nucleare. Proton și neutron. Defect de masă. Formula pentru găsirea energiei de legare. Densitatea materiei nucleare.

„Fizica „structurii nucleare”” - Câți nucleoni conțin nucleele. Nucleul de heliu. Numărul de taxare. Element nou. Structura nucleului atomic. Aflați despre istoria descoperirii neutronului. Izotopi. O particulă care nu are încărcătură. Modelul proton-neutron al nucleului atomic. Determinați compoziția de nucleon a nucleului. Neutroni. Un erou cu brațe scurte.

„Compoziția nucleului atomic” - Plan de lecție. FORȚE NUCLARE – forțe atractive care leagă protonii și neutronii în nucleu. Distanță scurtă (r = 2,2 * 10-15 m). PROPRIETĂȚI Sunt doar forțe de atracție. Numărul de sarcină este egal cu sarcina nucleului, exprimat în sarcini electrice elementare. Nu depinde de prezența încărcării. Forțele nucleare. Numar de masa.

„Structura nucleului atomic” - M - numărul de masă - masa nucleului, numărul de nucleoni, numărul de neutroni M-Z. Radioactivitatea este dovada structurii complexe a atomilor. Reacția nucleară în lanț. Avea dreptate Prometeu când a dat foc oamenilor? Fisiunea nucleului atomic. Contor Geiger camera Wilson. Structura nucleului atomic. Lecția de repetare și generalizare

AZOT
N (azot),
element chimic(la numărul 7) VA subgrupe ale tabelului periodic al elementelor. Atmosfera Pământului conține 78% (vol.) azot. Pentru a arăta cât de mari sunt aceste rezerve de azot, observăm că în atmosferă deasupra fiecărui kilometru pătrat de suprafață terestră există atât de mult azot încât până la 50 de milioane de tone de azotat de sodiu sau 10 milioane de tone de amoniac (un compus de azot cu hidrogen) se poate obţine din acesta.aceasta constituie o mică fracţiune din azotul conţinut în Scoarta terestra. Existența azotului liber indică inerția acestuia și dificultatea de a interacționa cu alte elemente la temperaturi obișnuite. Azotul fix face parte atât din materia organică, cât și din materia anorganică. Legume și lumea animală conține azot legat de carbon și oxigen în proteine. În plus, sunt cunoscuți compuși anorganici care conțin azot precum nitrații (NO3-), nitriții (NO2-), cianurile (CN-), nitrurile (N3-) și azidele (N3-) și pot fi obținute în cantități mari.
Referință istorică. Experimentele lui A. Lavoisier, dedicate studiului rolului atmosferei în menținerea vieții și a proceselor de ardere, au confirmat existența unei substanțe relativ inerte în atmosferă. Fără a stabili natura elementară a gazului rămas după ardere, Lavoisier l-a numit azot, care în greaca veche înseamnă „fără viață”. În 1772, D. Rutherford din Edinburgh a stabilit că acest gaz este un element și l-a numit „aer nociv”. Numele latin pentru azot provine din cuvintele grecești nitron și gen, care înseamnă „formând salitrul”.
Fixarea azotului și ciclul azotului. Termenul "fixare a azotului" se referă la procesul de fixare a azotului atmosferic N2. În natură, acest lucru se poate întâmpla în două moduri: fie leguminoasele, cum ar fi mazărea, trifoiul și soia, acumulează noduli pe rădăcinile lor, în care bacteriile fixatoare de azot îl transformă în nitrați, fie azotul atmosferic este oxidat de oxigen în condiții de fulger. S. Arrhenius a constatat că până la 400 de milioane de tone de azot sunt fixate anual în acest fel. În atmosferă, oxizii de azot se combină cu apa de ploaie pentru a forma acizi nitric și azotic. În plus, s-a stabilit că odată cu ploaie și ninsoare, cca. 6700 g azot; ajungând în sol, se transformă în nitriți și nitrați. Plantele folosesc nitrați pentru a forma proteine ​​vegetale. Animalele, hrănindu-se cu aceste plante, asimilează substanțele proteice ale plantelor și le transformă în proteine ​​animale. După moartea animalelor și a plantelor, acestea se descompun și compușii de azot se transformă în amoniac. Amoniacul este folosit în două moduri: bacteriile care nu formează nitrați îl descompun în elemente, eliberând azot și hidrogen, iar alte bacterii formează nitriți din acesta, care sunt oxidați de alte bacterii în nitrați. Acesta este modul în care are loc ciclul azotului în natură, sau ciclul azotului.

Structura nucleului și a învelișurilor de electroni. Există doi izotopi stabili ai azotului în natură: cu număr de masă 14 (N conține 7 protoni și 7 neutroni) și cu număr de masă 15 (conține 7 protoni și 8 neutroni). Raportul lor este de 99,635:0,365, deci masa atomică a azotului este 14,008. Izotopii de azot instabili 12N, 13N, 16N, 17N au fost obținuți artificial. Schematic, structura electronică a atomului de azot este următoarea: 1s22s22px12py12pz1. Prin urmare, pe exterior (a doua) învelișul de electroni există 5 electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice; orbitalii de azot pot accepta, de asemenea, electroni, i.e. formarea de compuși cu stări de oxidare de la (-III) la (V) este posibilă și sunt cunoscuți.
Vezi și STRUCTURA ATOMICĂ.
Azotul molecular. Din determinările densității gazului s-a stabilit că molecula de azot este diatomică, adică. formulă moleculară azotul are forma NєN (sau N2). Pentru doi atomi de azot, cei trei electroni exteriori 2p ai fiecărui atom formează o legătură triplă:N:::N:, formând perechi de electroni. Măsurat interatomic distanta N-N este egal cu 1.095. Ca și în cazul hidrogenului (vezi HIDROGEN), există molecule de azot cu spinuri nucleare diferite - simetrice și antisimetrice. La temperaturi obișnuite, raportul formelor simetrice și antisimetrice este de 2:1. În stare solidă, sunt cunoscute două modificări ale azotului: a - cubic și b - hexagonal cu o temperatură de tranziție a (r) b -237,39 ° C. Modificarea b se topește la -209,96 ° C și fierbe la -195,78 ° C la 1 atm (vezi tabelul 1). Energia de disociere a unui mol (28,016 g sau 6,023 * 10 23 molecule) de azot molecular în atomi (N2 2N) este de aproximativ -225 kcal. Prin urmare, azotul atomic se poate forma în timpul unei descărcări electrice liniștite și este mai activ din punct de vedere chimic decât azotul molecular.
Chitanța și cererea. Metoda de obținere a azotului elementar depinde de puritatea necesară. Azotul se obține în cantități uriașe pentru sinteza amoniacului, în timp ce amestecurile mici de gaze nobile sunt acceptabile.
Azotul din atmosferă. Din punct de vedere economic, eliberarea de azot din atmosferă se datorează costului scăzut al metodei de lichefiere a aerului purificat (se îndepărtează vaporii de apă, CO2, praful și alte impurități). Ciclurile succesive de compresie, răcire și expansiune ale unui astfel de aer duc la lichefierea acestuia. Aerul lichid este supus distilarii fracționate cu o creștere lentă a temperaturii. Gazele nobile sunt eliberate mai întâi, apoi azotul, iar oxigenul lichid rămâne. Purificarea se realizează prin procese repetate de fracţionare. Această metodă produce anual multe milioane de tone de azot, în principal pentru sinteza amoniacului, care este materia primă în tehnologia de producție a diferiților compuși care conțin azot pentru industrie și agricultură. În plus, o atmosferă de azot purificată este adesea utilizată atunci când prezența oxigenului este inacceptabilă.
Metode de laborator. Azotul poate fi obținut în cantități mici în laborator căi diferite, amoniac oxidant sau ion de amoniu, de exemplu:

Procesul de oxidare a ionului de amoniu cu ion nitrit este foarte convenabil:

Sunt cunoscute și alte metode - descompunerea azidelor la încălzire, descompunerea amoniacului cu oxid de cupru (II), interacțiunea nitriților cu acid sulfamic sau uree:

Descompunerea catalitică a amoniacului la temperaturi ridicate poate produce și azot:

Proprietăți fizice. Unele proprietăți fizice ale azotului sunt prezentate în tabel. 1.
Tabelul 1. UNELE PROPRIETĂȚI FIZICE ALE AZOTULUI
Densitate, g/cm3 0,808 (lichid) Punct de topire, °C -209,96 Punct de fierbere, °C -195,8 Temperatura critică, °C -147,1 Presiune critică, atma 33,5 Densitate critică, g/cm3 a 0,311 Căldură specifică, J/(mol) ) 14,56 (15° C) Electronegativitate Pauling 3 Raza covalentă, 0,74 Rază cristalină, 1,4 (M3-) Potențial de ionizare, Wb

primul 14.54 secundul 29.60

A Temperatura și presiunea la care densitățile azotului lichid și gazos sunt aceleași.
b Cantitatea de energie necesară pentru a elimina primul electron exterior și următorul, per 1 mol de azot atomic.

