Азот. Аміак

Азот – елемент 2-го періоду і VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома [2He] 2s22p3, характерні ступені окислення 0, -III, + III і + V, рідше + II, + IV та ін .; стан Nv вважається відносно стійким.

Шкала ступенів окислення азоту:

Азот має високу електронегативність (3,07), третій після F і О. Проявляє типові неметалеві (кислотні) властивості. Утворює різні кислородсодержащие кислоти, солі і бінарні сполуки, а також катіон амонію NH4 + та його солі.

У природі – сімнадцятий за хімічною поширеності елемент (дев’ятий серед неметалів). Життєво важливий елемент для всіх організмів.

Азот N2. Проста речовина. Складається з неполярних молекул з дуже стійкою ??? – зв’язком N? N, цим пояснюється хімічна інертність азоту при звичайних умовах. Безбарвний газ без смаку і запаху, конденсується в безбарвну рідину (на відміну від O2).

Головна складова частина повітря: 78,09% за обсягом, 75,52% за масою. З рідкого повітря азот википає раніше кисню O2. Малорастворим у воді (15,4 мл / 1 л Н2О при 20 ° C), розчинність азоту менше, ніж у кисню.

При кімнатній температурі N2 реагує тільки з літієм (у вологій атмосфері), утворюючи нітрид літію Li3N, нітриди інших елементів синтезують при сильному нагріванні:

N2 + 3Mg = Mg3N2 (800 ° C)

В електричному розряді N2 реагує з фтором і в дуже малому ступені – з киснем:

Оборотна реакція отримання аміаку протікає при 500 ° C, під тиском до 350 атм і обов’язково в присутності каталізатора (Fe / F2O3 / FeO, в лабораторії Pt):

Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення виходу аміаку має відбуватися при підвищенні тиску і зниженні температури. Однак швидкість реакції при низьких температурах дуже мала, тому процес ведуть при 450-500 ° C, досягаючи 15% -ного виходу аміаку. Прореагували N2 і Н2 повертають в реактор і тим самим збільшують ступінь протікання реакції.

Азот хімічно пасивний по відношенню до кислот і лугів, не підтримує горіння.

Отримання в промисловості – фракційна дистиляція рідкого повітря або видалення з повітря кисню хімічним шляхом, наприклад по реакції 2С (кокс) + O2 = 2СО при нагріванні. У цих випадках отримують азот, що містить також домішки благородних газів (головним чином аргон).

У лабораторії невеликі кількості хімічно чистого азоту можна отримати з реакції конмутаціі при помірному нагріванні:

N-IIIH4NIIIO2 (т) = N20 + 2H2O (60-70 ° C)

NH4Cl (p) + KNO2 (p) = N20 ^ + KCl + 2H2O (100 ° C)

Застосовується для синтезу аміаку, азотної кислоти та інших азотовмісних продуктів, як інертна середу проведення хімічних і металургійних процесів і зберігання вогненебезпечних речовин.

Аміак NH3. Бінарна сполука, ступінь окислення азоту дорівнює – III. Безбарвний газ з різким характерним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: N (H) 3)] (sр3-гібридизація). Наявність у азоту в молекулі NH3 донорной пари електронів на sр3-гібридної орбіталі обумовлює характерну реакцію приєднання катіона водню, при цьому утворюється катіон амонію NH4 +. Зріджується під надлишковим тиском при кімнатній температурі. У рідкому стані асоційований за рахунок водневих зв’язків. Термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (більше 700 л / 1 л Н2О при 20 ° C); частка в насиченому розчині дорівнює = 34% за масою і = 99% за обсягом, рН = 11,8.

Вельми реакційноздатні, схильний до реакцій приєднання. Crорает в кисні, реагує з кислотами. Проявляє відновлювальні (за рахунок N-III) і окисні (за рахунок НI) властивості. Осушується тільки оксидом кальцію.

Якісні реакції – утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl, почорніння папірці, змоченою розчином Hg2 (NO3) 2.

Проміжний продукт при синтезі HNO3 і солей амонію. Застосовується у виробництві соди, азотних добрив, барвників, вибухових речовин; рідкий аміак – холодоагент. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в лабораторії – витіснення аміаку з солей амонію при нагріванні з натронним вапном (NaOH + СаО):

або кип’ятіння водного розчину аміаку з подальшим осушенням газу.

У промисловості аміак синтезують з азоту (див.) З воднем. Випускається промисловістю або в зрідженому вигляді, або у вигляді концентрованого водного розчину під технічною назвою аміачна вода.

Гідрат аміаку NH3 Н2О. Міжмолекулярна з’єднання. Білий, в кристалічній решітці – молекули NH3 і Н2О, пов’язані слабкою водневої зв’язком H3N … НОН. Присутній у водному розчині аміаку, слабка основа (продукти дисоціації – катіон NH4- і аніон ОН). Катіон амонію має правильно-тетраедричну будову (sp3-гібридизація). Термічно нестійкий, повністю розкладається при кип’ятінні розчину. Нейтралізується сильними кислотами. Проявляє відновні властивості (за рахунок NIII) в концентрованому розчині. Вступає в реакції іонного обміну і комплексоутворення.

Якісна реакція – утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl.

Застосовується для створення слабощелочной середовища в розчині, при осадженні амфотерних гідроксидів.

У 1М розчині аміаку міститься в основному гидрат NH3 Н2О і лише 0,4% іонів NH4 + і ОН (за рахунок дисоціації гідрату); таким чином, іонний «гідроксид амонію NH4OH» практично не міститься в розчині, немає такого з’єднання і в твердому гідраті. Рівняння найважливіших реакцій:

NH3 Н2О (конц.) = NH3 ^ + Н2О (кип’ятіння з NaOH)

NH3 Н2О + НCl (разб.) = NH4Cl + Н2О

3 (NH3 Н2О) (конц.) + CrCl3 = Cr (OH) 3v + 3NH4Cl

8 (NH3 Н2О) (конц.) + ЗBr2 (р) = N2 ^ + 6NH4Br + 8Н2O (40-50 ° C)

2 (NH3 Н2О) (конц.) + 2КMnO4 = N2 ^ + 2MnO2v + 4Н2O + 2КОН

4 (NH3 Н2О) (конц.) + Ag2O = 2 [Ag (NH3) 2] OH + 3H2O

4 (NH3 Н2О) (конц.) + Cu (OH) 2 + [Cu (NH3) 4] (OH) 2 + 4Н2O

6 (NH3 Н2О) (конц.) + NiCl2 = [Ni (NH3) 6] Cl2 + 6Н2O

Розведений розчин аміаку (3-10% -ний) часто називають нашатирним спиртом (назва придумана алхіміками), а концентрований розчин (18,5-25% -ний) – аміачною водою (випускається промисловістю).

...
ПОДІЛИТИСЯ: