Аммиак подготовка к егэ по химии - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH₄Cl + Са(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃+ 2Н₂O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca₃N₂ + 6H₂O → ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃

2NH₃ + H₂O + CO₂ → (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄+ 2NH₃ + 2H₂O → Fe(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃ + CuCl₂ → [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃ + Cu(OH)₂ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂+ 6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃+ 2Na → 2NaNH₂ + H₂

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃ + 3Cl₂ → N₂+ 6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂+ 6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃+ 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Источник

Задание:
изучите
материал, напишите уравнения реакций по схемам, расставьте коэффиценты.

Аммиак
—
NH₃

1. Строение молекулы

— структура треугольной пирамиды;

— атом азота в sp³-гибридизации;

— одна неподеленная электронная пара на атоме азота;

— химическая связь ковалентная полярная, в жидком
состоянии между молекулами водородные связи;

— с.о. на атоме азота = -3.

2.
Физические свойства

Бесцветный
газ с резким запахом («нашатырного спирта»), в 14,5 раз легче воздуха, очень
хорошо растворимый в воде (в 1 V Н₂О – 700 V NH₃ при
комн. t)

Аммиачная вода — 18,5 – 25%-ный раствор

Нашатырный спирт – 3 – 10%-ный

3. Получение

В
промышленности – синтез из простых веществ (обратимая,
экзотермическая, каталитическая)

Азот +
водород ®

Сырье — азотоводородная
смесь
(азот – фракционная перегонка жидкого воздуха, водород – конверсия метана(из
природного газа)) подвергают тщательной очистке

Условия:р=25*10⁶
Па (300 атм.), Т=450-500 ⁰С, кат. – губчатое Fe, Pt.

Давление
азотоводородной смеси создается при помощи турбокомпрессора. Реакцию проводят в
колене синтеза. Теплоту, выделяющуюся при реакции используют для прогревания
смеси азота и водорода (принцип теплообмена).

Образующиеся NH₃ и
непрореагировавшие газы поступают в холодильник (NH₃сжижается)
=> сепаратор
(отделяется от непрореагировавших газов) ==> склад готовой продукции.

Оставшаяся смесь с
помощью циркуляционного компрессора с новой порцией сырья в колонну синтеза (принцип
циркуляции) (h(NH₃) = 95%).

В
лаборатории – нагревание солей аммония со щелочью

Хлорид аммония +
гидроксид кальция ®

Собирают методом
вытеснения воздуха в перевернутый сосуд, доказательство наличия (посинение
влажной индикаторной бумаги, по запаху, «дым без огня»)

4. Химические
свойства

1) с водой

NH_3(г) + H₂O ↔ NH₃
* H₂O _(р)↔ NH₄⁺+ OH^–

слабое
основание, среда
раствора – щелочная, изменяет окраску индикаторов

2) с кислотами ® соли аммония (хим.связь образуется по донорно-акцепторному
механизму)

NH₃
+ соляная кислота ® NH₃ +
серная кислота ®

NH₃
+ серная кислота(изб) ® NH₃ + СО₂
+ Н₂О ®

NH₃
+ СО_2(изб) + Н₂О ® NH₃
+ фосфорная к-та ®

NH₃
+ уксусная кислота ® NH₃ +
уксусная к-та ®(при
t)

3) c
кислородом

NH₃
+ кислород ®
(сгорание)

NH₃
+ кислород ®
(каталитическое окисление, кат Pt)

4)
восстанавливает малоактивные металлы из их оксидов при нагревании

аммиак
+ оксид меди (II) ®

5) с
растворами солей, если образуется ¯

Аммиак
+ вода + сульфат железа (III) ®

Аммиак
+ вода + хлорид хрома (III) ®

6)
комплексообразование (донорно-акцепторн мех-зм)

Сульфат
меди (II) + аммиак ®

Гидроксид
меди (II) + аммиак ®

Нитрат
серебра + аммиак + вода ®

Хлорид
серебра + аммиак ®

6) с
различными окислителями – восстановительные свойства

(чаще до N₂)

Аммиак
+ хлор ®

Аммиак
+ пероксид водорода ®

Аммиак
+ перманганат калия ®

7) с
активными металлами ® амиды или нитриды

NH₃
+ Na ®
NaNH₂ + H₂O

NH₃
+ Mg®
Mg₃N₂ + H₂O

Амиды и нитриды
легко гидролизуются

NaNH₂ + H₂O ®

Mg₃N₂
+ H₂O ®

с
углекислым газом ®
карбамид или мочевина

NH₃ + СО₂ ® (NH₂)₂СО
+ H₂O

9) с
органическими веществами

+
карбоновые кислоты ®

+
спирты ®

+
галогеналканы ®

+
хлорбензол ®

+
хлоруксусная кислота ®

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

6. Применение

Промежуточный продукт при синтезе азотной
кислоты и солей аммония. Применяется в производстве соды,
азотных удобрений (аммиачная селитра – NH₄NO₃.мочевины (NH₂)₂СО
и др), красителей, взрывчатых веществ, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона), в медицине, в быту. Жидкий аммиак в качестве хладагента в промышленных холодильных установках,
в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

Азот – элемент 2-го периода V А-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [₂He]2s²2p³, характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 — N₂O₅, NO₃, NaNO₃, AgNO₃

+4 — NO₂

+3 – N₂O₃, NO₂, HNO₂, NaNO₂, NF₃

+2 — NO

+1 – N₂O

0 — N₂

-3 — NH₃, NH₄, NH₃ * H₂O, NH₂Cl, Li₃N, Cl₃N.

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:

N₂ + 3F₂= 2NF₃, N₂ + O₂↔ 2NO

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 )

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + 92 кДж

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 N₂и H₂возвращают 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:

N^-3H₄N⁺³O_2(T) = N₂⁰ + 2H₂O (60-70)

NH₄Cl(p) + KNO₂(p) = N₂⁰↑ + KCl +2H₂O (100˚C)

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] (sp³-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH₃ донорской пары электронов на sp³-гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH₄.

ammiak

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 (NaOH + CaO):
NH₄Cl NH₃Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота (см.) 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 NH₃N .. HOH. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH₄и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэндрическое строение     (sp³-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 NH₄OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH₃H₂O (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).

Источник

В этой статье изучаем важнейшее соединения азота — аммиак, который имеет огромное значение как в промышленности, так и для живых организмов.

Аммиак представляет собой соединение азота и водорода с формулой NH3; это простейший гидрид пниктогена, представляет собой бесцветный газ с
характерным резким запахом.

Его молекулу образуют три атома водорода и один атом азота, которые образуют ковалентную полярную связь; жидкий аммиак же образован при помощи водородных связей.

Аммиак, как ни странно, входит в состав облаков Юпитера, является конечным продуктом распада аминокислот, и по причине своих ядовитых свойств быстро превращается в нашем организме в мочевину, или карбамид, (NH₄)₂CO; растения из семейства Бобовых при помощи симбиотических взаимоотношений с бактериями рода Rhizobium (клубеньковые бактерии) имеют способность фиксировать атмосферный азот, превращая его в аммиак.

И, немного истории: аммиак был открыт в 1774 году Д. Пристли, который дал ему название «щелочной воздух», а в 1785 году К. Бертолле открыл миру состав аммиака, и с того момента начались исследования по его синтезу, так как аммиак был необходим для получения соединений азота.

Вплоть до конца 19 века основным источником добычи азота была чилийская селитра (NaNO₃), и ее запасы медленно, но верно истощались.

И в 1909 году немецкий химик Ф. Габер, вместе с К. Бошем и А. Митташем впервые использовал метод, который дал миру неиссякаемые источники получения аммиака из азота и водорода, за что в 1918 году был удостоен Нобелевской премии.

Ну а теперь, возвращаемся к подготовке к ЕГЭ)

Я составила таблицу, которая поможет тебе удобно и быстро выучить химические свойства и получение аммиака в реакциях.

P.S. Кстати, качественной реакцией на ионы аммония (
NH₄⁺), если ты вдруг захочешь получить аммиак в лаборатории, является щелочь, например, Ca(OH)2, так как выделяется чистый NH₃ (аммиак окрашивает влажную лакмусовую бумажку в синий цвет,а влажную фенолфталеиновую бумажку- в красный цвет).

Таблица 1

1) Получение	1) В лаборатории	1) 2NH₄Cl + Ca(OH)₂= CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O
2) В промышленности	1) Метод Габера — Боша (450 С, kat = Pt или губчатое железо): N₂ + 3H₂= 2NH₃ 2) Метод Франка — Каро (1000 С, цианамидный способ): CaCO₃ + N₂ + 4C = CaCN₂ + 3CO CaCN₂+ 3H₂O = CaCO₃+ 2NH₃ + 75 кДж (t > 100 C, kat = C,P)
2) Химические свойства	1) Основные свойства	С оксидами: NH₃ + H₂O = NH₃ ∙ H₂O (нашатырный спирт) 2NH₃ + CO₂ + H₂O = NH₄HCO₃2NH₃ + CO₂= (NH₄)₂CO (карбамид) + H₂O (130-140 С, 100 атм) NH₃ + CO = HCN + H₂O 6NH₃ + P₂O₅ + 3H₂O = 2(NH₄)₃PO₄4NH₃ + P₂O₅ + 3H₂O = 2(NH₄)2HPO4 2NH₃ + SO₂ + H₂O = (NH₄)₂SO₃ С кислотами: NH₃ + HCl (p) = NH₄Cl 2NH₃ + H₂SO₄= (NH₄)₂SO₄NH₃ + H₂SO₄= NH₄HSO₄NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃3NH₃+ H₃PO₄ = (NH₄)₃PO₄ С солями тяжелых металлов: NH₃ + H₂O + FeSO₄ = Fe(OH)₂+ (NH₄)₂SO₄4NH₃+ CuSO₄ = [Cu(NH₃)₄]SO₄
2) Окислительные свойства	NH₃+ 2Na = NaNH₂ (амид) + H₂NH₃+ 2Li = LiNH₂(200 C, kat) NH₃+ Me (расплав) = 2Me₃N (нитриды; t, Me = Ca, Ba, Mg, Sr) 2NH₃+ 2Al = 2AlN + 3H₂2NH₃+ 3Me = Me₃N₂ (850 C, Me = Zn, Fe, Cr)
3) Восстановительные свойства	С оксидами: 4NH₃+ 6NO = 5N₂ + 6H₂O 2NH₃+ 3H₂O₂ = N₂+ 6H₂O NH₃+ CuO = 3Cu + N₂+ 3H₂O (600 C) 2NH₃+ 6MnO₂= N₂ + 3Mn₂O₃+ 3H₂O (500 C) С неметаллами: 8NH₃+ 3Cl₂ = N₂ + 6NH₄Cl (сгорание) 4NH₃+ 3F₂= NF₃ + 3NH₄F (140 C, kat =Cu) 4NH₃+ 3O₂ = 2N₂+ 6H₂O (сгорание) 4NH₃+ 5O₂= 4NO + 6H₂O

Аммиак. Примеры решения задач с объяснениями.

Источник

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 ns²np³:

N — 2s²2p³
P — 3s²3p³
As — 4s²4p³
Sb — 5s²5p³
Bi — 6s²6p³

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.

Получение

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

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Химические свойства

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.