Proprietățile amoniacului. Unele proprietăți fizice ale amoniacului în comparație cu apa sunt prezentate în tabel. 3.

Tabelul 3. UNELE PROPRIETĂȚI FIZICE ALE AMONIACULUI ȘI ALE APEI

Culoarea albastră este asociată cu solvatarea și mișcarea electronilor sau mobilitatea „găurilor” dintr-un lichid. La o concentrație mare de sodiu în amoniac lichid, soluția capătă o culoare de bronz și este foarte conductivă din punct de vedere electric. Metalul alcalin nelegat poate fi separat dintr-o astfel de soluție prin evaporarea amoniacului sau adăugarea de clorură de sodiu. Soluțiile de metale în amoniac sunt buni agenți reducători. Autoionizarea are loc în amoniacul lichid

similar procesului care are loc în apă

Unele proprietăți chimice ale ambelor sisteme sunt comparate în tabel. 4. Amoniacul lichid ca solvent are un avantaj în unele cazuri în care este imposibil să se efectueze reacții în apă din cauza interacțiunii rapide a componentelor cu apa (de exemplu, oxidarea și reducerea). De exemplu, în amoniacul lichid, calciul reacționează cu KCl pentru a forma CaCl2 și K, deoarece CaCl2 este insolubil în amoniacul lichid și K este solubil, iar reacția se desfășoară complet. În apă, o astfel de reacție este imposibilă datorită interacțiunii rapide a Ca cu apa. Producția de amoniac. NH3 gazos este eliberat din sărurile de amoniu sub acțiunea unei baze puternice, de exemplu, NaOH:

Metoda este aplicabilă în condiții de laborator. Producția de amoniac la scară mică se bazează și pe hidroliza nitrururilor, cum ar fi Mg3N2, cu apă. Cianamida de calciu CaCN2 formează și amoniac atunci când interacționează cu apa. Principala metodă industrială de producere a amoniacului este sinteza sa catalitică din azot și hidrogen atmosferic la temperatură și presiune ridicată:

Hidrogenul pentru aceasta sinteza se obtine prin cracarea termica a hidrocarburilor, actiunea vaporilor de apa asupra carbunelui sau fierului, descompunerea alcoolilor cu vaporii de apa, sau electroliza apei. S-au obţinut numeroase brevete pentru sinteza amoniacului, care diferă în condiţiile procesului (temperatura, presiune, catalizator). Există o metodă de producție industrială prin distilarea termică a cărbunelui. Numele lui F. Haber și K. Bosch sunt asociate cu dezvoltarea tehnologică a sintezei amoniacului.
Proprietățile chimice ale amoniacului. Pe lângă reacțiile menționate în tabel. 4, amoniacul reacționează cu apa pentru a forma compusul NH3НH2O, care este adesea considerat în mod eronat hidroxid de amoniu NH4OH; de fapt, existenta NH4OH in solutie nu a fost dovedita. O soluție apoasă de amoniac („amoniac”) constă predominant din NH3, H2O și concentrații mici de ioni NH4+ și OH- formați în timpul disocierii

Natura de bază a amoniacului este explicată prin prezența unei perechi de electroni singuri de azot:NH3. Prin urmare, NH3 este o bază Lewis, care are cea mai mare activitate nucleofilă, manifestată sub formă de asociere cu protonul sau nucleul atomului de hidrogen:

Orice ion sau moleculă capabilă să accepte o pereche de electroni (compus electrofil) va reacționa cu NH3 pentru a forma un compus de coordonare. De exemplu:

Simbolul Mn+ reprezintă un ion de metal de tranziție (subgrupul B al tabelului periodic, de exemplu, Cu2+, Mn2+ etc.). Orice acid protic (adică care conține H) reacționează cu amoniacul într-o soluție apoasă pentru a forma săruri de amoniu, cum ar fi azotat de amoniu NH4NO3, clorură de amoniu NH4Cl, sulfat de amoniu (NH4)2SO4, fosfat de amoniu (NH4)3PO4. Aceste săruri sunt utilizate pe scară largă în agricultură ca îngrășăminte pentru a introduce azot în sol. Nitratul de amoniu este, de asemenea, folosit ca exploziv ieftin; a fost folosit pentru prima dată cu combustibil petrolier (motorină). O soluție apoasă de amoniac se folosește direct pentru introducerea în sol sau cu apă de irigare. Ureea NH2CONH2, obținută prin sinteza din amoniac și dioxid de carbon, este, de asemenea, un îngrășământ. Amoniacul gazos reacționează cu metale precum Na și K pentru a forma amide:

De asemenea, amoniacul reacționează cu hidruri și nitruri pentru a forma amide:

Amidele metalelor alcaline (de exemplu, NaNH2) reacţionează cu N2O când sunt încălzite, formând azide:

NH3 gazos reduce oxizii de metale grele la metale la temperaturi ridicate, aparent datorită hidrogenului produs prin descompunerea amoniacului în N2 și H2:

Atomii de hidrogen din molecula de NH3 pot fi înlocuiți cu halogen. Iodul reacţionează cu o soluţie concentrată de NH3, formând un amestec de substanţe care conţin NI3. Această substanță este foarte instabilă și explodează la cel mai mic impact mecanic. Reacția NH3 cu Cl2 produce cloraminele NCl3, NHCl2 și NH2Cl. Când amoniacul este expus la hipoclorit de sodiu NaOCl (format din NaOH și Cl2), produsul final este hidrazina:

Hidrazina. Reacțiile de mai sus reprezintă o metodă de producere a hidrazinei monohidrat cu compoziția N2H4ЧH2O. Hidrazina anhidră se formează prin distilarea specială a monohidratului cu BaO sau alte substanțe de eliminare a apei. Proprietățile hidrazinei sunt ușor similare cu peroxidul de hidrogen H2O2. Hidrazina pură anhidră este un lichid incolor, higroscopic, care fierbe la 113,5°C; se dizolvă bine în apă, formând o bază slabă

Într-un mediu acid (H+), hidrazina formează săruri solubile de hidrazoniu de tip []+X-. Ușurința cu care hidrazina și unii dintre derivații săi (cum ar fi metilhidrazina) reacționează cu oxigenul îi permite să fie utilizat ca componentă a combustibilului lichid pentru rachete. Hidrazina și toți derivații săi sunt foarte toxici. Oxizi de azot. În compușii cu oxigen, azotul prezintă toate stările de oxidare, formând oxizi: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Există puține informații despre formarea peroxizilor de azot (NO3, NO4). Oxidul de azot (I) N2O (monoxid de diazot) se obține din disocierea termică a azotatului de amoniu:

Molecula are o structură liniară

N2O este destul de inert la temperatura camerei, dar la temperaturi ridicate poate susține arderea materialelor ușor oxidabile. N2O, cunoscut sub numele de gaz râd, este folosit pentru anestezie ușoară în medicină. Oxidul de azot (II) NO este un gaz incolor, unul dintre produsele disocierii termice catalitice a amoniacului în prezența oxigenului:

NO se formează și în timpul descompunerii termice a acidului azotic sau în timpul reacției cuprului cu acidul azotic diluat:

NO poate fi produs prin sinteză din substanțe simple (N2 și O2) la temperaturi foarte ridicate, de exemplu, la o descărcare electrică. Structura moleculei de NO are un electron nepereche. Conexiunile cu o astfel de structură interacționează cu electrice și campuri magnetice. În stare lichidă sau solidă, oxidul este de culoare albastră deoarece electronul nepereche determină asociere parțială în stare lichidă și dimerizare slabă în stare solidă: 2NO N2O2. Oxid azotic (III) N2O3 (trioxid de azot) - anhidrida acidului azotat: N2O3 + H2O 2HNO2. N2O3 pur poate fi obținut sub formă de lichid albastru prin temperaturi scăzute(-20°C) dintr-un amestec echimolecular de NO și NO2. N2O3 este stabil doar în stare solidă la temperaturi scăzute (punct de topire -102,3 ° C); în stare lichidă și gazoasă se descompune din nou în NO și NO2. Oxidul de azot (IV) NO2 (dioxid de azot) are, de asemenea, un electron nepereche în moleculă (vezi oxidul de azot (II) de mai sus). Structura moleculei presupune o legătură cu trei electroni, iar molecula prezintă proprietățile unui radical liber (o linie corespunde la doi electroni perechi):

NO2 se obține prin oxidarea catalitică a amoniacului în exces de oxigen sau prin oxidarea NO în aer:

si de asemenea prin reactii:

La temperatura camerei, NO2 este un gaz maro închis care are proprietăți magnetice datorită prezenței unui electron nepereche. La temperaturi sub 0°C, molecula de NO2 se dimerizează în tetroxid de dinazot, iar la -9,3°C, dimerizarea are loc complet: 2NO2 N2O4. În stare lichidă, doar 1% NO2 este nedimerizat, iar la 100°C 10% N2O4 rămâne sub formă de dimer. NO2 (sau N2O4) reacţionează în apa calda cu formarea acidului azotic: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Tehnologia NO2 este deci foarte importantă ca etapă intermediară în producerea unui produs important din punct de vedere industrial - acidul azotic. Oxidul azotic (V) N2O5 (anhidridă azotică învechită) este o substanță cristalină albă obținută prin deshidratarea acidului azotic în prezența oxidului de fosfor P4O10:

