__________

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА
И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
__________
ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И КАДРОВ
__________
УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ
« БЕЛОРУССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ
СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ »
А. Р. Цыганов, М. Н. Шагитова, И. В. Ковалева
ХИМИЯ АЗОТА
Лекция для студентов
агрономического факультета
Горки 2006
УДК 546. 17 (075. 8)
ББК 24. 125 я 7
Ц 94
Одобрено методической комиссией агроэкологического факультета 13. 01.2006.
Цыганов А. Р., Шагитова М. Н., Ковалева И. В.
Ц 94 Химия азота: Лекция. – Горки: Белорусская государственная
сельскохозяйственная академия, 2006. 28 с.
Рассмотрены вопросы общей характеристики азота, его соединений, а также их
физические и химические свойства, получение и применение. Показано значение азота в
питании растений и человека. Дан круговорот азота в природе. Приведены основные
виды азотных удобрений, используемых в сельском хозяйстве. Рассмотрены
экологические проблемы, связанные с применением азотных удобрений.
Для студентов агрономического факультета.
Таблиц 2. Рис. 1. Библиогр. 12.
Рецензенты: доктор с.-х. наук, профессор
доцент Т. В. БУЛАК.
И. Р. ВИЛЬДФЛУШ; канд. хим. наук,
УДК 546. 17 (075. 8)
ББК 24. 125 я 7
© А. Р. Цыганов, М.Н. Шагитова
И. В. Ковалева, , 2006
© Учреждение образования
«Белорусская государственная
сельскохозяйственная академия», 2006
2
ВВЕДЕНИЕ
Азот впервые был выделен из воздуха шотландским химиком
Д. Резерфордом в 1772 году.
Название «азот» происходит от
греческого слова «азотос», что означает «безжизненный», или
«непригодный для жизни». В природе азот встречается как в
свободном виде, так и в виде соединений.
Общее содержание азота в земной коре 0,01 % по массе. В свободном виде азот является главной составной частью воздуха: 75,6 %
по массе или 78,09 % по объему. Над 1 км2 земной поверхности в
воздухе находится около 8 млн. тонн азота. В связанном состоянии
азот встречается в водах рек, морей и океанов, в воздухе. В земной
коре он образует три основных типа минералов, содержащих ионы
CN-, NO3-, NH4+. Промышленное значение имеет натриевая
(чилийская) селитра NaNO3, крупные залежи которой находятся в
Чили. В сравнительно больших количествах встречается калиевая
(индийская) селитра КNO3. В виде нейтральных и ионизированных
атомов, а также в виде соединений [NO, (CN)2, NH3] азот обнаружен в
составе газовых облаков комет, в туманностях и атмосфере Солнца.
Азот входит в состав всех живых организмов. В небольших
количествах содержится в каменном угле (1,0 – 2,5 %) и нефти (0,2 –
1,7 %). Велико значение азота в жизнедеятельности растений и животных: его содержание в белках – в среднем 16 %, в организме
человека – около 3 %. Животные и большинство растений потребляют
не свободный, а связанный азот, так как молекулы N2 представляют
собой чрезвычайно прочные и химически инертные частицы.
В природе значительные количества молекулярного азота
связываются в оксиды при естественных процессах – грозах,
нитрификации почвы, лесных пожарах. Общее количество оксидов
азота, образующихся в этих процессах, составляет около 770 млн. тонн
в год.
В атмосфере каждый год наблюдается до 3 млрд. молний, которые,
создавая температуру в несколько тысяч градусов, инициируют
процесс взаимодействия молекулярного азота и кислорода по
радикально-цепному механизму:
O2 → 2O;
N2 + O → NO + N;
3
O2 + N → NO + O.
Кратковременное действие высоких температур и быстрое
охлаждение продукта реакции NO препятствует обратной реакции его
разложения. NO окисляется кислородом воздуха до NO2:
O2 + 2NO = 2NO2.
При взаимодействии с атмосферной влагой происходит образование азотистой и азотной кислот:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2.
Эти кислоты могут выпадать на поверхность Земли в виде дождя,
внося естественным путем азот в почву в форме нитрат и нитрит
анионов.
В природе молекулярный азот может также фиксироваться
клубеньковыми бактериями бобовых растений, дрожжевыми и
плесневыми грибками, сине-зелеными водорослями.
В связывании атмосферного азота большую долю составляет его
промышленная фиксация в процессе производства аммиака, азотной
кислоты и азотных удобрений. На эти процессы расходуется примерно
100 млн. тонн азота в год.
1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА АЗОТА
И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ
Азот – химический элемент V-ой группы главной подгруппы
периодической системы. Порядковый номер – 7, атомная масса –
14,0067. Природный азот состоит из двух стабильных изотопов – 14N
(99,635 %) и 15N (0,365 %). Конфигурация внешней электронной
оболочки – N 2s22p3. Азот – типичный неметалл, по электроотрицательности (3,0) уступает лишь F и O. В соединениях степень
окисления N чаще всего -3, -1, +1,+3, +5, реже +2, +4.
У азота 4 валентные орбитали, которые могут находиться в sp3, sp2,
sp – гибридизациях. При двух последних гибридных состояниях
возможно образование соответственно 1 и 2 –ух π –связей.
1. 1. Молекулярный азот (N2)
Общая характеристика.
Это газ без цвета и запаха, легче воздуха (1 л N2
имеет массу 1,25г.). При температуре - 196 °С молеN≡N
кулярный азот сжижается, а при -210°С превращается в снего4
образную массу. Молекула N2 имеет электронную конфигурацию:
[КК < (σсв 2s)2 < (σ* 2s)2 < (π св 2py)2 < (π св 2pz)2 < ( σсв 2px)2] = 3.
Таким образом, между атомами азота тройная связь. Длина связи N-N
равна 1,095Å, вследствие этого молекула исключительно прочна.
Энергия её диссоциации 940 кДж / моль. Даже при 3000°С степень
диссоциации молекулярного азота равна 0,1 %. Молекула N2 слабо
поляризуется, плохо растворяется в воде и органических
растворителях. Вследствие высокой прочности N2 химически мало
активен. В обычных условиях взаимодействует только с литием,
образуя нитрид – Li3N. При активации молекул N2 (нагревание,
действие катализаторов и электрозаряда, ионизированного излучения)
азот выступает как окислитель и лишь при взаимодействии с фтором и
кислородом как восстановитель.
Получение.