Реакция с металлами

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

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

Реакция с неметаллами

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

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

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

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

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

Реакция с водой

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

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)

Восстановительные свойства

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.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

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

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

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

Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

Реакции с щелочами

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

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

Реакция гидролиза

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

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

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:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II — NO

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

Получение

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

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

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

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

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

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III — N₂O₃

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

Получение

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.

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO↑

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

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

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

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

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Окислительные свойства

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

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

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

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

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.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

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

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

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

Курс

Меня зовут Быстрицкая Вера Васильевна.
Я репетитор по Химии

Вам нужны консультации по Химии по Skype?
Если да, подайте заявку. Стоимость договорная.
Чтобы закрыть это окно, нажмите «Нет».

АММИАК NH₃ — бесцветный газ с чрезвычайно острым, характерным, вызывающим слезы запахом

Схема производства аммиака включает следующие стадии:

Вспомогательный материал: катализатор (пористое железо)

1. Основной химический процесс: азотоводородную смесь получают парокислородной конверсией метана:

СН4 + Н2O(г) ↔ СО + ЗН2 — 207 кДж

2СН4+ O2 ↔ 2СО + 4Н2 + 70 кДж

СО + Н2O(г) ↔ СO2 + Н2 + 42 кДж

Газы реагируют при 450—500 °С в присутствии катализатора под давлением 15-106 Па с образованием 10—20% аммиака:

N2 + ЗН2 ↔ 2NН3 + 92 кДж

Данная реакция:

обратимая
экзотермическая
каталитическая
гетерогенная (катализатор – твердое вещество)

Оптимальные условия:

температура 400-500 0С
давление 15-30 МПа
катализатор – порошкообразное железо с примесью оксидов алюминия и калия

ПРОИЗВОДСТВО СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

H2SO4 -бесцветная маслянистая жидкость без запаха плотностью 1,83 г/см3

Пагубно действует на растительные и животные ткани, отнимая от них воду, вследствие чего они обугливаются.

С водой смешивается во всех соотношениях, причём при разбавлении соединения водой происходит сильное разогревание, сопровождающееся разбрызгивание жидкости.

Одна из самых сильных кислот. В водных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

H2SO4 = 2 Н+ + SO42-

Раствор оксида серы (+6) SO3 в серной кислоте называется олеумом H2SO4∙SO3

S(самородная сера)
H2S(сероводород)
Cu2S, ZnS, PbS (цветные металлы)
CaSO4*2H2O (гипс)
FeS2 (пирит) – содержание серы 54,3%.

Вспомогательные материалы:

серная кислота (98%), катализатор — оксид ванадия (V).

ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ СХЕМА ПРОИЗВОДСТВА

I СТАДИЯ

Обжиг сырья (пирита) и получение оксида серы SO2.

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

(минерал пирит)

Условия

1. Воздух, обогащенный кислородом.

2. t=8000 , теплота экзотермической реакции отводиться.

3. «Кипящий» слой (принцип противотока — увеличение площади соприкосновения).

4. Время обжига — несколько секунд, процесс непрерывный

ПОДГОТОВКА СЫРЬЯ ДЛЯ II СТАДИИ

Прежде чем приступить ко II стадии SO2 очищают от пыли:

Циклон – от крупных частиц пыли.

Электрофильтр – от мелких частиц пыли

Осушить в сушильной башне – поглощается газ концентрированной серной кислотой

Нагреть до t=4000 в теплообменнике

ПРИНЦИПЫ II СТАДИИ (контактный аппарат)

2 SO2 + O2 ↔ 2 SO3 + Q

1. Понижение температуры от 6000С до 4000С.

2. Повышение давления

3. Катализатор V2O5 на керамике.

4. Окисление в «кипящем слое» катализатора.

5. Противоточное движение.

6. Теплообмен.

