В медицине

Используется для защиты пациентов от излучения рентгеновских аппаратов^[23].

В геологии

Основная статья: Геохронология

Измерение содержания изотопов свинца используется для определения возраста минералов и горных пород в абсолютной геохронологии. Обобщённая сводка геохронологических методов приведена в работе^[20]. Уран-торий-свинцовый метод датирования основан на уравнениях (1) распада изотопов урана и тория (см. подраздел Изотопный состав). Достаточно широко применяется комбинация этих уравнений; так, для урана:

Следует отметить, что современное изотопное отношение ^[24] в большинстве природных объектов на Земле одинаково и практически не зависит от вида и интенсивности протекания природных геологических процессов (единственным исключением является природный ядерный реактор в Окло, Габон, Африка).

8.Элементы подгруппы азота. Общая характеристика. Азот. Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота, азиды. Применение азота и его водородных соединений.

Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны^[1] (пникти́ды) — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы)^[2]. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi^[3]. Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5^[3]. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Свойства элементов подгруппы азота и простых веществ

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха, мало растворим в воде (2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100г при 80 °C).

Также может быть и в жидком состоянии, при температуре кипения — 195,8 °C — бесцветная жидкость. При контакте с воздухом поглощает кислород.

При температуре в −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега. При контакте с воздухом поглощает кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

Фосфор — неметалл, в чистом виде имеет 4 аллотропные модификации:

• Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P₄, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Температура плавления 44,1 °C, плотность 1823 кг/м³. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Ядовит, летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

• Красный фосфор — представляет собой полимер со сложной структурой. Имеет формулу P_n. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

• Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×10⁹ Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×10⁵ Па.

• Металлический фосфор. При 8,3×10¹⁰ Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25×10¹¹ Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Мышьяк — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символом As. Простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета.Мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см³. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью. В воде мышьяк нерастворим.

Сурьма — полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлических аллотропных модификаций сурьмы, существующих при различных давлениях, и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Желтая сурьма образуется при действии кислорода на жидкий SbH₃. При нагревании, а также при освещении видимым светом переходит в черную сурьму. Черная сурьма обладает полупроводниковыми свойствами. Взрывчатая сурьма - серебристо-белая, обладает металлическим блеском. Образуется при электролизе SbCl₃ при малой плотности тока.Взрывается при ударе и трении. Взрывчатая сурьма при растирании или ударе со взрывом превращается в металлическую сурьму.Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердости. Сплав, состоящий из сурьмы , свинца и небольшого количества олова , называется типографским металлом или гартом. В своих соединениях сурьма обнаруживает большое сходство с мышьяком, но отличается от него более сильно выраженными металлическими свойствами.

Висмут-Тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов для изготовления плавких предохранителей и элементов пожарной сигнализации. Пары висмута ядовиты.

Унунпе́нтий (лат. Ununpentium, Uup) или эка-висмут — 115-й химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 115, атомная масса 288, наиболее стабильным является нуклид 288Uup (период полураспада оценивается в 87 мс).

Большая часть азота в природе находится в свободном состоянии. 78% (по объему) воздуха приходится на долю молекулярного азота N₂. Входит в состав селитр, необходимая составная часть белка, поэтому входит в состав всех живых организмов.

В промышленности азот получают ректификацией воздуха, т.е. при высоком давлении и низкой температуре сжижают воздух. Затем, повышая температуру, фракционно испаряют сжиженный воздух. Первой выкипающей фракцией при -196^оС является азот. Молекулярный азот не имеет запаха и вкуса, малорастворим в воде, очень инертен.

Химические свойства

1. Все реакции N₂ с металлами (кроме реакции с литием) идут при довольно сильном нагревании. Исключением является взаимодействие азота с литием, которое начинается уже при комнатной температуре:

N₂ + 6Li = 2Li₃N

Соединения азота с металлами носят название нитриды. Нитриды активных металлов разлагаются водой:

AlN + 3H₂O = Al(OH)₃ + NH₃ 

Нитриды тяжелых металлов входят в состав сплавов, повышая их прочность и коррозионную стойкость.

2. С неметаллами азот взаимодействует только при высоких температурах и обратимо. Равновесие как правило сдвинуто влево:

N₂ + O₂ 2NO (3700^оС);

N₂ + 3H₂ 2NH₃ (400-550^оС)

Реакция получения аммиака имеет большое практическое значение, т.к. аммиак является важным сырьем для химической промышленности. Его синтез идет при давлении 300-500 атм (для смещения равновесия вправо), температуре 400-550^оС, в присутствии железо-никелевого катализатора. В лабораторных условиях аммиак можно получить из хлорида аммония:

NH₄Cl + NaOH = NH₃  + NaCl + H₂O

Аммиак – ядовитый газ с резким запахом. При -38^оС сжижается. Жидкий аммиак – полярный растворитель, имеющий ряд необычных свойств.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: при 20^оС в 1 литре воды можно растворить до 800 литров NH₃, а при 0^оС – около 1200 литров. Молекулы аммиака и воды образуют довольно прочные водородные связи, часть из них соединяются в малоустойчивый гидрат NH₃H₂O, который в водном растворе диссоциирует как слабое основание (NH₄OH):

NH₃ + H₂O NH₃H₂O {NH₄OH} NH₄ ⁺ + OH^-

NH₄⁺ – ион аммония. Все соли аммония прекрасно растворимы в воде.

Для аммиака характерны реакции присоединения, окислительно-восстановительные и замещения.

