Азот и его свойства

1
Азот и его свойства.
Строение атома. Азот – элемент №7 II периода V группы главной подгруппы,
следовательно, в ядре атома азота 7 протонов, 7 нейтронов, а вокруг ядра вращается 7 электронов.
В атоме азота 2 энергетических уровня.
+7
N- 2ē, 5ē
1S22S22P3
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома азота:
2P
2S
+7 N
n=2
У атома азота на внешнем энергетическом уровне 2S и три неспаренных р-электрона.
Поэтому валентность азота равна трем. Валентность V, равную номеру группы, атом азота
проявлять не может, нет энергетически доступных свободных орбиталей, т.е. не может
перейти в возбужденное состояние. Высшая валентность азота IV т.к. возможно образование
связи по донорно-акцепторному механизму, где азот предоставляет неподелѐнную электронную
пару и является донором. Степень окисления азота в соединениях: -3, -2,-1,+1, +2, +3, +4, +5.
Строение молекулы. Атомы азоты объединяются друг с другом посредством трех общих
электронных пар, образуя три ковалентные связи.
В молекуле азота образуется одна σ- связь и две π - связи.
Структурная формула: N ≡ N, электронная формула:
Молекула азота очень устойчива. Энергия связи 940 кДж/моль. Распад молекулы азота на атомы
начинается лишь при очень высоких температурах (выше 30000С). Из-за прочности химической
связи молекулярный азот в обычных условиях весьма инертен и на Земле встречается в виде
простого вещества. Азот в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку. В
атмосфере азота 78% по объему.
Физические свойства, распространение в природе : азот — газ без цвета, запаха и вкуса,
немного легче воздуха (DN2/возд.= 28/29 < 1), мало растворим в воде : при 200С в одном литре воды
растворяется 15,4 мл. азота, tкип.N2 = - 195,80C ( tкип.O2 = -1830C), tпл.N2 = - 210,50C.
Азот – составная часть атмосферного воздуха (78% по объѐму), а так же находится на
Земле в связанном виде:
NaNO3 — натриевая или чилийская селитра,
KNO3 — калийная или индийская селитра,
Ca(NO3)2 — норвежская селитра.
Азот входит в состав белка.
При повышенном давлении (глубина больше 60м.) наблюдается явление ―азотного
наркоза‖, сходное с алкогольным опьянением, связанное с увеличением концентрации азота в
крови и тканях организма. При резком понижении давления наступает кессонная болезнь.
Химические свойства.
Химически инертен из-за высокой прочности молекулы. N ≡ N энергия связи 940 кДж/моль.
1). При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:
6 Li + N2 = 2 Li3N нитрид лития.
При высокой температуре азот соединяется с металлами, образуя нитриды — твердые,
тугоплавкие вещества.
t
t
3Ca + N2 = Ca3N2
2 Al + N2 = 2 AlN
нитрид кальция
нитрид алюминия
1
2
0
t
-3
3Mg + N2 = Mg3N2 нитрид магния образуется при горении магния на воздухе наряду с
оксидом.
0
t
-3
6 Na + N2 = 2 Na3N нитрид натрия.
2). Реагирует с неметаллами:
а) при температуре электрической дуги азот соединяется с кислородом:
30000 C
N2 + O2
2 NO - Q
б) с водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоких давлении и
температуре:
450 - 5000 C, 10 - 100 МПа
N2 + 3 H2
-3 +1
2 NH3 + Q
Fe, K2O , Al2O3
в) при температуре реагирует с бором (B) , образуя нитрид бора, который по твердости не
уступает алмазу, применяется для изготовления полупроводников, электроизоляторов, в качестве
абразива, для защиты от ядерного излучения:
t
-3
N2 + 2 B = 2BN нитрид бора
г) реагирует с углеродом (реакция идет с раскаленным углеродом между угольными стержнями в
атмосфере азота при действии электрического разряда):
t
2 C + N2 = C2N2 бесцветный ядовитый газ — дициан.
3) если пропустить азот над раскаленным углем в присутствии щелочи, то образуются цианиды:
2 KOH + 4 C + N2 = 2 KCN + 2 CO + H2
KCN — цианид калия, цианистый калий.
Цианиды калия и натрия применяются для извлечения золота из горных пород. Золотой песок
обрабатывают растворами KCN и NaCN, которые растворяют золото в присутствии кислорода,
образуя комплексный анион [Au(CN)2]-:
4 Au + 8 КCN + O2 + 2 H2O = 4 К[Au(CN)2] + 4КOH Из полученного раствора золото выделяют
цинком: 2 К[Au(CN)2] + Zn = К2[Zn(CN)2] + 2 Au
t
4) азот реагирует с карбидом кальция: CaC2 + N2 = CaCN2 + C
цианамид кальция
5) азот реагирует с ацетиленом:
эл. искр.
C2H2 + N2 = 2 HCN — циановодородная или синильная кислота
Получение азота.
1. Получение азота из воздуха сводится в основном к его отделению от кислорода. В
промышленности воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот
от менее летучего tкип.N2 = - 195,80C ,tкип. O2 = -1830 C). Полученный азот содержит
примеси кислорода (инертных элементов (преимущественно аргона). Чистый азот можно
получать в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:
t
NH4NO2 = N2
+ 2 H2O
2. Также можно связать кислород воздуха, чтобы выделить азот:
t
t
4 N2 + O2 + C = 4 N2 + CO2
4 N2 + O2 + 2 Cu = 4 N2 + 2CuO
воздух
воздух
2
3
3. Азот можно выделить из аммиака:
а) реакция горения аммиака в кислороде:
4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O
б) взаимодействие аммиака с хлором:
2 NH3 + 3 Cl2 = N2 + 6 HCl
в) взаимодействие аммиака с азотистой кислотой:
t
NH3 + HNO2
NH4NO2
N2 + 2 H2O
Применение азота.
Основная часть азота идет на производство аммиака.
Азот используется для азотизации стальных изделий (изделия при высоких температурах
выдерживаются в атмосфере азота. В результате на поверхности образуются нитриды металлов,
обладающие высокой прочностью и твердостью). Нитриды используют для изготовления
высокотемпературных покрытий.
В металлообрабатывающей промышленности в струе азота производят электросварку
металлов (химически инертных к азоту), например меди.
В электропромышленности азот используется для заполнения электролампочек
(химически не действуя на металлы, азот препятствует испарению вольфрама и молибдена) с
целью увеличения срока эксплуатации.
В медицине азот используют при операциях на легких, а так же в криотерапии.
Иногда азотом накачивают автомобильные шины, что увеличивает срок их годности.
В бензохранилищах азот используется для перекачки бензина и других огнеопасных
жидкостей, что устраняет возможность взрыва и пожара.
В химических лабораториях азот служит средством защиты легко окисляющихся веществ
от кислорода воздуха.
В художественных хранилищах азотом наполняют футляры со свертками ценных картин
для предотвращения разрушения краски составными частями воздуха.
Аммиак и его свойства.
Cтроение молекулы. Молекула аммиака имеет структуру треугольной пирамиды с
атомом азота на вершине. Т.к. электронная плотность связей N - H довольно сильно смещена от
водорода к азоту, то молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью
(диполь).
-3
NH3
H N H
H
M = 17г/моль
N
H
H
H
N
H
H
(Атом азота находится в состоянии sp3-
гибридизации)
H
Физические свойства и биологическое воздействие на организм. Аммиак — бесцветный
газ с резким своеобразным запахом и едким вкусом, хорошо растворим в воде. В одном объеме
воды растворяется около 700 объемов аммиака . При температуре 20 С и давлении 0,15 МПа
аммиак сжижается, образуя легко подвижную, сильно преломляющуюся свет жидкость,
tкип. = -330С, замерзает при t =-720 C.
Т.к. молекулы аммиака сильно полярна, то аммиак легко сжижается за счет образования
водородной связи.
3
4
Вдыхание малых количеств аммиака стимулирует работу сердца и нервной системы,
поэтому его растворы дают нюхать при обмороках и отравлениях CO.
Нахождение в природе. В природе аммиак образуется при гниении органических
соединений, содержащих азот. Встречается на планетах Юпитер и Сатурн.
Химические свойства аммиака.
1. При нагревании разлагается:
-3 +1
t
2 NH3
o
o
N2 + 3 H2
2. Реакции замещения протекают при высоких температурах:
а) с щелочными и щелочно-земельными металлами аммиак образует амиды :
2 NH3 + 2 Na = 2 NaNH2 + H2
расплав.
амид натрия, используется в органическом синтезе
б) с другими металлами образует нитриды. Стали, изделия, содержащие Al, Cr, V, при высоких
температурах выдерживают в атмосфере аммиака, в результате на их поверхности образуется
тонкий слой нитридов, придающий им высокую твердость - азотирование металлов):
t
2 NH3 + 2 Al = 2 AlN + 3 H2
нитрид алюминия
в) Водород в аммиаке может замещаться галогенами:
8 NH3 + 3 Cl2 = N2 + 6 NH4Cl
При действии хлора на концентрированный раствор хлорида аммония получается нитрид хлора
или хлористый азот:
NH4Cl + 3 Cl2 = NCl3 + 4HCl
NCl3 — тяжелая, маслянистая, взрывчатая жидкость, может образовываться :
NH3 + 3 Cl2 = NСl3 + 3 HCl.
Подобными свойствами обладает нитрид иода (йодистый азот) — NJ3, образующийся при
действии иода на аммиак в виде черного, нерастворимого в воде порошка. Во влажном состоянии
он безопасен, но высушенный взрывается от малейшего прикосновения, при этом выделяются
пары иода фиолетового цвета.
NH3 + 3 J2 = NJ3 + 3HJ
3. Аммиак - восстановитель:
а) окисляется кислородом воздуха:
-3
o
o
-2
4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O
б) каталитическое окисление (используется в процессе получения азотной кислоты)
Pt
o 7500C +2 -2
-3
-2
4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O
4. восстанавливает металлы:
Вследствие того, что при нагревании аммиак разлагается на азот и водород, он способен
восстанавливать оксиды многих металлов до свободных металлов:
t
3 CuO + 2 NH3 = 3 Cu + N2 + 3 H2O
t
4CuO + 2 NH4Cl = 3 Cu + CuCl2 + N2 + 4 H2O
t
Fe3O4 + 8 NH4Cl = FeCl2 + 2 FeCl3 + 8 NH3+ 4 H2O
4
5
5. Реакции присоединения:
а) с водой:
..
HNH
H
H
+
+ HOH
HNH +OH
H
+
NH3 + HOH
[ NH4] + OH
катион аммония
В катионе аммония — донорно-акцепторная связь.
Образование связи по донорно-акцепторному механизму в ионе аммония.
Электронная структура молекулы аммиака:
..
H :N: H
H
Два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая
пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если
на внешнем энергетическом уровне этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная 1Sорбиталь имеется, например, у иона водорода H+
Поэтому при взаимодействии молекулы аммиака NH3 c ионом водорода между ними
возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму: неподеленная пара электронов
атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NH4.+
H
H
+
H :N: + H
H
[
+
H N H]
H
В рассмотренном примере донор — азот, акцептор — водород.
Водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом
аммония.
Щелочная реакция в водных растворах аммиака возникает за счет непосредственного
захвата катионов водорода из молекул воды молекулами аммиака. Никаких других химических
форм, кроме молекул аммиака, катионов аммония и гидроксид-анионов, в водном растворе не
обнаружено.
О гидроксиде аммония приходится говорить лишь условно.
Катион аммония в пространстве представляет собой тетраэдр, в центре которого
находится атом азота, а по вершинам располагаются атомы водород
б) с кислотами (в этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода
кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав соли):
NH3 + HCl = NH4Cl — хлорид аммония (нашатырь)
NH3 + HNO3 = NH4NO3 — нитрат аммония
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4 — дигидроортофосфат аммония или однозамещенный
ортофосфат аммония.
в) с солями: AgCl +2 NH3 = [Ag(NH3)2]Cl - аммиакат хлорида серебра - AgCl .2 NH3
CuSO4+4 NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 -аммиакат сульфата меди - CuSO4. 4NH3
Применение аммиака.
Аммиак используется для получения солей аммония, азотной кислоты, азотизации
стальных изделий, в медицине, в быту как растворитель, в качестве хладагента в холодильных
установках.
5
6
г) с органическими веществами
Соли аммония, применение, свойства.
Соли аммония образуются при взаимодействии аммиака с кислотами.
NH3 + HCl = NH4Cl — хлорид аммония (нашатырь)
NH3 + HNO3 = NH4NO3 — нитрат аммония (аммиачная селитра)
2 NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 — сульфат аммония
2 NH3 + СO2 + H2O = (NH4)2CO3 — карбонат аммония
H2CO3
СO2 + H2O
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4 — дигидрофосфат аммония
2 NH3 + H3PO4 = (NH4)HPO4 — гидрофосфат аммония
3 NH3 + H3PO4 = (NH4)3PO4 — фосфат аммония
NH4Cl — хлорид аммония (нашатырь) применяется в красильном деле, в ситцепечатании, при
паянии и лужении, а также в гальванических элементах и медицине. Применение его при
паянии основано на том, что он способствует удалению с поверхности металла оксидных
пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении
сильно нагретого металла с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности
металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. Последние, будучи более
летучи, чем оксиды, удаляются с поверхности металла (смотри свойства аммиака —
реакции восстановления).
t
4CuO + 2 NH4Cl = 3 Cu + CuCl2 + N2 + 4 H2O
t
NH4Cl
NH3 + HCl
NH4NO3 — нитрат аммония (аммиачная селитра) применяется в качестве удобрения, кроме того,
образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы).
t
NH4NO3 = 2 N2O + 4 H2O
2 N2
O2
В состав аммоналов, кроме селитры, входят горючие материалы
(алюминий, углерод и
др.)
3 NH4NO3 + 2 Al = 3 N2 + Al2O3 + 6 H2O + Q
(NH4)2SO4 — сульфат аммония раньше применялся как азотное удобрение, сейчас снят с
производства, т.к. подкисляет почву и ухудшает ее структуру.
(NH4)2CO3 — карбонат аммония применяется в хлебопечении.
(NH2)2CO — карбамид или мочевина, применяется в сельском хозяйстве в качестве
высококонцентрированного азотного удобрения и как добавка к корму жвачных
животных. На его основе получают дешевые пластические массы.
Карбамид получают взаимодействием диоксида углерода с аммиаком под давлением:
CO2 + 2 NH3 = (NH2)2CO + H2O
NH4H2PO4, (NH4)2HPO4 — аммофосы применяются как ценные азотно-фосфорные удобрения.
6
7
Химические свойства солей аммония.
I. Общие с другими солями:
1. Сильные электролиты, в водном растворе диссоциируют на ионы :
NH4NO3
NH4 + + NO32. реагируют с кислотами:
(NH4)2CO3 + 2 HCl = 2 NH4Cl + CO2 + H2O
CO3 2- + 2H +
CO2 + H2O
2 NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2 HCl
3. реагируют с другими солями:
NH4Cl + AgNO3 = AgCl + NH4NO3
+
Ag + Cl = AgCl
(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2 NH4Cl
SO4 2- + Ba 2+ = BaSO4
II. специфические свойства:
1. при высокой температуре разлагаются (чем слабее кислота, тем быстрее разложение)
t
NH4Cl
NH3 + HCl
При охлаждении NH3 снова реагирует с HCl.
2. реагируют со щелочами - это качественная реакция на соли аммония. При этом
выделяется аммиак, который можно определить по запаху или посинению красной лакмусовой
бумажки).
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
NH4NO3 + KOH = KNO3 + NH3 + H2O
+
-
NH4 + OH = NH3 + H2O
Соли аммония подвергаются гидролизу: NH4Cl + HOH < = >NH3 + HCl + H2O
Производство аммиака.
Аммиак образуется при гниении органических веществ, содержащих азот.
В лаборатории его получают:
1. взаимодействием солей аммония со щелочами:
t
2 NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O
2. гидролизом нитридов и цианамидов:
Mg3N2 + 6 H2O = 3 Mg(OH)2 + 2 NH3
CaCN2 + 3 H2O = CaCO3 + 2 NH3
В промышленности аммиак получают методом Габера-Боша:
450-5500C, 10- 100 MПа
N2 + 3 H2
2 NH3
Fe, K2O, Al2O3
Сырьем для получения аммиака являются азот и водород. Азот получают из жидкого воздуха,
водород из метана:
t
t =10000 C
CH4 = C + 2 H2 CH4 + H2O = CO + 3 H2
7
8
10000C
CO + H2O = CO2 + H2
Fe2O3
Добавки оксидов калия и алюминия повышают активность и стабильность железного катализатора
(активаторы и промоторы).
В настоящее время синтез аммиака проводят в колоннах синтеза высотой до 20 м. Они
сконструированы из особых сортов стали, т.к. синтез проводят при высоких температуре и
давлении.
Чтобы материал, из которого изготовлена колонна, мог долгое время сохранять прочность
при таких условиях работы, в колонне синтеза между цилиндрической коробкой с катализатором
и корпусом колонны оставляют щель (зазор). Холодная азотоводородная смесь
турбокомпрессором подается в колонну синтеза через эту щель и предохраняет стенки от
чрезмерного нагревания. Внутри колонны есть также трубки теплообменника, между которыми в
катализаторную коробку подается азотоводородная смесь, которая подогревается за счет
выходящего по этим трубкам горячего циркуляционного газа (NH3, H2, N2), т.к. реакция
экзотермическая.
Азото-водородная смесь поступает в колонну синтеза сверху, проходит вниз в кольцевом
пространстве между стенками основного корпуса и катализаторной коробки и снизу вверх
поступает в межтрубное пространство теплообменника. Затем по центральной трубе проходит в
верхнюю часть катализаторной коробки, откуда поступает через слой катализатора сверху вниз и,
пройдя по трубам теплообменника, выходит снизу колонны синтеза.
Циркуляционный газ из колонны синтеза подается в холодильник, где охлаждается за счет
циркуляции воды. Затем смесь поступает в сепаратор, где аммиак сжижается и отправляется на
склад. Циркуляционный газ содержит 10-12% аммиака, поэтому, после его отделения, не
прореагировавшая смесь азота и водорода вновь отправляется в колонну синтеза.
Такой технологический процесс, в котором не прореагировавшие вещества отделяются от
продуктов реакции и вновь возвращаются в реакционный аппарат, называется циркуляционным.
Основные научные принципы производства аммиака.
1. Оптимальные условия:
а) температура t = 450-5500C (если t < 4500C, то процесс протекает медленно, если t >5500C, то
идет обратная реакция),
б) давление 10 -100 МПа (наибольшее распространение получили системы, работающие при
среднем давлении 30 МПа; в экономическом отношении они наиболее целесообразны),
в) применение катализатора (порошкообразное железо с примесью оксидов алюминия и калия)
Необходима тщательная очистка веществ, 1% серы полностью отравляет катализатор.
2. Использование теплообмена в теплообменнике и холодильнике.
3. Принцип циркуляции. (После реакции смесь газов охлаждается. Аммиак, содержащийся
в ней, конденсируется и отделяется, а не прореагировавшие азот и водород смешиваются со
свежей порцией газов и снова подаются на катализатор. Удаление аммиака из реакционной смеси
сдвигает равновесие реакции вправо. За счет этого принципа достигают более высокого выхода
аммиака и снижения давления.)
4. Непрерывность процесса.
5. Автоматизация производства (контрольно-измерительные приборы
следят за
температурой и давлением).
Оксиды азота.
Азот образует шесть оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5.
При непосредственном соединении азота с кислородом при t = 30000С - образуется только оксид
азота (II) NO. Остальные оксиды получаются косвенным путем.
N2O и NO — несолеобразующие оксиды, остальные солеобразующие.
8
9
N2O — несолеобразующий оксид, оксид азота (I) , закись азота, «веселящий газ» —
бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, мало растворим в воде (один объем
воды при температуре 200С растворяет 0,63 объема N2O). В больших количествах возбуждающе
действует на нервную систему, наступает состояние, близкое к алкогольному опьянению. В
небольших количествах притупляет болевую чувствительность, вследствие чего этот газ иногда в
смеси с кислородом применяют для наркоза.
При комнатной температуре N2O устойчив, однако при повышенных температурах
разлагается на азот и кислород; разложение идет тем быстрее, чем выше температура:
t
t
2 N2O = 2 N2 + O2; N2O+ H2 = N2+H2O;
N2O + Cu= Cu2O + N2; 5N2O + 2P = 5N2 + P2O5
Ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами оксид азота (I) N2O не реагирует.
N2O можно получить:
170 - 2000 C
а) разложением NH4NO3:
NH4NO3 = N2O + H2O
б) в результате реакции разбавленной азотной кислоты с активными металлами (по Zn
включительно в РСЭП):
10 HNO3 + 4 Mg = 4 Mg(NO3)2 + N2O
+ 5 H2O
NO — несолеобразующий оксид, оксид азота (II) или монооксид азота, бесцветный, трудно
сжижаемый газ, немного тяжелее воздуха, мало растворим в воде.
Оксид азота (II) можно получить:
1. из простых веществ.
электр. дуга
N2 + O2
2NO
2. в лаборатории получают взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью :
3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO
+ 4 H2 O
3. окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины:
Pt
4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O
4. NO выделяется при окислении золота или платины ―царской водкой‖ (смесь 1 объема
азотной и 3 объемов концентрированной соляной кислот). Такое ее действие объясняется
тем, что HNO3 окисляет HСl с выделением свободного хлора и образованием хлороксида
азота (III) или хлорида нитрозила NOCl (хлористого нитрозила):
+5
+3
HNO3 + HCl = Cl2 + 2 H2O + NOCl
Хлорид нитрозила NOCl промежуточный продукт и разлагается:
2 NOCl = 2 NO + Cl2
Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и объясняет высокую окислительную
способность царской водки.
Реакции окисления золота и платины протекают согласно уравнениям:
Au + HNO3 + 3 HCl = AuCl3 + NO + 2 H2O
3 Pt + 4 HNO3 + 12 HCl = 3 PtCl4 + 4NO + 8 H2O
Химические свойства
NO – несолеобразующий оксид.
1. легко окисляется кислородом воздуха:
2 NO + O2 = 2 NO2
9
10
2. Реагирует с водородом, восстанавливается с взрывом при нагревании равных
объемов NO и H2:
2 NO + 2 H2 = N2 + 2 H2O + Q
3. реагирует с хлором: 2 NO + Cl2 = 2 NOCl хлористый нитрозил;
4.
охлажд.
с диоксидом азота:
NO + NO2 = N2O3
t
5. с углеродом:
NO + С = N2+ СO2
N2O3 — оксид азота со степенью окисления +3, или азотистый ангидрид (ангидрид азотистой
кислоты). Смешанный оксид N2O3 = NO.NO2.
Сине-зеленая жидкость, которая
0
при t = 3,5 С разлагается на NO и NO2, а при охлаждении из них вновь образуется
N2O3.
охлаждение
N2O3
NO + NO2
В лаборатории N2O3 можно получить охлаждением газов, полученных при
взаимодействии 50 % HNO3 и оксида мышьяка (III):
2 HNO3 + As2O3 + 2 H2O
1. реагирует со щелочами:
2 H3AsO4 + NO + NO2
мышьяковая кислота
Химические свойства N2O3
N2O3 + 2 NaOH = 2 NaNO2 + H2O
нитрит натрия
2 . с водой:
N2O3 + H2O = 2 HNO2 — азотистая кислота
HNO2 относится к числу слабых кислот и известна только в сильно разбавленных растворах.
При увеличении концентрации раствора или при его нагревании азотистая кислота распадается:
2 HNO2 = NO + NO2 + H2O
Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3, т.е. является промежуточной. Поэтому
HNO2 проявляет свойства окислителя и восстановителя. Под действием восстановителей она
восстанавливается (обычно до NO), а в реакциях с окислителями - окисляется до HNO3
2 HNO2 + 2 KJ + H2SO4 = 2 NO + J2 + K2SO4 + 2 H2O
5HNO2+2KMnO4+3H2SO4 = 5HNO3 +2MnSO4 +K2SO4 +3 H2O
Соли азотистой кислоты — нитриты — хорошо растворимы в воде, кроме нитрита серебра.
NO2 — солеобразующий, кислотный, растворимый. Диоксид азота, оксид азота (IV), ―лисий
хвост‖ — бурый ядовитый газ, обладающий характерным запахом, ядовит, легко
сжижается в красно-бурую жидкость, при охлаждении бледнеет. При t = - 100 С
замерзает, образуя бесцветные кристаллы, состоящие из молекул N2O4 (димер).
N2O4
2 NO2.
Получение:
1. 2 NO + O2 = 2 NO2
2. Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
конц.
3. 2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2
+ O2
Химические свойства:
1. Взаимодействует с водой: 2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
Азотистая кислота HNO2 очень нестойкая и быстро разлагается:
10
11
2HNO2 = NO2 + NO + H2O
Поэтому практически взаимодействие NO2 с водой, особенно горячей, идет согласно уравнению:
3NO2 + H2O = 2 HNO3 + NO
В присутствии воздуха образующийся NO немедленно окисляется в NO 2, так что в этом случае
NO2 в конечном итоге полностью переходит в азотную кислоту:
4 NO2 + O2 + 2 H2O = 4 HNO3
2. Реагирует с щелочами:
2 NO2 + 2 NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
t
3. 2NO2 + 2 C = 2 CO2 + N2;
t
4. 2NO2 + 4Cu = 4CuO+ N2
N2O5 — оксид азота (ст. ок. +5), пентаоксид азота или азотный ангидрид — белые кристаллы,
разлагающиеся при комнатной температуре с выделением кислорода:
2 N2O5 = 4 NO2 + O2.
Поэтому N2O5 — сильный окислитель. Многие органические соединения
при соприкосновении с ним воспламеняются.
Получение :
2 HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2 HPO3
Химические свойства:
1. хорошо растворим в воде: N2O5 + H2O = 2 HNO3
2. реагирует со щелочами:
N2O5 + 2KOH = 2 KNO3 + H2O;
3. разлагается при нагревании: 2N2O5 = 4NO2 + O2
Азотная кислота и ее свойства.
HNO3 — бесцветная жидкость ( при хранении желтеет за счет разложения , т.к.
присутствует диоксид азота ), плотность 1,52 г/см, t кип. = 860 С, при t = -410 С затвердевает.
Смешивается с водой в любых соотношениях. Безводная ―дымит‖ на воздухе. В практике чаще
используется 63-65 % HNO3. При концентрации 69 % с водой образует азеотропную
(нераздельнокипящую) смесь. Относится к сильным кислотам, является сильным
окислителем.
Структурная формула HNO3:
O
H—O—N
O
H—O—N
или
O
O
Последняя формула показывает, что оба кислородных атома, связанных с азотом,
равноценны, они находятся на одинаковом расстоянии от атома азота. Атом азота образует с
двумя атомами кислорода по одной σ-связи и единую π-связь. В молекуле азотной кислоты атом
азота четырѐхвалентен, степень окисления на атоме азота +5.
Химические свойства азотной кислоты.
(разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот):
1. Азотная кислота является сильной кислотой, диссоциирует на ионы:
+
-
HNO3
H + NO3
Изменяет окраску индикаторов.
2. Реагирует с металлами:
а) концентрированная HNO3 взаимодействует со всеми металлами в РСЭП, кроме золота,
платины, палладия, ирридия, осмия, танталла с образованием соли металла, диоксида азота и
воды:
11
12
Zn + 4 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ag + 2 HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O
При обычной температуре концентрированная азотная кислота не действует на Са, Al, Cr, Fe,
т. к. пассивирует их, т. е. на их поверхности образуется защитная оксидная пленка, и реакция
прекращается.
б) разбавленная HNO3 реагирует с активными металлами (по Zn включительно в РСЭП) с
образованием соли металла, оксида азота (I) - N2 O и воды:
4 Mg + 10 HNO3 = 4 Mg(NO3)2 + N2O + 5 H2O
в) разбавленная HNO3 реагирует с малоактивными металлами (после Zn в РСЭП) с
образованием соли металла, оксида азота (II) — NO и воды :
Fe + 4 HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O
3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
3 Ag + 4 HNO3 = 3 AgNO3 + NO + 2 H2O
г) очень разбавленная HNO3 реагирует с активными металлами (по Zn включительно в
РСЭП) с образованием соли металла, нитрата аммония, или аммиака, или азота и воды :
4 Mg + 10 HNO3 = 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
4 Zn + 9 HNO3 = 4 Zn(NO3)2 + NH3 + 3 H2O
5 Mg + 12 HNO3 = 5 Mg(NO3)2 + N2 + 6 H2O
2. реагирует с основными оксидами:
CuO + 2 HNO3 = Cu (NO3)2 + H2O
CuO + 2 H+ = Cu2+ + H2O
MgO + 2 HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
3. реагирует с основаниями:
Fe(OH)3 + 3 HNO3 = Fe(NO3)3 + 3 H2O
Fe(OH)3 + 3 H + = Fe 3+ + 3 H2O
Cu(OH)2 + 2 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 H2O
4.
реагирует с солями более слабых и более летучих кислот
Na2CO3 + 2 HNO3 =2 NaNO3 + H2O + CO2
CO3 2- + 2 H+ = H2O + CO2
5. реагирует с неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:
а) концентрированная HNO3 восстанавливается до NO2:
S + 6 HNO3 = H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
B + 3 HNO3 = H3BO3 + 3 NO2
б) разбавленная HNO3 обычно восстанавливается до NO:
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O = 3 H3PO4 + 5 NO
S + 2 HNO3 = H2SO4 + 2 NO
6. концентрированная HNO3 при нагревании и под действием света разлагается:
t, свет
4 HNO3 = 2 H2O + 4 NO2 + O2
7. азотная кислота окисляет и сложные вещества :
3 PbS + 8 HNO3 = 3 Pb(NO3)2 + 3 S + 2 NO + 4 H2O
разбавл.
PbS + 8 HNO3 = PbSO4 + 8 NO2 + 4 H2O
конц.
12
13
8. реагирует с органическими соединениями
Соли азотной кислоты (нитраты).
Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты щелочных металлов, кальция и
аммония называются селитрами:
NaNO3 — натриевая, чилийская селитра; применяется как азотное удобрение, для получения
азотной кислоты, приготовления дымного пороха.
KNO3 — калийная, индийская селитра; образуется в природе при гниении животных отбросов
в присутствии поташа (K2CO3); применяется как ценное азотно-калийное
удобрение, для получения черного пороха (смесь 75% KNO3 , 15% С и 10%S).
NH4NO3 — аммиачная селитра.
Получение нитратов: нитраты образуются при взаимодействии:
1)
металлов, основных оксидов, оснований, аммиака и некоторых солей с
азотной кислотой,
2)
оксида азота (IV) со щелочами.
Все нитраты — твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Химические свойства нитратов.
1) При нагревании разлагаются с выделением кислорода. Продукты разложения могут
быть разными в зависимости от положения металла соли в РСЭП:
левее Mg
MeNO2 + O2
Mg — Cu
MeNO3
MeO + NO2 + O2
правее Cu
Me + NO2 + O2
t
2 NaNO3
2 NaNO2 +
нитрит натрия
O2
t
2 Сu(NO3)2
2 CuO + 4 NO2 + O2
t
2 AgNO3
2 Ag + 2 NO2
+ O2
t
NH4NO3
NO2 + 2 H2O
2) раскаленный уголь сгорает в расплавленной селитре - качественная реакция:
t
2 KNO3 = 2 KNO2 + O2
C + O2 = CO2
_
3) азотная кислота и ее соли содержат нитрат-ионы NO3
Для определения нитрат-ионов в пробирку помещают исследуемое вещество, добавляют
медные стружки, приливают концентрированную серную кислоту и нагревают - качественная
реакция на нитрат-анион:
NaNO3 + H2SO4
NaHSO4 + HNO3
t
Cu + 4 HNO3
Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Выделение газа оксида азота (IV) NO2 бурого цвета свидетельствует о наличии нитратионов NO313
14
Производство азотной кислоты .
1. В конце XVIII века HNO3 получали вытеснением ее из нитратов концентрированной серной
кислотой :
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3
конц. пары
t
2 NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2 HNO3
конц.
2. В 1905 году стал использоваться электродуговой способ :
30000 C
N2 + O2 = 2 NO - Q
2000 C
2 NO + O2
2 NO2 +
1 MПа
200 С, 1-5 МПа
Q
4 NO2 + O2 + 2 H2O
4 HNO3 + Q
Таким способом HNO3 получают в Норвегии, т.к. там самая дешевая электроэнергия.
3. Аммиачный способ.
750 - 8000 C
4 NH3 + 5 O2
4 NO + 6 H2O
Pt - Rh ( платино - родиевый катализатор)
+Q
Аммиачно-воздушная смесь поступает в контактный аппарат. В качестве катализатора
используется платино-родиевые сплавы в виде сетки, сплетенной из тонких нитей. Т.к. реакция
экзотермическая, то необходимая температура поддерживается за счет выделяемой теплоты.
Подогревание требуется только перед пуском аппарата.
Выходящие из контактного аппарата газы (примерно 11% NO) направляются на
охлаждение в котел-утилизатор. Здесь производится водяной пар за счет использования теплоты
газовой смеси.
Превращение NO в NO2 и растворение последнего в воде осуществляется в
поглотительной башне. Для увеличения площади соприкосновения газа с водой башня заполнена
фарфоровыми кольцами. Вода поступает в башню сверху, а NO2 снизу ( принцип противотока ).
Процессы сопровождаются понижением объема системы, поэтому их протеканию способствует
повышенное давление.
200 C, 1 MПа
2 NO + O2
2 NO2 + Q
200 С, 1-5 МПа
4 NO2 + O2 + 2 H2O
4 HNO3 + Q
Если давление на последней стадии 1 МПа, то получается разбавленная азотная кислота
(до 50%), если давление 5 МПа, то получается концентрированная кислота (98%).
Разбавленная азотная кислота идет на производство азотных удобрений, а
концентрированная на производство красителей, лекарственных и взрывчатых веществ.
14