1. В промышленности – фракционирование жидкого воздуха (температура кипения молекулярного кислорода -183°С, а молекулярного
азота -196 °С).
2. В лабораторных условиях – термическое разложение соединений:
t
а) NH4NO2 → N2 + 2H2O;
t
б) NH4 Cl (конц.) + Na NO2 (конц.) → N2 + Na Cl + 2H2O;
t 3Cu + N2 + 3H2O.
в) 2NH3 + 3Cu O →
Свойства (при активации).
1. Взаимодействует с молекулярным кислородом:
N2 + O2 → 2NО;
2. Взаимодействует с металлами, образуя нитриды:
3Mg + N2 → Mg3N2;
3. Взаимодействует с молекулярным водородом, образуя аммиак и
другие водородные соединения:
N2 + 3H2 ↔ 2NН3.
Применение.
Основная область использования молекулярного азота – синтез
аммиака. Свободный азот применяют как инертную среду при
некоторых
химических
и металлургических
процессах,
в
овощехранилищах, при перекачивании горючих жидкостей. Жидкий
азот – хладагент (в криостатах, вакуумных установках и др.).
Газообразный азот хранят в баллонах черного цвета с желтой
5
надписью «азот», подчёркнутой коричневой полосой, жидкий азот – в
сосудах Дьюара, также черного цвета.
1. 2. Аммиак (NН3)
Общая характеристика.
Аммиак – бесцветный газ, с резким характерным запахом. При охлаждении до - 33,6
H
H
°С он сжижается, а при температуре - 77,8
°С затвердевает. Повышая давление, аммиак
H
легко перевести в жидкое состояние даже
при комнатной температуре. В конденсированном растворе содержится 25 % аммиака с плотностью 0,91 г/ см3. Раствор NН3 в воде
называется аммиачной водой, или нашатырным спиртом.
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды,
вследствие sp3 гибридизации. NН3 – донор электронной пары и
обладает высокой полярностью (μ =1,46 Д). Неподелённая электронная
пара и полярность связи N–H обуславливают между молекулами
аммиака водородную связь. Поэтому температуры плавления и
кипения довольно высокие, он легко сжимается и имеет высокую
теплоту испарения.
Получение.
1. В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием смеси
хлорида аммония с гашеной известью:
2NH4 Cl + Ca (OH)2 → NH3↑ + Ca Cl2 + 2H2O.
Эта реакция основана на смещении равновесия взаимодействия
аммиака с водой при добавлении гидроксильных групп:
NH4 + + OH- → NH3↑ + H2O.
2. Промышленный способ – взаимодействие молекулярного водорода и азота в присутствии катализаторов (губчатое железо, оксиды
алюминия, калия, кальция, кремния и др.). Исходные продукты: N2 –
из жидкого воздуха, H2 – конверсионным способом, или из воды:
N2 + 3H2 ↔ 2NН3.
Свойства.
Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 объёме воды растворяется
700 объёмов аммиака), за счёт образования водородных связей между
молекулами. Так образуется по донорно-акцепторному механизму
гироксид аммония (NH4OH). С повышением температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании
N
6
из конденсированного раствора. Гидроксид аммония обладает всеми
свойствами оснований, взаимодействуя с кислотами и кислотными
оксидами:
NH4OH + H2SO4 = NH4HSO4 + H2O;
NH4OH + NH4HSO4 = (NH4)2SO4 + H2O;
2NH4OH + CO2 = (NH4)2CO3 + H2O.
Аммиак довольно активен, и так как азот имеет самую низкую
степень окисления -3, обладает только восстановительными
свойствами.
NH3 хорошо горит в атмосфере кислорода, хуже – на воздухе,
образуя в отсутствие катализатора азот и воду, а в присутствии
платинового катализатора – оксид азота (ІІ) и воду:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
При высокой температуре аммиак может взаимодействовать с
металлами, образуя нитриды:
2Al + 2NH3 = 2Al N + 3H2.
Важным химическим свойством аммиака является его
взаимодействие с кислотами с образованием солей (чем сильнее
кислота, тем устойчивее полученная соль). При этом к молекуле NH3
присоединяется ион Н+ кислоты, образуя ион аммония NH4+ (по
донорно-акцепторному механизму). При нагревании аммонийные
соли, кроме нитрата и нитрита, разлагаются на аммиак и кислоту,
которые, охлаждаясь, образуют исходную соль:
NH4F > NH4Cl > NH4Br > NH4I – возрастание термической
устойчивости соли.
Поскольку водный раствор аммиака – слабое основание, то соли
аммония в растворах гидролизуются и имеют слабокислую реакцию.
NH4 + + H2O ↔ NH4OH + H+;
NH4 + + H2O ↔ NH3 + H3O+.
Применение.
Большое количество вырабатываемого в промышленности аммиака
применяется для получения азотной кислоты и азотных удобрений.
Аммиак используется также как холодильный агент в холодильных
установках, в лабораторной практике и медицине (нашатырный
спирт – 10 % водный раствор аммиака).
Хлорид аммония используется в качестве дымообразователя, при
паянии, лужении, в красильном деле.
7
1. 3. Гидразин (N2H4 - диамид)
Общая характеристика.
H
H
N
H
N
H
Гидразин – бесцветная дымящая на воздухе
жидкость с неприятным запахом. Температура
кипения равна 113,5°С. Гидразин смешивается
в любых соотношениях с водой, жидким аммиаком, спиртом; в неполярных растворителях
растворим плохо. Азот в молекуле гидразина
имеет степень окисления -2.
Жидкий гидразин хорошо растворяет многие соли: LiCl, CaCl2,
NaNO3, NaClO4, Mg(ClO4)2.
Гидразин термически мало стабилен. Его распад в жидком и
газообразном состояниях происходит с выделением тепла по
уравнениям:
N2H4 → 4/3NH3 + 1/3N2 + 111,8 кДж (1);
N2H4 → 2H2 + N2 + 50,2 кДж (2).
При температуре 200–300°С в отсутствие катализаторов
преобладает направление (1). Металлы ускоряют разложение паров
гидразина, направляя процесс по реакции (2).
Получение.
Образуется при действии гипохлорита натрия на концентрированный раствор аммиака:
2NH 3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O.
Свойства.
В молекуле гидразина атомы азота имеют неподелённые
электронные пары, что обуславливает его способность к реакциям
присоединения.
Гидразин хорошо растворяется в воде. В водном растворе N2H4 –
слабое основание, образующее одно- и двухзарядные ионы
гидразония:
N2H 4 + Н2O ↔ N2H5+ + OН-;
N2H 5+ + Н2O ↔ N2H6+2 + OН-.
При взаимодействии с кислотами гидразин присоединяет по
донорно-акцепторному механизму один или два иона водорода,
образуя соли гидразония:
хлориды
N2H 4 + НCl → [ N2H5]+ Cl;
гидразония
+2
N2H 4 + 2НCl → [ N2H6] Cl2.
8
Гидразин – сильный восстановитель, интенсивно окисляется
кислородом воздуха до N2, NH3, H2O.
4KMnO4 + 5N2H4 + 6H2SO4 = 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O.
Пары гидразина горят синим пламенем. На воздухе горение
гидразина сопровождается выделением большого количества тепла.
Применение.
Гидразин и его соединения являются компонентами ракетного
топлива. Гидразин используется как горючее в топливных элементах,
ингибитор коррозии паровых котлов, для получения чистых металлов
(медь, никель и др.) из их оксидов и солей.
Гидразин и его соли используются в производстве порообразователей, инсектицидов, взрывоопасных веществ, регуляторов
роста растений, лекарственных средств, как реактивы, в качестве
добавок в стекломассу (для устранения тусклости).
1. 4. Гидроксиламин (NH2OH)
Общая характеристика.
Гидроксиламин – бесцветное кристалличесН
кое вещество с температурой плавления 32 °С.
N — O — H Гидроксиламин
очень
гигроскопичен
и
Н
термически нестабилен. Он медленно распадается выше температуры плавления, однако, при быстром нагревании до
100°С иногда происходит взрыв. Основные продукты распада – NH3,
N2, H2O.
Расплав гидроксиламина легко переохлаждается и хорошо
растворяет многие вещества (NH3, KI, KCN, NaNO3, NaCl, NaOH).
Гидроксиламин смешивается с водой, этанолом, метанолом в
любых соотношениях, но не растворяется в эфире и бензоле.
Азот в молекуле гидроксиламина находится в степени окисления -1.
Получение.
Образуется при восстановлении раствора азотной кислоты
атомарным водородом в процессе электролиза:
HNO3 + 6H → NH2OH + 2H2O.
Свойства.
При взаимодействии с кислотами гидроксиламин может
присоединять ион водорода по донорно-акцепторному механизму с
9
образованием солей:
NH2OH + НCl → [ NH3OH]+ Cl.
хлорид гидроксиаммония
Соли гидроксиламина устойчивы, хорошо растворимы в воде.
В щелочной среде гидроксиламин является сильным восстановителем, в кислой – наоборот, окислителем.
2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O;
NH2 OH + FeSO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O.
Кроме того, для гидроксиламина возможна и реакция
самоокисления:
3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O.
Применение.
Гидроксиламин и его соли применяют для получения оксимов,
гидроксамовых кислот. Гидроксиламин – реагент для титриметрического определения карбонильных соединений. Сульфат
гидроксиламина – компонент проявителя цветной фото- и кинопленки.
Перхлорат гидроксиламина – окислитель твердых ракетных топлив.
1. 5. Азотистоводородная кислота
(HNN2 – азидоводород, азоимид)
Общая характеристика.
Н
Бесцветная жидкость с резким запахом.
Температура плавления азидоводорода –
-80°С, температура кипения – 36 °С. Кислота близка по силе к
уксусной, в разбавленном растворе практически устойчива. В водном
растворе азотистоводородная кислота диссоциирует на H+ и N3-. При
температуре 20°С степень диссоциации в 0,1н растворе приблизительно равна 1 %.
Получение.
1. Азидоводород образуется при взаимодействии гидразина и азотистой кислоты:
N2H4 + HNO2 → HNN2 + 2H2O.
2. При взаимодействии азида натрия с разбавленными неорганическими кислотами с последующим обезвоживанием перегонкой при
пониженном давлении также можно получить азотистоводородную
кислоту.
N------N------N
10
Свойства.
В жидком и газообразном состоянии азотистоводородная кислота
и её соли взрываются при нагревании, слабом ударе, других
воздействиях. При взрыве азидоводород разлагается на N2 и H2:
t
2HNN2 → H2 + 3N2.
Два атома азота в азоимиде находятся в степени окисления -3,
третий +5, поэтому кислота является сильным окислителем, но может
проявлять и восстановительные свойства.
С основаниями азидоводород образует соли – азиды; при взаимодействии с металлами – азид, азот и аммиак:
Cu + 3HNN2 = Cu (NN2)2 + N2 + NH3.
Смесь азотистоводородной кислоты с концентрированной соляной
кислотой растворяет золото и платину.
Применение.
В производстве используются соли азотистоводородной кислоты.
Азид натрия используется как исходный продукт для получения
органических и неорганических азидов, особо чистого азота как
порообразователь. Азид свинца используется в качестве детонатора.
Некоторые азиды (CsN3, Ba(N3)2, Sr(N3)2) являются промежуточными
соединениями при получении особо чистых металлов. Органические
азиды используются для стерилизации масел, в синтезе полипептидов,
аминов, для получения гербицидов.
1. 6. Оксиды азота
Азот образует 6 оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5, в
которых степень его окисления соответственно равна +1, +2, +3, +4,
+4, +5.
N2O (гемиоксид азота или оксид азота І)
Общая характеристика.
N2O – бесцветный газ, имеет слабый приятный
запах и
сладковатый вкус. Хорошо растворяется в воде: при 0°С один объём
воды растворяет 1,3 объёма N2O, причём при растворении никакого
соединения с водой не образует. При температуре -89°С N2O
переходит в жидкое состояние, а при температуре -91 °С затвердевает.
N - ═ N+ ═ O
При комнатной температуре N2O устойчив, а при
или
её повышении разлагается на молекулярный азот и
N ≡ N+ — O
-
кислород тем быстрее, чем выше температура.
11
Получение.
Образуется N2O путем термического разложения (250°С) нитрата
аммония:
t N2O + 2H2O.
NH4NO3 →
Свойства.
С водой, кислотами, щелочами N2O не реагирует. Вдыхание
небольших
количеств N2O приводит к притуплению болевой
чувствительности, поэтому он имеет другое название «веселящий газ».
С водородом, аммиаком, угарным газом, а также с органическими
веществами N2O образует взрывоопасные смеси (в N2O, как и в О2,
вспыхивает тлеющая лучина).
Применение.
В медицине смесь N2O с О2 используется как наркоз. N2O –
физиологически активное вещество, в высоких концентрациях
вызывает удушье.
NO (монооксид азота или оксид азота ІІ)
Общая характеристика.
NO – бесцветный газ, склонен к димеризации (жидкий NO
содержит 25% димера, твердый целиком состоит из него).
Температура плавления -163, 7°С, температура кипения -151,6°С.
NO обладает парамагнитными свойствами: [КК < (σсв
N═O
2s)2 < (σ* 2s)2 < (π св 2py)2 < (π св 2pz)2 < ( σсв 2px)2 <
< (π* 2py)1]. Кратность связи в молекуле равна 2,5.
При отрыве от молекулы NO одного электрона образуется ион
NO+, кратность связи возрастает до 3: [КК < (σсв 2s)2 < (σ* 2s)2 <
< (πсв 2py)2 < (πсв 2pz)2 < (σсв 2px)2]. [N≡O]+ – нитрозил ион.
NO+ изоэлектронен N2.
Производными нитрозила являются
солеподобные вещества: [NO]ClO4, [NO]2SeO4.
Получение.
1. Прямое – образуется в атмосфере при грозовых разрядах:
N2 + O2 → 2NO;
2. В лаборатории:
3Cu + 8HNO3 (разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;
3. В промышленности – NO является промежуточным продуктом
производства азотной кислоты при каталитическом окислении
аммиака.
12
Свойства.
Под действием сильных окислителей NO – окисляется, восстановителей – восстанавливается:
2NO + O2 → 2NO2,
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O.
При обычных условиях быстро окисляется до NO2, с повышением
температуры скорость реакции уменьшается. Это обусловлено тем, что
с О2 взаимодействуют молекулы димера N2O2, содержание которого с
повышением температуры уменьшается.
NO восстанавливается углеродом, серой, оксидом серы (ІІ),
водородом до N2, солями хрома – до аммиака в нейтральной среде и до
гидроксиламина в кислой; хроматами и перманганатами окисляется до
азотной кислоты. При окислении NO галогенами образуются галиды
нитрозила:
2NO + Cl2 → 2NOCl (нитрозил хлорид),
NOCl + H2O → HNO2 + HCl.
NO является лигандом в нитрозильных комплексах (σ- и π- донорного и π- акцепторного типа). Как и N2O при повышении температуры
разлагается на молекулярный азот и кислород, однако, не до конца:
2NO ↔ N2 + O2.
Применение.
NO – сильно ядовит, используется для производства инсектицидов, гербицидов. Различные нитрозокомплексы применяются как
аналитические реагенты.
N2O3 (диазота триоксид или оксид азота ІІІ)
Общая характеристика.
N2O3 – темно-голубая жидкость, затвердевает при температуре
-101°С, кипит при температуре - 40°С, разлагаясь на NO и N2O.
O
O ═ N —N
O
Свойства.
N2O3 растворяется в кислотах и эфире. С водой образуется азотистая кислота, с щелочами
и основными оксидами – нитриты:
N2O3 + H2O → 2HNO2,
N2O3 + K2O → 2KNO2,
N2O3 + 2KOH → 2KNO2 + H2O.
Получение.
1. При смешивании и охлаждении равных объёмов NO и NO2 образу13
ется темно-синяя жидкость N2O3:
NO + NO2 ↔N2O3.
2. При пропускании электрической искры через жидкий воздух.
3. В лабораторных условиях азотистый ангидрид можно получить
охлаждением газов, которые выделяются при прибавлении по каплям
50 %-ного раствора азотной кислоты к оксиду мышьяка (ІІІ) или
крахмалу:
2HNO3 + As2O3 → 2HAsO3 + NO2 + NO.
NO2 (диоксид азота или оксид азота ІV)
Общая характеристика.
NO2 – бурый газ с характерным резким запахом. Окраска его
усиливается с повышением температуры до 140°С. Это объясняется
тем, что NO2 способен образовывать димер:
O
O
N
O
↔
N
O
бурый
газ
O
или
N
O
2NO2
t= 140°C
бесцветные
кристаллы
↔
N2O4
t= -11,2°C
NO2 обладает парамагнитными свойствами, а молекула N2O4 –
диамагнитными. При температуре -11°С в системе находится только
димер. NO2 кипит при 21°С, затвердевает при -11°С. Атом азота в
молекуле NO2 образует две ковалентные полярные связи с атомами
кислорода, одну донорно-акцепторную связь и имеет один
неспаренный электрон. Это и обуславливает димеризацию NO2 в N2O4.
Получение.
1. В промышленности:
N2O + O2 → 2NO2.
2. В лаборатории:
3Cu + 4HNO3 (конц.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2O;
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O.
3. Термическое разложение:
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2.
Cвойства.
NO2 может самоокисляться и самовосстанавливаться, является
энергичным окислителем:
NO2 + CO → СO2 + NO;
NO2 + SO2 → SO3 + NO.
При отщеплении электрона от молекулы NO2 образуется нитронийион [NO2]+ , а при присоединении – нитрит-ион [ NO2] -.
14
NO2 при взаимодействии с водой образует азотистую и азотную
кислоты, т. е. является ангидридом этих кислот. Однако, азотистая
кислота нестойкая и распадается:
HNO2 → NO2 + НNO3 + Н2О.
Таким образом, при взаимодействии с водой NO2 образует
азотную кислоту и оксид азота (ІІ):
6NO2 + 2H2O → 4HNO3 + 2NO.
NO2 может взаимодействовать с растворами щелочей:
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O.
С соляной кислотой NO2 образует NOCl, с серной – (NO)HSO4, с
F2 – нитрилфторид NO2F, в смеси с CS2 взрывается. В присутствии
платины или никеля NO2 восстанавливается водородом до аммиака.
Многие вещества (C, S, P, органические соединения) сгорают в
NO2.
Применение.
Диоксид азота и его димер – окислители в жидком ракетном
топливе, смесевых взрывчатых веществ, при очистке нефтепродуктов
от
сераорганических
соединений,
катализаторы
окисления
органических соединений (бензола до фенола, метана до формальдегида).
N2O5 (пентаоксид азота или оксид азота V)
Общая характеристика.
