Азот как биогенный элемент
Реферат на тему:
«Азот как биогенный элемент»
Содержание
Введение
Распространение в природе
Открытие
Происхождение названия
Историческая справка
Строение атома и молекулы
Физические и химические
свойства
Физические свойства
азота
Соединение азота
Физические свойства азотистого ангидрида и азотистой кислоты 16
Получение и применение
Биологическая роль
Круговорот азота в природе
Токсикология азота и его
соединений
Биологическое значение
Жизнь и творчество Азота
Литература
Введение
Происходит от греческого слова azoos – безжизненный, по-латыни Nitrogenium. Химический знак элемента – N. Азот – химический элемент V группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 7, относительная атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса. Какими свойствами обладает этот элемент, какое значение имеет в природе и жизни человека, какие образует соединения и как они используются. Вот те вопросы, на которые я хочу найти ответы при выполнении работы.
Распространенность в природе
Азот – один из самых распространенных элементов на Земле, причем основная его масса (около 4*1015 т.) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов.
Среднее содержание азота в литосфере 1,9*10-3% по массе.
Природные соединения азота – хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности (сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода). Небольшие количества связанного азота находится в каменном угле (1 – 2,5%) и нефти (0,02 – 1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%). Хотя название «азот» означает «не поддерживающий жизни», на самом деле это – необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 – 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счет потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота. В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы – нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обедненными. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве («белковое голодание»). На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот из воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.
Азот – четвертый по распространенности элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).
Открытие
В 1777 году Генри Кавендиш провёл следующий опыт: он многократно пропустил воздух над раскалённым углём, затем обрабатывал его щёлочью, в результате получался остаток, который Кавендиш назвал удушливым (или мефитическим) воздухом. С позиций современной химии ясно, что в реакции с раскалённым углём кислород воздуха связывался в углекислый газ, который затем реагировал со щёлочью. При этом остаток газа представлял собой по большей части азот. Таким образом, Кавендиш выделил азот, но не сумел понять, что это новое постое вещество (химический элемент). В том же году Кавендиш сообщил об этом опыте Джозефу Пристли.
Пристли в это время проводил серию экспериментов, в которых также связывал кислород воздуха и удалял полученный углекислый газ, то есть также получал азот, однако, будучи сторонником господствующей в те времена теории флогистона, совершенно неверно истолковал полученные результаты (по его мнению, процесс был противоположным - не кислород удалялся из газовой смеси, а наоборот, в результате обжига воздух насыщался флогистоном; оставшийся воздух (азот) он и назвал насыщенным флогистоном, то есть флогистированным). Очевидно, что и Пристли, хотя и смог выделить азот, не сумел понять сути своего открытия, поэтому и не считается первооткрывателем азота.
Одновременно схожие эксперименты с тем же результатом проводил и Карл Шееле.
В 1772 году азот (под названием «испорченного воздуха») как простое вещество описал Даниэль Резерфорд, он опубликовал магистерскую диссертацию, где указал основные свойства азота (не реагирует со щелочами, не поддерживает горения, непригоден для дыхания). Именно Даниэль Резерфорд считается первооткрывателем азота.
В дальнейшем азот был
изучен Генри Кавендишем (интересен
тот факт, что он сумел связать
азот с кислородом при помощи разрядов
электричества тока, а после поглощения
оксидов азота в остатке получи
Происхождение названия
Название «азот» , что означает «безжизненный», вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предположил в 1787 году Антуан Лавуазье, который в то время в составе группы других французских учёных разработал принципы химической номенклатуры. Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.
Существует и иная версия. Слово «азот» придумано не Лавунанье и не его коллегами по номенклатурной комиссии; оно вошло в алхимическую литературу уже в раннем средневековье и употреблялось для обозначения «первичной материи металлов», которую считали «альфой и омегой» всего сущего. Это выражение заимствовано из Апокалипсиса: «Я есть Альфа и Омега, начало и конец». Слово составлено из начальных и конечных букв алфавитов трёх языков – латинского, греческого и древнееврейского, - считавшихся «священными» поскольку, согласно Евангелиям, надпись на кресте при распятии Христа была сделана на этих языках (а, альфа, алеф и зет, омега, тав – AAAZOTH). Составители новой химической номенклатуры хорошо знали о существовании этого слова; инициатор ё создания Гитон де Морво отмечал в своей «Методической энциклопедии» (1786) алхимическое значение термина.
На латыни азот называется «Nitrogenium», то есть «рождающий селитру»: английское название производится от латинского. В немецком языке используется название Stickstoff, что означает «удушающая матери».
Историческая справка
Соединение азота – селитра, азотная кислота, аммиак – были известны задолго до получения азота в свободном состоянии. В 1772 г. Д. Резерфорд, сжигая фосфор и другие вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им «удушливым воздухом», не поддерживает дыхания и горения. В 1787 г. А. Лавуазье установил, что «жизненный» и «удушливый» газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название «азот». В 1784 г. Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum – селитра и греческого gennao – рождаю, произвожу), предложенное в 1790 году Ж. А. Шапталем. К началу XIX в. Были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с другими элементами в качестве связанного азота.
Строение атома и молекулы
Внешняя электронная оболочка атома азота состоит из 5 элементов (одной неподелённой пары и трёх неспаренных – конфигурация 2s2 2р3). Чаще всего азот в соединениях 3-ковалентен за счет неспаренных электронов (как в аммиаке NH3). Наличие неподеленной пары электронов может приводить к образованию ещё одной ковалентной связи, и азот становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH4+). Степени окисления азота меняются от +5 (в N2О5) до -3 (в NH3). В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N2, где атомы азота связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет942,9 кдж/моль, поэтому даже при температуре 33000C степень диссоциации азота составляет лишь около 0,1%.
Физические и химические свойства
Азот немного легче воздуха: плотность 1,2506 кг/м3 (при 00C и 101325 н/м2 или 760 мм. рт. ст.), t кип – 195,80C. Азот сжимается с трудом : его критическая температура довольно низкая (-147,10C), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого азота 808 кг/м3. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 00C в 1 м3 H2O растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах.
Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. Из них при непосредственном взаимодействии элементов (40000C) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N2O3 и азотистого N2O5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли – нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H2N-NH2, ДИИМИД HN-NH, азотистоводородная кислота HN3 (H-N=N=N), октазон N8H14 и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают косвенным путем, например фтористый азот NF3 – при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота – малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды азота – NOF, NOCL, NOBr, NO2F и NO2Cl. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с азотом образуется циан (CN)2. Нагреванием азота с ацетиленом C2H2 до 15000C может быть получен цианистый водород HCN.
Взаимодействие азота
с металлами при высоких
Пари действии на обычный азот электрических разрядов или при разложении нитридов бора, титана, магния и кальция, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами. Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и др.).
Физические свойства азота
Азот – газ без цвета, запаха и вкуса. Азот плохо растворим в воде и других органических растворителях, так как взаимодействие между молекулами азота и воды весьма мало, но хорошо растворим в жидком диоксиде серы.
Температура, 0 20 40 50 60 80
Растворимость, мг/100г H2O 2,9421,9011,3911,2161,0520,660
Так как взаимодействие и между молекулами азота мало он, как и водород наиболее близок к идеальному газу.
У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитами. Три непосредственных электрона на 2р-орбитали ответственны, прежде всего, и за трёхвалентность азота. Двухатомная молекула азота является самой устойчивой формой его существования. Атомы в ней связаны одной s- и двумя р-связями. Эта молекула практически не распадается на атомы даже при очень высоких температурах.
Химические свойства азота. Азот – химически малоактивное вещество. Однако азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: от -3 до +5.
1. При комнатной температуре с азотом реагирует только литии:
6Li + N2 = 2Li3N.
При нагревании азот взаимодействует с другими активными металлами, образуя нитриды. Которые, как правило, имеют состав твердых структур внедрения. Нитрид ванадия по твердости близок к алмазу.
2. При нагревании азот
N2 + 3H2 (500°C, 25 МПа, Fe + MeOH + SiO2) 2NH3 (процесс Габера-
Боша), при высокой температуре и пор действием электрической дуги азот соединяется с кислородом:
N2 + O2 (2000°C) 2No,
А также с серой , фосфором, бором, углеродом, непосредственно с галогенами, кроме фтора, он не соединяется.
3. При высокой температуре
азот соединяется с оксидом
алюминия и углем, образуя
Al2O3 + 3C + N2 (1600-1800°C) = 2 AlN = 3CO.
При высокой температуре карбид кальция поглощает азот, образуя цианамид:
CaC2 + N2 (1000-1100°C) = CaCN2 + C.
Получение азота. Наиболее распространенный способ получения азота – испарение жидкого воздуха, сначала выделяется азот, а затем менее летучий кислород. Полученный таким образом азот имеет примеси благородных газов.
1. В лаборатории азот получают окислением аммиака:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6 H2O
Разложение закиси азота:
2N2O (500°C) = 2N2 + O2
Разложение нитрита аммония:
NH4NO2 (70°C) = N2 + 2H2O
Нагреванием крепких растворов нитрита натрия и хлорида аммония:
NaNO2 + NH4Cl + H2O = N2 + NaCl + 3H2O
Взаимодействием сгоранием
аммиака в хлоре или
8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl
2NH3 + 3CuO (500-550°C) = 3Cu + N2 + 3H2O.
2. Наиболее чистый
азот получают разложением
2NaN3 (250-300°C, вак.) = 2Na + 3N2.
Соединения азота
Гемиоксид азота (N2O)
В 1772-1774 годах английский физик, философ и протестантский священник Джозеф Пристли (1733-1804) получил гемиоксид азота. Позже английский химик Гемфри Дэви (1778-1829), ещё неоткрывший множество щелочных металлов, изучил обезболивающее действие этого соединения.
Гемиоксид азота называют
также закисью азота и
Физические свойства гемиоксида азота. Гемиоксид азота – бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. Умеренно растворим в воде. При сильном охлаждении раствора образует клатрат состава: N2O 5,75H2O
Химические свойства гемиоксида азота. При комнатной температуре гемиокид азота малоактивен, он не взаимодействует ни с водой, ни с другими кислотами, ни со щелочью и даже озоном.
1. При нагревании выше 700°C идут реакции разложения закиси азота:
2N2O (t)=2N2+O2,
2N2O (t)=2NO+N2.
2. При нагревании закись азота окисляет водород:
N2O+H2 (150-200°C) = N2+H2O,
металлы:
N2O+Mg (500°C) = MgO+N2
N2O+Cu (500-600°C) = CuO+N2,
фосфор, серу, уголь, аммиак и некоторые органические вещества, которые сгорают в нем, высвобождая азот.
3. При пропускании его через подкисленный раствор перманганата калия образуется оксид азота:
5N2O+3H2SO4+2KMnO4=10NO+MnSO4+
Характерной для него кислотой является азотноватистая кислота – H-O-N=N=O-H, хорошо растворимая в воде, слабая кислота, которая взрывается при незначительном нагреве, распадаясь на воду и закись азота, проявляет восстановительные и окислительные свойства, поглощая кислород из воздуха распадается на азотную и азотистую кислоту.
Получение гемиоксида азота.
1. Закись азота получают нагреванием нитрата аммония:
NH4NO3 (240-250°C) = N2O+2H2O.
2. Нагревание нитратов щелочных металлов с сульфатом аммония:
2MeNO3+ (NH4)2SO4 (230-300°C) = Me2SO4+2H2O.
Применение гемиоксида азота. Главным образом, как анестезирующее средство.
Оксид азота (NO).
Оксид азота является ядовитым газом, он поражает нервную систему, переводит гемоглобин насыщенный кислородом – оксигемоглобин в метгемоглобин. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах. Молекула оксида азота содержит нечетное число электронов и представляет собой обладающий малой активностью радикал. В его молекуле одна ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму и две р-связи.
Физические свойства оксида азота. Оксид азота – бесцветный ядовитый газ плохо растворимый в воде.
Температура, ° 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Растворимость, мг/100г H2O 9,84 7,57 6,18 5,17 4,4 3,76 3,24 2,67 1,99 1,14
Химические свойства оксида азота. Оксид азота умеренно активен в химическом отношении.
1. Под действием окислителей
(кислорода воздуха, озона,
2NO+O2=2NO2,
2NO+Cl2=2NOCl,
NO+NO2=N2O3.
2. В присутствии восстановителей (водорода, углерода, фосфора, меди, сероводорода, оксидов серы, воды) оксид азота ведет себя, как окислитель:
10NO+4P(крас.) (150-200°C)=5N2+P4O10,
2NO+4Cu (500-600°C)=N2+2Cu2O.
3. Водный раствор оксида
азота нейтрален, и соединений
с водой он не образует. Известны
соли гипонитраты, в которых
азот проявляет степень
4. Участвует в реакциях
компелексообразования. С
FeSO4+NO+5H2O=[Fe(NO+)5]SO4.
А также образует комплекс с раствором хлорида меди в бутаноле-1:
NO+CuCl2 = (NO+)[CuCl2].
Вытесняет из карбонила железа угарный газ под давлением, образуя черное соединение:
4NO+ [Fe (CO) 5] 44-45°C, p= [Fe (NO) 4] + 5CO.
Получение оксида азота.
1. В лаборатории оксид азота получают действием разбавленной азотной кислоты на медь:
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO=4H2O.
2. Действием сильных кислот на нитрит натрия:
2NaNO2+H2SO4=NA2SO4+NO+NO2,
Для получения чистого оксида можно использовать взаимодействие с подкисленным раствором сульфата железа:
2NaNO2+FeSO4+2H2SO4=Fe2(SO4)3+
3. Пропускание электрических
разрядов через смесь
N2+O2 NO.
4. Каталитическое окисление аммиака:
4NH3+5O2 (Pt, FeO, Cr2O3)=4NO+6H2O.
Применение оксида азота. Является
промежуточным продуктом в
Азотистый ангидрит (N2O3).
Азотистая кислота (HNO2).
Азотистый ангидрид или оксид азота (III) существует в чистом виде только в твердом состоянии, при температуре ниже -101°C. Так как азотистый ангидрид в виде жидкости сильно дисоциируется на моноксид и диоксид азота: N2O3=NO+NO2. Характерной для представлений о её соединениях, предполагают две таутомерные структуры.
Физические свойства азотистого ангидрида и азотистой кислоты
Азотистый ангидрид в твердом состоянии обладает лишь синеватой окраской. Жидкость имеет интенсивную синюю окраску. Длинны связи между атомами азота равна 0,186 нм, между азотом, связанным с одним атомом кислорода, и собственно кислородом – 0,144 нм, между кислородом и азотом – по 0,122 нм. Угол между азотом и двумя атомами кислорода равен 129,4°, между этим атомом азота, азотом, связанным с атомом кислорода, и собственно кислородом – 105,1°, между атомами азота и одним из двух атомов кислорода – 117,5°.
Азотистая кислота имеет синеватую окраску из-за постепенного выделения азотистого ангидрида при разложении.
Химические свойства азотистого ангидрида и азотистой кислоты.
1. При растворении в воде азотистый ангидрид образует азотистую кислоту:
N2O3+H2O 2HNO2,
азотистая кислота постепенно разлагается в растворе:
3HNO3 HNO3+H2O+2NO, (K=6,910-4).
2. Действие кислорода при
2N2O3+O2 (-10°C)=2N2O4.
3. При растворении в щелочах
азотистый ангидрид и
N2O3+NaOH=2NaNO2+H2O,
HNO2+NH3H2O=NH4NO2+H2O.
4. Азотистая кислота
чуть сильнее уксусной. У неё
сильнее выражены
2HNO2+2Hl=l2+2NO+2H2O,
Смесь крахмала и иодида калия в ней синеет.
5. Азотистая кислота может
2KMnO4+6HNO2=2Mn(NO3)2+KNO3+
5HNO2+3KMnO4+3H2SO4=K2SO4+
Получение азотистого ангидрида и азотистой кислоты.
1. Азотистый ангидрид и азотистая кислота могут быть получены при взаимодействии нитрита натрия с разбавленной серной кислотой:
NaNO2+H2SO4 (0°C)=NaHSO4+HNO2 (N2O3+H2O).
2. Азотистый ангидрид лучше
2HNO3+As2O3=2HAsO3+NO+NO2,
Образующиеся оксиды азота легко соединяются, при пропускании через охлажденную трубку:
NO+NO2(>0°C)=N2O3.
3. В виде голубого
порошка азотистый ангидрид
N2+O2=2NO,
2NO+O2=2NO2,
NO+NO2=N2O3.
4. В лаборатории азотистую
AgNO2+Hl=AgCl+HNO2,
2AgNO2+H2O=Ag2O+2HNO2.
5.При пропускании атомарного
водорода через раствор 60%-
HNO3+H° (Pd)=HNO2+H2O.
Применение азотистого ангидрида и азотистой кислоты. Азотистый ангидрид и азотистую кислоту из-за тенденций к разложению применяют лишь в лабораторной практике.
Диоксид азота (NO2).
Молекула диоксида азота имеет угловое строение, угол равен 135°4`. Длина связи между азотом и кислородом равна 0,119 нм, а между двумя атомами азота – 0,178 нм. Наличием одного неспаренного электрона у атома азота объясняется склонность его молекул к взаимодействия друг с другом. В зависимости то температуры равновесие между NO2 и N2O4 смещается в ту или иную сторону. Ниже -12°C белые кристаллы состоят только из молекул димера N2O4, выше указанной температуры плавления образуется жидкость светло-желтого цвета, но только 0,01% молекул превращается в мономер.
При температуре кипения 0,1% мономера придают жидкости красно-бурый цвет, в паре при 100°C содержится до 90% мономера. Полное превращение происходит при 140°C и придает пару почти черный цвет.
Диоксид азота ядовит и имеет удушающий запах.
Физические свойства диоксида азота. Как было указан выше, мономер и димер различаются по внешнему виду, кроме того, мономер – парамагнетик, диамер – диамагнетик. Хорошо растворяется в холодной воде, насыщенный раствор ярко-зелёный.
Химические свойства диоксида азота. Диоксид азота характеризуется высокой активностью.
1. Уголь фосфор и сера сгорают в нем:
10NO2+8P=5N2+4P2O5.
2. Диоксид серы окисляется до триоксида:
2NO2+4SO2=N2+4SO3.
3. При взаимодействии
диоксида азота с водой
2NO2+H2O HNO3+HNO2.
При растворении в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота:
3NO2+H2O=2HNO3+NO.
4. При взаимодействии со щелочами диоксида азота образует нитраты и нитриты:
2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O.
5. Выше 150°C диоксид азота начинает разлагаться:
2NO2=2NO+O2.
6.При комнатной температуре вытесняет оксид углерода из карбонила никеля:
2NO2+[Ni(CO)4]=Ni(NO2)2+4CO.
Получение диоксида азота.
1. Взаимодействие
Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+H2O.
2. Разложение нитратов тяжелых металлов, например кристаллического нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 (t)=2PbO+4NO2+O2.
3. Взаимодействие оксида азота с кислородом:
2NO+O2=2NO2.
Применение диоксида азота. Промежуточный продукт в производстве азотной кислоты. Применяется, как окислитель в жидком ракетном топливе, очиститель нефтепродуктов от сераорганических соединений, катализатор окисления органических соединений, например бензола до фенола, метана до формальдегида.
