Соединения азота с кислородом

 

Оксиды:

1) N₂O - оксид азота (I), закись азота, веселящий газ.
Получение: NH₄NO₃ N₂O + H₂O.

N₂O - газ, без цвета и запаха, сладковатого вкуса, растворим в воде, но с ней химически не реагирует, относится к безразличным (несолеобразующим) оксидам.

Структурная формула:

 

 

2) NO - оксид азота (II).

Получение:

а) в лаборатории 3Cu + 8HNO_3(разб.) ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

 

б) в промышленности N₂ + O₂ 2NO­

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO­ + 6H₂O

 

Газ без цвета, запаха, безразличный (несолеобразующий) оксид, легко окисляется кислородом: 2NO + O₂ ® 2NO₂­.

3) N₂O₃ - оксид азота (III), азотистый ангидрид.

Получение: NO + NO₂ «N₂O₃

2NaNO₂ + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + N₂O₃ + H₂O

Жидкость, темно-синего цвета. Это солеобразующий оксид, реагирует с водой, образуя слабую азотистую кислоту (K_a=6´10^-4) существующую только в водных растворах, она не устойчива, легко разлагается:

2HNO₂ ® NO­ + NO₂­ + H₂O. Образует две таутомерные формы:

 

Соли азотистой кислоты - нитриты подвержены гидро­лизу по аниону:

 

NaNO₂ + H₂O «HNO₂ + NaOH

 

Применяются в фармации, в производстве азокрасителей (метилоранж и др.).

Для соединений азота (III) характерна окислительно-восстанови­тельная двойственность:

 

Восстановитель: N⁺³ – 2e^- ® N⁺⁵

Окислитель: N⁺³ + 1e^- ® N⁺²

 

2HNO₂ + 2HI ® I₂¯ + 2NO­ + 2H₂O

2HMnO₄ + 5HNO₂ ® 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O

 

Качественная реакция на ион NO₂^-:

NaNO₂ + 3Zn + 5NaOH + 5H₂O ® 3Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃­

 

NH₃ обнаруживают по реакции с реактивом Несслера.

 

4) NO₂ - оксид азота (IV), бурый газ.

Получение: Cu + 4HNO_3(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

2NO + O₂ ® 2NO₂­

Газ бурого цвета, обладающий характерным запахом, сильный окислитель, при охлаждении превращается в димер N₂O₄, а, реаги­руя с водой, образует две кислоты - азотистую (HNO₂) и азотную (HNO₃):

2NO₂ + H₂O ® HNO₂ + HNO₃

5) N₂O₅ - оксид азота (V), азотный ангидрид.

Получение: 2HNO₃ + P₂O₅ ® N₂O₅ + 2HPO₃

 

Оксид азота (V) - бесцветные кристаллы, жадно поглощающие влагу, реагируют с водой с образованием азотной кислоты (HNO₃):

 

H₂O + N₂O₅ ® 2HNO₃

 

Азотная кислота (HNO₃)

 

Получение:

1. в лаборатории: NaNO_{3 (конц.)} + H₂SO_{4 (конц.)} NaHSO₄ + HNO₃

2. в промышленности существуют два способа:

а) Дуговой, предложили норвежские электрохимики Брикеланд и Эйде в 1904 г. Реакция взаимодействия азота и кислорода воздуха протекает при температуре вольтовой дуги (3000 °С). Достоинство - дешевое сырье - воздух, недостаток - очень низкий выход продукта (~2%) и большой расход электроэнергии;

б) Каталитический, разработали немецкие ученые К.Бош и Ф.Габер (1913 г.). В качестве катализатора русский инженер И.И. Андреев (1916 г.) предложил мелко раздробленную платину:

 

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO­ + 6H₂O I стадия (получение NO)

2NO + O₂ ® 2NO₂­ II стадия (получение NO₂)

4NO₂ + 2H₂O + O₂ ® 4HNO₃ III стадия (получение HNO₃)

 

HNO₃ - бесцветная жидкость, на воздухе при стоянии буреет, т.к. идет процесс разложения:

4HNO₃ ® 4NO₂­ + 2H₂O + O₂­

HNO₃ - сильный окислитель, при взаимодействии HNO₃ с метал­лами водород не выделяется, образуются различные продукты восста­новления азотной кислоты (NO₂; NO; N₂O; NH₃), зависящие от актив­ности восстановителя и концентрации HNO₃.

Смесь 1 объема HNO₃ и 3 объемов HCl - царская водка - реагирует с золотом Au (царем металлов):

 

Au + HNO₃ + 3HCl ® AuCl₃ + NO­ + 2H₂O

 

Соли HNO₃ - нитраты, хорошо растворимы в воде, при нагревании разлагаются в зависимости от положения металла в ряду напряжений:

 

левее Mg: Me(NO₃)_x Me(NO₂)_x + O₂­

от Mg до Cu вклюсительно: Me(NO₃)_x MeO + NO₂­ + O₂­

правее Cu: Me(NO₃)_x Me + NO₂­ + O₂­

 

Нитрат-ион имеет форму правильного треугольника (sp²-гибридизация орбиталей азота). Нитраты применяются для получения взрывчатых веществ, краси­телей. Нитраты калия, натрия, кальция, аммония (селитры) применяются в производстве минеральных удобрений.

Качественная реакция на ион NO₃^-:

 

2NaNO₃ + 2H₂SO_4(конц.) + Cu ® 2NO₂­ + CuSO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

 

Выделяется бурый газ (NO₂).

 

Биологическая роль азота

 

Содержание азота в организме 3,1%. Это - макроэлемент, органоген номер 4. Входит в состав аминокислот R-CH(NH₂)-COOH, которые, полимеризуясь, образуют пептиды, белки, являющиеся основой жизни. Азот входит в состав РНК и ДНК, гормонов, ферментов, витаминов и многих других жизненно важных субстратов. Во многих бионеорга­нических комплексах (ферменты, гормоны) атомы азота по донорно-акцепторному механизму связывают органическую и неорганическую части молекулы. Круговорот азота в природе: азот воздуха усваива­ют только растения семейства бобовых. В растениях из ионов NH₄⁺ и NO₃^- происхо­дит синтез аминокислот, на основе которых образуются все жизненно важные азотсодержащие органические соединения.

 

Токсичность соединений азота

Токсичность нитратов обусловлена тем, что в организ­ме они легко восстанавливаются до нитритов, которые яв­ляются дезаминирующими агентами: способствуют окислению аминогрупп нуклеиновых кислот и повреждают ДНК и РНК. Под воздействием нит­ритов гемоглобин (HbFe²⁺) превращается в метгемоглобин (HbFe³⁺), который не способен связывать и переносить кислород:

 

HbFe²⁺ + NO₂^- ® HbFe³⁺ + NO

 

Нитраты в ЖКТ превращаются в нитрозамины R₂N-NO, являющиеся сильными канцерогенами.

 

Лекарственные препараты

Solutio Ammonii caustici (NH₃´H₂O) - раствор аммиака 10% (наша­тырный спирт). Применяется при обморочных состояниях, входит в состав нашатырно-анисовых капель, применяемых в качестве отхаркивающего средства.

Nitrogenium oxydulatum (N₂O) - закись азота, веселящий газ, применяется в качестве средства для кратковременного наркоза.

Natrii nitris (NaNO₂) - натрия нитрит, применяется как сосудорасши­ряющее средство при стенокардии в виде 1-2% раствора. Однако, из-за побочного действия (метгемоглобиновая гипоксия) применя­ется ограниченно и редко.

Ammonii chloridum (NH₄Cl) - аммония хлорид применяется в микстурах в качестве отхаркивающего средства.

 

Применение соединений азота в фарманализе

В фарманализе используются NH₃, HNO₃ и NaNO₂ в качестве реак­тивов.

 

Фосфор (Phosphorus)

 

Содержание в земной коре 0,1%, В природе в свободном виде не встречается, наиболее распространены соединения Ca₃(PO₄)₂ - фос­фориты; Ca₃(PO₄)₂´CaF₂ - апатиты.

Фосфор образует три аллотропные модифи­кации - белый, красный, черный. Для белого фосфора характерно свойство холодного свечения (люминесценция).

Фосфор находится в ПС в III периоде, в V группе, главной под­группе. Электронная формула Р – 1s²2s²2p⁶3s²3p³. Электронная формула валентного слоя... 3s²3p³. Проявляемые степени окисления (с.о.): -3; +3; +5. Образует ионы P^-3 … 3s²3p⁶ (фосфин - PH₃ и фосфиды Ca₃P₂); P⁺⁵ …2s²2p⁶ (P₂O₅) - благородногазового типа и P⁺³ … 2s²2p⁶3s² (P₂O₃) - с неподеленной электронной парой на ns-подуровне. В отличие от азота в атоме фосфора (Р) имеется свободный 3d-подуровень, поэтому у фосфора электронная пара на 3s-подуровне может распариваться, поэтому максимальная валентность (ковалентность) – равна пяти (V).

 

⇐ Предыдущая10111213141516171819Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: