Азот способы получения уравнения

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 3 :

N — 2s 2 2p 3
P — 3s 2 3p 3
As — 4s 2 4p 3
Sb — 5s 2 5p 3
Bi — 6s 2 6p 3

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.

Соли аммония

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

Реакции с солями

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

Оксид азота III — N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂ — ). Реагирует с водой, основаниями.

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при разложении нитратов.

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Азот и его соединения

Азот — элемент 2-го периода V А-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [₂He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние N v считается относительно устойчивым.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH₄ и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот N₂

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O₂).

Главная составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H₂O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N₂, реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F₂O₃, FeO, в лаборатории при Pt )

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая 15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие N₂ и H₂ возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O₂ = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

Аммиак NH₃

Бинарное соединение , степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)₃] (sp 3 -гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH₃ донорской пары электронов на sp 3 -гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH₄. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H₂O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и 99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -3 ) и окислительные (за счет H +1 ) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg₂(NO3)₂.

Промежуточный продукт при синтезе HNO₃ и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH_3(г) ↔ N₂ + 3H₂NH_3(г) + H₂O ↔ NH_{3 *} H₂O _(р)↔ NH₄ + + OH —
NH_3(г) + HCl_(г) ↔ NH₄Cl_(г) белый «дым»
4NH₃ + 3O₂ (воздух) = 2N₂ + 6 H₂O (сгорание)
4NH₃ + 5O₂ = 4NO+ 6 H₂O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3 H₂O (500˚C)
2 NH₃ + 3Mg = Mg₃N₂ +3 H₂ (600 ˚C )NH_3(г) + CO_2(г) + H₂O = NH₄HCO₃ (комнатная температура, давление)
Получение. В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью: Ca(OH)₂ + 2NH₄Cl = CaCl₂+ 2H₂O +NH₃Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиака NH₃ *H₂O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH₃ и H₂O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH₄ и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3 -гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N -3 ) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH₃ *H₂O и лишь 0,4% ионов NH₄ OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH₄ OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH₃ H₂O (конц.) = NH₃↑ + H₂O (кипячение с NaOH)
NH₃ H₂O + HCl (разб.) = NH₄Cl + H₂O
3(NH₃ H₂O) (конц.) + CrCl₃ = Cr(OH)₃↓ + 3 NH₄Cl
8(NH₃ H₂O) (конц.) + 3Br₂₍_p₎ = N₂↑ + 6 NH₄Br + 8H₂O (40-50˚C)
2(NH₃ H₂O) (конц.) + 2KMnO₄ = N₂↑ + 2MnO₂↓ + 4H₂O + 2KOH
4(NH₃ H₂O) (конц.) + Ag₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O
4(NH₃ H₂O) (конц.) + Cu(OH)₂ + [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O
6(NH₃ H₂O) (конц.) + NiCl₂ = [Ni(NH₃)₆]Cl₂ + 6H₂O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

Оксиды азота

Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N₂О₂ со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами . весьма реакционноспособная смесь NO и NO₂ («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O₂(изб.) = 2NO₂ (20˚C)
2NO + C(графит) = N₂ + CО₂ (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) = 5N₂ + 2P₂O₅ (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N₂ + 2 Cu₂O (500- 600˚C)
Реакции на смеси NO и NO₂:
NO + NO₂ +H₂O = 2HNO₂(p)
NO + NO₂ + 2KOH(разб.) = 2KNO₂ + H₂O
NO + NO₂ + Na₂CO₃ = 2Na₂NO₂ + CО₂ (450- 500˚C)
Получение в промышленности: окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO₃ + 6Hg = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4 H₂O
или восстановлении нитратов:
2NaNO₂ + 2H₂SO₄ + 2NaI = 2NO↑ + I₂↓ + 2 H₂O + 2Na₂SO₄