III СТАДИЯ: ПОГЛОЩЕНИЕ СЕРНОГО ГАЗА (ПОГЛОТИТЕЛЬНАЯ БАШНЯ)

SO3+H2O=H2SO4+Q (t до 300оС)

1. Противоток газа и кислоты

2. Увеличивают площадь соприкосновения (керамические кольца Рашига)

3. Отводят продукты реакции

4. Орошают 98% серной кислотой, образуется олеум (раствор SO3 в H2SO4)

ТРАНСПОРТИРОВКА И ХРАНЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Транспортируют в железнодорожных и автоцистернах из кислотостойкой стали

Хранят в герметически закрытых емкостях из полимера или нержавеющей стали, покрытой кислотоупорной плёнкой

ПОТРЕБЛЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

1. Производство минеральных удобрений.

2. Производство сульфатов (солей серной кислоты).

3. Производство синтетических волокон.

4. Черная и цветная металлургия.

5. Производство органических красителей.

6. Спирты, кислоты, эфиры(орг. вещества).

7. Пищевая промышленность(патока, глюкоза), эмульгатор (загуститель) Е513.

8. Нефтехимия(минеральные масла).

9. Производство взрывчатых веществ.

ЭКОЛОГИЧЕСКИЙ УЩЕРБ ПРОИЗВОДСТВА

При аварийных выбросах в атмосферу попадают соединения серы: SO2;SO3; H2S; H2SO4; Fe2O3(пыль)

ПОСЛЕДСТВИЯ: «закисление» почв и водоёмов, «металлизация» атмосферы

РЕШЕНИЕ ЭКОЛОГИЧЕСКИХ ПРОБЛЕМ:

1. Непрерывность технологического процесса;

2. Комплексное использование сырья;

3. Совершенствование технологического оборудования.

ПРОИЗВОДСТВО МЕТАНОЛА

Сегодня исходный синтез-газ (сингаз) для синтеза метанола получают в результате конверсии (превращения) углеводородного сырья:

природного газа, коксового газа, жидких углеводородов (нефти, мазута, легкого каталитического крекинга) и твердого топлива (угля, сланцев).

Исходный газ для синтеза метанола можно получить почти из всех видов сырья, которые используют при получении водорода, например в процессах синтеза аммиака. Поэтому производство метанола часто базируется на тех же сырьевых ресурсах, что и производство аммиака и поэтому является составной частью основного химического производства.

Примером такого смешанного производства являются ОАО «Невинномысский Азот», расположенное в г. Невинномысске (Ставропольский край) и НПО «Азот» в г. Новомосковске.

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАНОЛА ИЗ СИНТЕЗ-ГАЗА.

1 стадия:

Конверсия природного газа в синтез-газ:

СН4 +Н2О = СО + 3Н2

метан синтез-газ

2 стадия:

Каталитический синтез метанола из монооксида углерода и водорода

Сырьем для синтеза метанола служит синтез-газ (CO + H2), обогащенный водородом:

Процесс осуществляют на цинк-хромовых и медьсодержащих катализаторах.

На отечественных производствах метанола в основном используют активный цинк-хромовый катализатор (3ZnO-ZnCr2О4) при 380—4000C и давлении 20 – 30 МПа.

Выбирая оптимальный температурный режим и величину давления, необходимо учитывать возможность образования побочных соединений: метана, высших спиртов, кислот, альдегидов, кетонов и эфиров.

Эти реакции обусловливают бесполезный расход синтез-газа и удорожают очистку метанола.

Таким образом, промышленный синтез метилового спирта включает три основные стадии:

1. получение смеси окиси углерода и водорода (синтез-газ);

2. получение метилового спирта-сырца;

3. выделение и очистка метилового спирта (ректификация).

Источник

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения аммиака

Химические свойства аммиака

Общая характеристика элементов Va группы

Основное и возбужденное состояние азота

Природные соединения

Аммиак

Соли аммония

Оксид азота I — N2O

Оксид азота II — NO

Оксид азота III — N2O3

Оксид азота IV — NO2

Оксид азота I — N₂O

Оксид азота III — N₂O₃

Оксид азота IV — NO₂