N2O5 se dizolvă ușor în umiditatea aerului, formând din nou HNO3. Proprietățile N2O5 sunt determinate de echilibru

N2O5 este un bun oxidant; reacţionează uşor, uneori violent, cu metalele şi compuşii organici şi, în stare pură, explodează la încălzire. Structura probabilă a N2O5 poate fi reprezentată ca

Oxoacizi cu azot. Pentru azot se cunosc trei oxoacizi: H2N2O2 hipoazotat, HNO2 azotat și acidul azotic HNO3. Acidul hiponitr H2N2O2 este un compus foarte instabil, format în mediu neapos dintr-o sare a unui metal greu - hiponitrit, sub acțiunea unui alt acid: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Când soluția este evaporată, se formează un exploziv alb cu structura așteptată H-O-N=N-O-H.
Acidul azot HNO2 nu există însă în formă pură solutii apoase concentrația sa scăzută se formează prin adăugarea de acid sulfuric la nitritul de bariu:

Acidul azot se formează și atunci când un amestec echimolar de NO și NO2 (sau N2O3) este dizolvat în apă. Acidul azot este puțin mai puternic decât acidul acetic. Starea de oxidare a azotului din acesta este +3 (structura sa este H-O-N=O), adică. poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. Sub influența agenților reducători este de obicei redus la NO, iar atunci când interacționează cu agenții oxidanți este oxidat la acid azotic. Viteza de dizolvare a unor substanțe, cum ar fi metalele sau ionul de iodură, în acidul azotic depinde de concentrația de acid azot prezent ca impuritate. Sărurile acidului azot - nitriți - se dizolvă bine în apă, cu excepția nitritului de argint. NaNO2 este utilizat la producerea coloranților. Acidul azotic HNO3 este unul dintre cei mai importanți produse anorganice ale industriei chimice de bază. Este utilizat în tehnologiile multor alte substanțe anorganice și organice, cum ar fi explozivi, îngrășăminte, polimeri și fibre, coloranți, produse farmaceutice etc.
Vezi si ELEMENTE CHIMICE.
LITERATURĂ
Manualul Nitrogenistului. M., 1969 Nekrasov B.V. Fundamentele chimiei generale. M., 1973 Probleme de fixare a azotului. anorganice și Chimie Fizica. M., 1982

Enciclopedia lui Collier. - Societate deschisă. 2000 .

Vezi ce este „AZOT” în alte dicționare:

- (N) element chimic, gaz, incolor, insipid și inodor; alcătuiește 4/5 (79%) aer; bate greutate 0,972; greutate atomică 14; se condensează în lichid la 140 °C. si presiune 200 atmosfere; constituent al multor substanțe vegetale și animale. Dictionar… … Dicţionar cuvinte străine Limba rusă

AZOT- AZOT, chimic. element, simbol N (AZ franceză), numărul de ordine 7, la. V. 14,008; punctul de fierbere 195,7°; 1 l A. la 0° si 760 mm presiune. cântărește 1,2508 g [lat. Azot („generator de salpetru”), germană. Stickstoff („sufocant… … Marea Enciclopedie Medicală

- (lat. Azot) N, element chimic din grupa V a sistemului periodic, număr atomic 7, masă atomică 14,0067. Numele provine din greacă un prefix negativ și zoe life (nu suportă respirația sau arderea). Azotul liber este format din 2 atomi... ... Dicţionar enciclopedic mare

azot- a m. azote m. Arab. 1787. Lexis.1. alchimist Prima materie a metalelor este mercurul metalic. Sl. 18. Paracelsus a pornit până la sfârșitul lumii, oferind tuturor Laudanumul său și Azotul său la un preț foarte rezonabil, pentru vindecarea tuturor celor posibile... ... Dicționar istoric al galicismelor limbii ruse

- (Azot), N, element chimic din grupa V a sistemului periodic, număr atomic 7, masă atomică 14,0067; gaz, punct de fierbere 195,80 shs. Azotul este componenta principală a aerului (78,09% din volum), face parte din toate organismele vii (din corpul uman... ... Enciclopedie modernă

Azot- (Azot), N, element chimic din grupa V a sistemului periodic, număr atomic 7, masă atomică 14,0067; gaz, punct de fierbere 195,80 °C. Azotul este componenta principală a aerului (78,09% din volum), face parte din toate organismele vii (din corpul uman... ... Dicţionar Enciclopedic Ilustrat