Диоксид азота NO₂

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO₂ и HNO₃ (кислота для N 4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO₂, на холоду жидкий бесцветный димер N₂О₄ (тетраоксид диазота). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO₂ ↔ 2NO + O₂
4NO₂(ж) + H₂O = 2HNO₃ + N₂О₃ (син.) (на холоду)
3 NO₂ + H₂O = 3HNO₃ + NO↑
2NO₂ + 2NaOH(разб.) = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O
4NO₂ + O₂+ 2 H₂O = 4 HNO₃4NO₂ + O₂ + KOH = KNO₃ + 2 H₂O
2NO₂ + 7H₂ = 2NH₃ + 4 H₂O (кат. Pt, Ni)
NO₂ + 2HI(p) = NO↑ + I₂↓ + H₂O
NO₂ + H₂O + SO₂ = H₂SO₄ + NO↑ (50- 60˚C)
NO₂ + K = KNO₂6NO₂ + Bi(NO₃)₃ + 3NO (70- 110˚C) Получение: в промышленности — окислением NO кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO₃ (конц.,гор.) + S = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O
5HNO₃ (конц.,гор.) + P (красный) = H₃PO₄ + 5NO₂ ↑ + H₂O
2HNO₃ (конц.,гор.) + SO₂ = H₂SO₄ + 2 NO₂ ↑

Оксид диазота N₂O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N₂O + C = CO₂ + 2N₂ (450˚C)
N₂O + Mg = N₂ + MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH₄NO₃ = N₂O + 2 H₂O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N₂O₃

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO₂, формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C на 90% разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO₂ («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N₂O₃ – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO₂ , при нагревании реагирует иначе:
3N₂O₃ + H₂O = 2HNO₃ + 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO_2, например NaNO₂.
Получают взаимодействием NO c O₂ (4NO + 3O₂ = 2N₂O₃) или с NO₂ (NO₂ + NO = N₂O₃)
при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота N₂O₅

Бесцветное, твердое вещество, O₂N – O – NO₂, степень окисления азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO₂ и O₂. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃
или окислением NO₂ озоном при -78˚C:
2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

_{Азотная кислота}

Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO₂. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакции на ион NO₂ — обесцвечивание фиолетового раствора MnO₄ и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнение важнейших реакций:
2KNO₂(т) + 2HNO₃(конц.) = NO₂↑ + NO↑ + H₂O + 2KNO₃2KNO₂ (разб.)+ O₂(изб.) → 2KNO₃ (60-80 ˚C) KNO₂ + H₂O + Br₂ = KNO₃ + 2HBr
5NO₂ — + 6H + + 2MnO₄ — (фиол.) = 5NO₃ — + 2Mn 2+ (бц.) + 3H₂O
3 NO₂ — + 8H + + CrO₇ 2- = 3NO₃ — + 2Cr 3+ + 4H₂O
NO₂ — (насыщ.) + NH₄ + (насыщ.)= N₂↑ + 2H₂O
2NO₂ — + 4H + + 2I — (бц.) = 2NO↑ + I₂(черн.) ↓ = 2H₂O
NO₂ — (разб.) + Ag + = AgNO₂ (светл.желт.)↓
Получение в промышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO₃ + Pb = KNO₂ + PbO (350-400˚C)
KNO₃ (конц.) + Pb(губка) + H₂O = KNO₂+ Pb(OH)₂↓
3 KNO₃ + CaO + SO₂ = 2 KNO₂ + CaSO₄ (300 ˚C)

Hитрат калия KNO₃Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо-эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO₂, в щелочной среде до NH₃). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

KNO₃ + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH₃↑ + 2H₂O + KOH (80 ˚C)

KNO₃ + Pb = KNO₂ + PbO (350 — 400 ˚C)

Азот — характеристика элемента, физические и химические свойства простого вещества. Аммиак, соли аммония.
Азотная кислота — строение и химические свойства

Источник

Азот способы получения уравнения

1.3.1. Химические способы получения азота