N2O5 – бесцветные нестойкие кристаллы, которые плавятся с
возгонкой при температуре 32,3°С. При комнатной температуре N2O5
постепенно разлагается на NO2 и O2, быстрое нагревание приводит к
взрыву:
2N2O5 = 4 NO2 + O2.
O
O
N2O5 состоит из нитроний-иона [NO2]+ и
N O N
нитрат-иона (NO3)-, поэтому его более
O
O
точное название «нитрат нитрония».
Получение.
В лаборатории – N2O5 получается путем обезвоживания азотной
кислоты оксидом фосфора Р4О10 или из NO2 окислением озоном:
4НNO3 + Р4O10 → 2N2O5 + Н4Р4O12,
2 NO2 + O3 → N2O5 + O2.
Свойства.
N2O5 очень сильный окислитель, многие органические вещества
при соприкосновении с ним воспламеняются. Он окисляет уголь, серу,
15
фосфор до CO2, SO3 и P4O10.
При взаимодействии с водой N2O5 образуется азотная кислота, с
щелочами – нитраты:
N2O5 + H2O → 2HNO3,
N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O.
1. 7. Азотистая кислота (HNO2)
Общая характеристика.
HNO2 – бесцветное вещество, существующее в виде паров или
водного раствора. Нагревание паров или их конденсация, а также
концентрирование водных растворов приводят к разложению
азотистой кислоты: в парах – по реакции 2HNO2 ↔ NO + NO2 + H2O,
в растворе – 3HNO2 ↔ 2NO + HNO3 + H2O. Сильные неорганические
кислоты катализируют разложение. Азотистая
O
кислота существует в двух таутомерных
(І) H—— N
формах, для каждой из которых известны свои
O
ряды комплексных соединений и органических производных, содержащих соот(ІІ) H — O — N ═ O
ветственно нитрогруппу NO2 и нитритогруппу
ONО.
При температуре 298о К- равновесная смесь содержит 0,309 мольных
долей (І) и 0,691 мольных долей (ІІ).
Азотистая кислота – одноосновная кислота средней силы, при
12,5°С степень диссоциации в 0,1 н водном растворе 6,5%.
Получение.
Азотистую кислоту получают действием неорганических кислот на
нитриты. В промышленности и лабораторной практике азотистую
кислоту получают на одной из стадий синтеза органических
красителей.
Свойства.
При взаимодействии азотистой кислоты с основаниями образуются
соли – нитриты:
HNO2 + KOH → KNO2 + H2O.
Азотистая кислота и ее соли проявляют и окислительные, и
восстановительные свойства, так как содержат азот в промежуточной
степени окисления +3. Сильными окислителями (H2O2, KMnO4 и др.)
азотистая кислота окисляется до азотной:
16
5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5HNO3 + 3H2O.
Восстанавливается до NO (под действием HI и др.), H2N2O2 (под
действием NH2OH) или до смеси NO + N2O + H2N2O2:
2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O.
Применение.
Азотистую кислоту применяют в органическом синтезе для
получения солей диазония и других соединений.
1. 8. Азотноватистая кислота (H2N2O2)
Общая характеристика.
H2N2O2 – бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Уже
при температуре 25°С разлагается на N2O и H2O.
Кислота хорошо растворяется воде,
H—O—N══N—O—H этаноле, хуже – в эфире. H2N2O2 – слабая двухосновная кислота.
Получение.
H2N2O2 получают из гипонитритов, например при взаимодействии
Ag2N2O2 + HCl в эфире. Гипонитриты синтезируют восстановлением
NO, NO2 или нитритов амальгамами.
Свойства.
H2N2O2 образует термически неустойчивые соли – гипонитриты и
еще менее устойчивые – гидрогипонитриты:
МеІ2N2O2,
MeІІ N2O2,
МеІ HN2O2, MeІІ (HN2O2)2.
Азотноватистая кислота окисляется на воздухе до азотной и
азотистой кислот, под действием сильных окислителей (KMnO4) – до
HNO3:
3I2 + H2N2O2 + 3H2O → HNO3 + HNO2 + 6HI;
HNO2 + H2N2O2 → HNO3 + N2 + H2O.
Азотноватистая кислота взрывается при сильном механическом
воздействии.
1. 9. Азотная кислота (HNO3)
Общая характеристика.
HNO3 – бесцветная (при хранении желтеющая) жидкость, которая
при 86°С кипит, а при -41°С затвердевает. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Безводная HNO3 дымит на
17
воздухе, слабо диссоциирует:
2 HNO3 ↔H2NO3+ + NO3-.
Кипение
азотной
кислоты
сопровождается
частичным
разложением: 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O. Растворённый в кислоте
NO2 придает раствору желтоватый цвет. На практике чаще
пользуются не дымящей HNO3 (98 – 100 %), а её водным раствором
(63 – 65 %).
O
H—О — N
HNO3 – сильная одноосновная кислота, практически полностью диссоциирует на H+ и NO3-.
O
Азотная кислота не отличается прочностью
и под воздействием света разлагается.
HNO3 является очень сильным окислителем, восстанавливаясь до:
NO2 → N2O3 → NO → N2O → N2 → NH4NO3 (NH3). Степень
восстановления зависит от природы восстановителя, концентрации
кислоты, условий среды. Чем выше концентрация HNO3, тем менее
глубоко она восстанавливается.
Получение.
1. Азотную кислоту получают из её солей под действием
концентри-рованной серной кислоты:
KNO3 + H2SO4 →HNO3 + KHSO4.
Пары азотной кислоты отводят в охлаждаемый сосуд, где они
конденсируются.
2. Каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2→4NO + 6H2O (окисление аммиака на платиновом катализаторе),
2NO + O2→2NO2 (окисление кислородом воздуха),
4NO2 + 2H2O + O2→4HNO3 (поглощение NO2 водой в присутствии кислорода
воздуха).
Концентрация азотной кислоты, полученной этим способом,
составляет менее 60 %, при необходимости её концентрируют до 97 –
98 %, перегоняя с серной кислотой.
3. Дуговой способ. При продувании воздуха через электрическую
дугу (t=3000 – 3500°С) часть азота воздуха реагирует с кислородом,
образуя NO, который после охлаждения окисляется до NO2 (при
высокой температуре NO и O2 не взаимодействуют). NO2 растворяют
в воде, при этом образуется азотная кислота и NO. Если поглощение
оксида азота в присутствии избытка кислорода, то практически весь
NO превращается в азотную кислоту:
18
N2 + O2 → 2NO,
2NO + O2 →2NO2,
4NO2 + 2H2O + O2→4HNO3.
Этот метод требует большого расхода электроэнергии и применяется
редко.
Свойства.
1. Концентрированная азотная кислота реагирует с металлами и
неметаллами, восстанавливаясь до NO2:
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O,
P + 5HNO3 → HPO3 + 5NO2↑+ 2H2O,
S + 6HNO3 → 6NO2↑ + H2SO4 + 2H2O.
В концентрированной азотной кислоте на холоду некоторые металлы
(Fe, Cr, Al) – пассивируются, .при нагревании растворяются все
металлы, кроме Au, Pt, Rh, Ir, Ru, Nb, Zr, Ta.
2. Разбавленная азотная кислота реагирует:
а) с неметаллами, восстанавливаясь до NO:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑;
б) с малоактивными металлами, восстанавливаясь до NO:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O;
в) с активными металлами, восстанавливаясь до N2O:
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O;
г) сильноразбавленная азотная кислота, взаимодействуя с активными металлами, восстанавливается до NH4NO3:
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;
8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O.
3. «Царская водка» (смесь трёх частей концентрированной соляной
и одной части концентрированной азотной кислот) растворяет
металлы, на которые не действует концентрированная азотная кислота.
Действие царской водки состоит в том, что азотная кислота окисляет
соляную кислоту, выделяя свободный хлор и нитрозилхлорид:
HNO3 + 3HCl → Cl2 + NOCl + 2H2O.
Нитрозилхлорид малоустойчив и разлагается на NO и атомарный
хлор, обладающий очень высокой реакционной способностью:
NOCl → NO + Cl.
Растворяющиеся металлы образуют с хлорид-ионами комплексные
хлориды:
Au + HNO3 + 4HCl → H[AuCl4] + NO + 2H2O,
3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O.
19
4. Азотная кислота взаимодействует с основными оксидами и основаниями, образуя нитраты:
CaO+ 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O,
KOH+ HNO3 → KNO3 + H2O.
5. Соли азотной кислоты – нитраты, хорошо растворимы в воде, при
нагревании разлагаются с выделением кислорода:
а) если металл активен, то образуются нитриты:
2KNO3 → 2KNO2 + O2↑;
б) если менее активен, то образуется оксид азота (ІV) и кислород:
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 ↑+ O2↑;
г) если наименее активен, то образуется свободный металл, оксид
азота (ІV) и кислород:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2↑+ O2↑.
6. Азотная кислота взаимодействует с аммиаком и гидроксидом аммония:
NH3+ HNO3 → NH4NO3,
NH4OH + HNO3 → NH4NO3 + H2O.
7. HNO3 может взаимодействовать с солями, образованными слабыми кислотами:
K2S+ 2HNO3 → 2KNO3 + H2S.
Применение.
Азотная кислота используется для производства азотных
удобрений, взрывчатых веществ, ароматических нитросоединений,
органических красителей, служит окислителем, для производства
серной и ортофосфорной кислот, входит в состав ракетного топлива.
2. ЗНАЧЕНИЕ АЗОТА В ПРИРОДЕ И СЕЛЬСКОМ
ХОЗЯЙСТВЕ
2. 1. Роль азота в питании растений
Азот – один из четырёх важнейших биогенных элементов (H,
C, N, O). Молекулы органических веществ, содержащие азот,
проявляют функциональную активность в отношении многих тысяч
реакций живой клетки. Эта биогенная функция азота была бы
невозможна, если бы он одновременно не обладал способностью
входить в состав прочных углеродных цепей и циклов биомолекул,
не уменьшая их прочности. Таким образом, в биомолекулах азот
одновременно с функциональной активностью проявляет струк20
турообразующую способность.
Азот – один из основных элементов, необходимых растениям. Он
входит в состав аминокислот, всех простых и сложных белков,
нуклеиновых кислот, играющих исключительно важную роль в обмене
веществ в растениях и передаче наследственных свойств. Азот
содержится в хлорофилле, фосфатидах, алкалоидах, ферментах и во
многих других органических веществах растительных клеток.
Основными источниками азота для растений являются органические и минеральные удобрения, биологический азот, накапливаемый клубеньковыми бактериями и свободноживущими микроорганизмами, а также азот, поступающий с атмосферными осадками и
семенами. Главные химические соединения, из которых растения
усваивают азот – соли азотной кислоты. В естественных условиях
растения потребляют нитрат-ион и катион аммония, находящиеся в
почвенном растворе и в обменно-поглощенном почвенными коллоидами состоянии. Поступившие в растения минеральные формы азота
проходят сложный цикл превращений, в конечном итоге включаясь в
состав органических азотистых соединений – аминокислот, амидов и,
наконец, белков.
Растения, поглощая азот, синтезируют белки и другие органические
азотистые вещества в течение всей вегетации, но интенсивность этих
процессов в разные фазы роста и развития неодинакова. При
прорастании семян расщепляются запасные белки эндосперма или
семядолей и продукты гидролиза используются для построения белков
других органов растения. По мере формирования фотосинтезирующего листового аппарата и корневой системы питание растений
и синтез белка происходят за счёт минерального азота, поглощаемого
из почвы. Наиболее интенсивно азот поглощается растениями при
максимальном росте вегетативных органов – стеблей и листьев. Из
стареющих частей растений, где преобладает распад белка, продукты
гидролиза передвигаются в молодые растущие органы. При
образовании репродуктивных органов белковые вещества вегетативных частей растения распадаются, и продукты распада поступают
в репродуктивные органы, где из них вновь синтезируются белки.
Постепенно поглощение азота из почвы уменьшается, пока не
прекращается вовсе.
При недостатке азота рост и развитие растений резко ухудшаются.
Прежде и сильнее других органов страдают листья: они растут мелкие,
светло-зелёного цвета, преждевременно желтеют, стебли становятся
21
тонкими и слабо ветвятся. Ухудшается формирование репродуктивных
органов и налив зерна. При нормальном азотном питании растения
образуют мощные листья и стебли с интенсивной зелёной окраской,
хорошо растут и кустятся, нормально формируют репродуктивные
органы. В условиях избыточного азотного питания, особенно во
второй половине вегетации, задерживается созревание растений, они
формируют большую вегетативную массу, но мало зерна, клубней и
корнеплодов. Увеличение содержания в них азотистых веществ
отрицательно сказывается на хозяйственной ценности урожая. Кроме
того, растениеводческая продукция накапливает опасные для людей и
животных дозы нитратов.
2. 2. Азот в питании человека
Азот составляет около 3 % живой массы и около 10 % сухой массы
организма человека. На долю белков приходится большая часть азота,
на долю нуклеиновых кислот и липидов – меньшая. Почти 100 %
азотсодержащих веществ в системе пищеварения человека
претерпевают ферментативный гидролиз и распадаются на 20
протеиногенных аминокислот. Из них затем заново строятся все
нужные человеческому организму белки, нуклеиновые кислоты,
фосфолипиды.
Растительная и животная пища различаются по своему
аминокислотному составу. Растения не содержат или очень мало
содержат лизина, треонина, триптофана, которые не могут
синтезироваться человеческим организмом. Именно поэтому человеку,
кроме растительного, необходим белок животного происхождения.
Азот в виде нитратов является очень токсичным веществом для
организма человека, особенно при участии микрофлоры пищеварительного тракта и тканевых ферментов, которые восстанавливают
нитраты до нитритов. Степень токсичности нитритов в 10 – 20 раз
выше, чем нитратов. Высокое содержание нитратов и нитритов в воде,
пище, кормах вызывает острые желудочно-кишечные расстройства,
отравления и хронические заболевания. Возможность эндогенного
синтеза канцерогенных нитрозосоединений, а также эмбриотоксическое и мутагенное действие промежуточных продуктов метаболизма
нитратов увеличивают опасность избыточного накопления последних.
22
2. 3. Круговорот азота в природе
При гниении органических веществ значительная часть содержащегося в них азота превращается в аммиак, который под влиянием
живущих в почве нитрифицирующих бактерий окисляется затем в
азотную кислоту (рис. 1). Последняя, вступая в реакцию с находящимися в почве карбонатами, образует нитраты.
Атмосфера
↕
N2
N2O
азотфиксация
денитрификация
NO
Гумус аммонификация
↕
Биомасса
↔ NH , NH
↕
3
4
почвы
+
NO2-
-
3
почвы
↕
NH2OH
NOH
↕
N2O
↔ NO
↕
↔
H2N2O
нитрификация
Рис. 1. Общая схема круговорота азота.
Некоторая часть азота всегда выделяется при гниении в свободном
виде в атмосферу. Свободный азот выделяется также при горении
органических веществ, при сжигании дров, каменного угля, торфа.
Кроме того, существуют денитрифицирующие бактерии, которые при
недостаточном доступе воздуха могут отнимать кислород от нитратов,
разрушая их с выделением свободного азота. Деятельность этих
23
бактерий приводит к тому, что часть азота из доступной для зелёных
растений формы (нитраты) переходит в недоступную (свободный
азот).
Таким образом, далеко не весь азот, входивший в состав погибших
растений, возвращается обратно в почву, часть его постепенно выделяется в свободном виде.
Непрерывная убыль минеральных азотных соединений давно
должна была бы привести к полному прекращению жизни на Земле,
если бы в природе не существовали процессы, возмещающие потери
азота. К этим процессам относятся электрические разряды в атмосфере, при которых образуется некоторое количество оксидов азота.
При взаимодействии оксидов азота с водой получается азотная кислота, которая в почве превращается в нитраты.
Другим источником пополнения азотных соединений почвы
является жизнедеятельность азотобактерий, способных усваивать
атмосферный азот. Некоторые из этих бактерий поселяются на корнях
растений из семейства бобовых, вызывая образование характерных
вздутий – «клубеньков», почему они и получили название клубеньковых бактерий. Усваивая атмосферный азот, клубеньковые
бактерии перерабатывают его в азотные удобрения, а растения, в свою
очередь, превращают последние в белки и другие сложные вещества.
Таким образом, в природе совершается непрерывный круговорот
азота. Однако ежегодно с урожаем с полей убираются наиболее
богатые белками части растений, например, зерно. Поэтому в почву
необходимо вносить удобрения, возмещающие убыль в ней
важнейших элементов питания растений.
2. 4. Азотные удобрения
Различают следующие виды азотных удобрений: аммиачные,
аммонийные,
нитратные,
аммонийно-нитратные,
амидные,
аммонийно-нитратно-амидные. Вырабатывают азотные удобрения в
твёрдом или жидком виде (табл. 1 и 2).
Аммиачные и аммонийные удобрения: жидкий аммиак,
аммиачная вода, сульфаты аммония и аммония-натрия, хлористый
аммоний, углекислый аммоний. Растворяясь в почвенном растворе,
значительная часть ионов аммония связывается в почве в
малоподвижную форму. Последняя (под действием присутствующих в
почве нитрифицирующих бактерий) постепенно переходит в более
24
подвижную нитратную форму, хорошо усваиваемую растениями. Эти
удобрения пригодны для всех сельскохозяйственных культур и
применяются на некислых почвах и кислых почвах при их
известковании.
Т а б л и ц а 1. Характеристика твёрдых азотных удобрений
Удобрение
Аммиачная селитра
Карбамид (мочевина)
Сульфат аммония
Сульфат-нитрат аммония
Натриевая селитра
Кальциевая селитра
Известково-аммиачная селитра
Содержание азота
(в пересчете на
сухое вещество),
% по массе
34,0 –34,5
46,0
20,8–21,0
26,0
15,0–16,0
17,5
20,0–28,0
Гигроскопичность
(равновесная влажность
воздуха над насыщенным
раствором при 20°С), %
66,9
80,0
81,0
77,1
55,4
-
Нитратные удобрения: натриевая и кальциевая селитры. Ионы
натрия и кальция поглощаются твердой фазой почвы и используются
растениями в меньших количествах, чем нитратный азот, который
остаётся в почвенной влаге. Поэтому длительное применение
нитратных удобрений может иногда приводить к подщелачиванию
почвы. Их используют на всех почвах для предпосевного внесения и
подкормки всех видов растений в период вегетации.
Т а б л и ц а 2. Характеристика жидких азотных удобрений
своб. NH3
26,3
22,2
16,6
19,0
24,3
30,0
100,0
Состав, % по массе
Содержание азота, %
по массе
NH4NO3
CO(NH2)2
H2O
на основе аммиачной селитры
55,5
18,2
41,0
65,0
12,8
41,0
66,8
16,6
37,0
на основе аммиачной селитры и карбамида
58,0
11,0
12,0
41,0
44,3
35,4
20,3
32,0
39,5
30,5
30,0
28,0
аммиачная вода
75,5
20,0
70,0
24,7
жидкий аммиак
82,2
25
Аммонийно-нитратные удобрения: аммиачная селитра и
аммиакаты на её основе, сульфат-нитрат аммония, известковоаммиачная селитра (смесь карбоната кальция и нитрата аммония). Эти
удобрения можно использовать в различных климатических зонах на
различных почвах и под все виды сельскохозяйственных культур.
Амидные удобрения. Различают хорошо растворимые (быстро
действующие) и плохо растворимые (медленно действующие). К
первым относится карбамид, ко вторым – уреаформ и изобутиленкарбамид (содержит 31 % общего азота), получаемый конденсацией
изомасляного альдегида с карбамидом. Области применения и масштабы производства медленно действующих удобрений из-за их высокой
стоимости пока ограничены. В настоящее время БелНИИПА, Белорусским технологическим институтом, АН Беларуси и Гродненским
ПО «Азот» разработаны и испытаны новые формы медленно
действующих азотных удобрений: карбамид с фосфатным и с полимерным покрытием, сульфат аммония с полимерным покрытием,
азотсерокальциевое удобрение, карбамид с гуминовой оболочкой.
Аммонийно-нитратно-амидные удобрения: концентрированные
водные растворы карбамида и нитрата аммония и растворы их в
аммиачной воде (аммиакаты). Эффективны как для внесения в почву,
так и для подкормки растений (аммиакаты пригодны только для
подкормки невегетирующих сельскохозяйственных культур).
Производство азотных удобрений основано главным образом на
получении синтетического аммиака из молекулярного азота и водорода. Синтетический аммиак идёт не только на производство
аммонийных азотных удобрений, но и азотной кислоты, которая в
свою очередь является сырьём для аммонийно-нитратных и нитратных
удобрений.
26
ЛИТЕРАТУРА
1. А х м е т о в Н. С. Неорганическая химия: учеб. пособие для вузов / Н. С.
Ахметов. – М.: Высш. шк., 1975. – 672 с.: ил.
2. В и л ь д ф л у ш И. Р. Агрохимия / И. Р. Вильдфлуш, С. П. Кукреш, В. А.
Ионас и др. – Мн.: Ураджай, 1995. – 480 с.: ил.
3. Г л и н к а Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – Л.: «Химия», 1977. – 720 с.
4. Д о б р о в о л ь с к и й В. В. Химия Земли: пособие для учащихся / В. В.
Добровольский. – М.: Просвещение, 1980. – 176 с.: ил.
5. К а п у ц к и й Ф. Н. Пособие по химии для поступающих в вузы / Ф. Н.
Капуцкий, В. Ф. Тикавый. – Мн.: Выш. шк., 1986. – 413 с.: ил.
6. К н у н я н ц И. Л. Химическая энциклопедия / И. Л. Кнунянц. – М.: Сов.
энцикл., 1988. – 623 с.: ил.
7. К н я з е в Д. А. Неорганическая химия: учеб. для вузов по спец. «Агрохимия
и почвоведение» / Д. А. Князев, С. Н. Смарыгин. – М.: Высш. шк., 1990. – 430 с.: ил.
8. К у з ь м е н о к Н. М. Экология на уроках химии / Н. М. Кузьменок, Е. А.
Стрельцов, А. И. Кумачев. – Мн.: Изд-во ООО «Красикопринт», 1996. – 208 с.
9. К у л ь м а н А. Г. Общая химия / А. Г. Кульман. – М.: Колос, 1979. – 528 с.
10. П и л и п е н к о А. Т. Справочник по элементарной химии / А. Т.
Пилипенко,
В. Я. Починок, И. П. Середа, Ф. Д. Шевченко. – Киев: Изд-во
«Наукова думка», 1985. – 559 с.: ил.
11. С у в о р о в А. В. Общая химия: учеб. пособие для вузов / А. В. Суворов, А.
Б. Никольский. – СПб.: Химия, 1995. – 624 с.: ил.
12. Т и к а в ы й В. Ф. Общая химия в формулах, определениях, схемах:
справочное руководство / И. Е. Шиманович, М. Л. Павлович, В. Ф. Тикавый, П. М.
Малашко. – Мн.: Изд-во «Университетское», 1987. – 501 с.: ил.
27
СОДЕРЖАНИЕ
Введение…………………………………………………….………………………...
1. Общая характеристика азота и его соединений………………………….…...….
1.1. Молекулярный азот (N2)…………………………………………………….…
1.2. Аммиак (NН3)……………………………………………………………….…
1.3. Гидразин (N2H4 – диамид)……………………………………………………..
1.4. Гидроксиламин (NH2OH)………………………………………………...……
1.5. Азотистоводородная кислота (HNN2 – азидоводород, азоимид)…………..
1.6. Оксиды азота ………………………………………………………………...…
1.7. Азотистая кислота (HNO2)………………………………………………..….
1.8. Азотноватистая кислота (H2N2O2)……………………………………………
1.9. Азотная кислота (HNO3)…………………………………………………….…
2. Значение азота в природе и сельском хозяйстве……………………………...…
2.1. Роль азота в питании растений………………………………………………..
2.2. Азот в питании человека…………………………………………………….…
2.3. Круговорот азота в природе………………………………………………..….
2.4. Азотные удобрения………………………………………………………….....
Литература…………………………………………………………………………….
28
3
4
4
6
8
9
10
11
16
17
18
20
20
22
23
24
27
Учебное издание
Александр Риммович Цыганов
Марина Николаевна Шагитова
Ирина Владимировна Ковалева
ХИМИЯ АЗОТА
Лекция
Редактор Т. П. Рябцева
Техн. редактор Н. К. Шапрунова
Корректор А. М. Павлова
ЛВ № 348 от 09.06.2004. Подписано в печать 06.03.2006.
Формат 60х84 1/16. Бумага для множительных аппаратов.
Печать ризографическая. Гарнитура «Таймс».
Усл. печ. л. 1,63. Уч.-изд. л. 1,54.
Тираж 150 экз. Заказ
Цена 2180 руб.
Редакционно-издательский отдел БГСХА
213407, г. Горки Могилевской обл., ул. Студенческая, 2
Отпечатано в секторе издания учебно-методической литературы и ризографии БГСХА
г. Горки, ул. Мичурина, 5
29