а) Реакции присоединения:

NH₃ + HCl = NH₄Cl;

4NH₃ + CuSO₄ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

б) Окислительно-восстановительные реакции:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

2NH₃ + 2KMnO₄ = 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 2H₂O

в) Реакции замещения:

2NH₃ + 2Na = 2NH₂Na + H₂ 

NH₃ + 2Na = NHNa₂ + H₂ 

2NH₃ + 6Na = 2NNa₃ + 3H₂ 

3. Наиболее практически важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N₂H₄),образующийся при взаимодействии аммиака с перхлоратом натрия:

2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + H₂O

Как видно из уравнения, под действием окислителя каждая молекула аммиака теряет один атом водорода, а оставшиеся радикалы -NH₂ соединяются друг с другом. Следовательно, структурная формула гидразина будет: H₂N-NH₂. Это бесцветная жидкость, дымящая на воздухе и смешивающаяся с водой в любых соотношениях. Пары гидразина сгорают на воздухе фиолетовым пламенем:

N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O + 273 кдж/моль

На этой реакции основано использование гидразина в качестве ракетного топлива.

4. С кислородом азот образует пять оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I) (закись азота, «веселящий газ») может быть получен разложением нитрата аммония по уравнению:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

При 168^оС NH₄NO₃ плавится, при 190^оС начинает разлагаться, выше 300^оС распад может протекать с взрывом. N₂O – несолеобразующий оксид, бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, довольно хорошо растворим в воде. При нагревании может проявлять окислительные свойства, не ядовит, наркотик.

NO – оксид азота (II) получается в природе при грозовых разрядах. В лабораторных условиях можно получить действием на медь разбавленной азотной кислотой:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO  + 4H₂O

NO – несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, малорастворимый в воде. Ядовит. Легко окисляется на воздухе до NO₂. Проявляет восстановительные и окислительные свойства, восстановительная функция выражена сильнее.

N₂O₃ – оксид азота (III) получается в виде синей жидкости в ходе обратимой реакции между NO и NO₂, при t = -20^оС - -30^оС:

NO + NO₂ N₂O₃

При комнатной температуре неустойчив, разлагается на NO и NO₂. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту HNO₂. Как азотистая кислота, так и ее соли неустойчивы и уже на воздухе окисляются до нитратов. Соли и кислота обладают окислительно-восстановительными свойствами:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ +5NaNO₃ + 3H₂O

2KJ + 2KNO₂ + 2H₂SO₄ = J₂ + 2NO + 2K₂SO₄ + 2H₂O.

Соли азотистой кислоты используются в производстве взрывчатки, красок, в пищевой промышленности (KNO₂ – для сохранения цвета мясных продуктов).

NO₂ – оксид азота (IV) очень ядовитый газ бурого цвета, склонен образовывать димеры состава N₂O₄. Сильный окислитель. В лабораторных условиях можно получить действием на медь концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO_{3 (конц)} = 2NO₂  + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

N₂O₅ – оксид азота (V) получается при обезвоживании азотной кислоты оксидом фосфора (V):

2HNO₃ + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

N₂O₅ - твердое белое вещество, при ударе взрывается. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту.

9.Оксиды азота. Азотная кислота. Особенности взаимодействия азотной кислоты с магнием и марганцем. Соли азотной кислоты. Свойства, применение. Получение азотной кислоты в промышленности и ее применение.

С кислородом азот образует пять оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I) (закись азота, «веселящий газ») может быть получен разложением нитрата аммония по уравнению:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

При 168^оС NH₄NO₃ плавится, при 190^оС начинает разлагаться, выше 300^оС распад может протекать с взрывом. N₂O – несолеобразующий оксид, бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, довольно хорошо растворим в воде. При нагревании может проявлять окислительные свойства, не ядовит, наркотик.

NO – оксид азота (II) получается в природе при грозовых разрядах. В лабораторных условиях можно получить действием на медь разбавленной азотной кислотой:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO  + 4H₂O

NO – несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, малорастворимый в воде. Ядовит. Легко окисляется на воздухе до NO₂. Проявляет восстановительные и окислительные свойства, восстановительная функция выражена сильнее.

N₂O₃ – оксид азота (III) получается в виде синей жидкости в ходе обратимой реакции между NO и NO₂, при t = -20^оС - -30^оС:

NO + NO₂ N₂O₃

При комнатной температуре неустойчив, разлагается на NO и NO₂. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту HNO₂. Как азотистая кислота, так и ее соли неустойчивы и уже на воздухе окисляются до нитратов. Соли и кислота обладают окислительно-восстановительными свойствами:

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ +5NaNO₃ + 3H₂O

2KJ + 2KNO₂ + 2H₂SO₄ = J₂ + 2NO + 2K₂SO₄ + 2H₂O.

Соли азотистой кислоты используются в производстве взрывчатки, красок, в пищевой промышленности (KNO₂ – для сохранения цвета мясных продуктов).

NO₂ – оксид азота (IV) очень ядовитый газ бурого цвета, склонен образовывать димеры состава N₂O₄. Сильный окислитель. В лабораторных условиях можно получить действием на медь концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO_{3 (конц)} = 2NO₂  + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

N₂O₅ – оксид азота (V) получается при обезвоживании азотной кислоты оксидом фосфора (V):

2HNO₃ + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

N₂O₅ - твердое белое вещество, при ударе взрывается. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту.

Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t_кип120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O).