Бесцветный прозрачный газ, основной компонент атмосферы. Жидкий азот имеет температуру -196



Скачать 38.57 Kb.
Дата02.05.2016
Размер38.57 Kb.
Азот
1. Простое вещество

N2 - бесцветный прозрачный газ, основной компонент атмосферы. Жидкий азот имеет температуру -196оС и используется для глубокого охлаждения.

Жидкий азот хранят в сосудах Дьюара. Эти сосуды устроены по принципу термоса, поэтому азот в них долго сохраняется в жидком состоянии.

В молекуле азота - тройная связь. Разорвать ее трудно, поэтому азот, несмотря на статус типичного неметалла, 3-го по электроотрицательности после F и О, в виде простого вещества очень инертен.

Азот способен реагировать как окислитель с активными металлами (щелочными, щелочноземельными, некоторыми другими), водородом. Как восстановитель азот взаимодействует с кислородом и фтором. Реакция с кислородом обратима, в ней образуется не высший оксид азота, а NO. Она протекает (в небольшой степени) в атмосфере при грозовых разрядах:
2. Оксиды азота

Азот образует 5 оксидов:

N2O (бесцветный газ, несолеобразующий, в воде нерастворим),

NO (бесцветный газ, несолеобразующий, в воде нерастворим),

N2O3 (синяя жидкость, разлагающаяся выше 0оС на NO и NO2, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотистой кислоты),

NO2 (бурый газ, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотистой и азотной кислоты),

N2O5 (белые кристаллы, очень сильный окислитель, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотной кислоты).

Получение NO:

1) Взаимодействие азота с кислородом в электрическом разряде или при сильном нагревании:

N2 + O2 2NO

Плохой способ, т.к. реакция протекает в крайне небольшой степени.

2) Каталитическое окисление аммиака

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

Именно этот способ используется в промышленности.

3) Взаимодействие азотной кислоты средней концентрации (30%) с неактивными металлами

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

Получение NO2:

1) Окисление NO при обычных условиях кислородом воздуха

2NO + O2 = 2NO2

Это одна из стадий промышленного производства азотной кислоты.

2) Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NО2 + 2H2O


3. Кислоты азота

Азотистая кислота HNO2 - слабая и неустойчивая. При нагревании или концентрировании разлагается:

2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Благодаря азоту в степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азотная кислота HNO3 - сильная. Очень сильный окислитель за счет азота в степени окисления +5.

Реакции металлов с азотной кислотой могут приводить, в зависимости от ее концентрации и от активности металла, к разным продуктам восстановления N+5. В большинстве случаев выделяется смесь продуктов (идут несколько параллельных реакций), и выделить один из них как преобладающий можно лишь условно.

Cu + 4HNO3конц. = Cu(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O

Zn + 4HNO3конц. =Zn(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 30% = 3Cu(NO3)2 + N+2O + 4H2O

2Zn + 6HNO3 30% = 2Zn(NO3)2 + N+12O + 3H2O

5Zn + 12HNO3 20% = 5Zn(NO3)2 + N02 + 6H2O

4Zn + 10HNO3 10% = 4Zn(NO3)2 + N-3H4NO3 + 5H2O

С концентрированной азотной кислотой могут взаимодействовать сера, фосфор, углерод:

S + 6HNO3конц. = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

P + 5HNO3конц. = H3PO4 + 5NO2 + H2O

C + 4HNO3конц. = CO2 + 4NO2 + 2H2O

Эти реакции ни в коем случае не нужно заучивать наизусть. Но понимать их смысл надо. Сильный окислитель - азотная кислота - окисляет неметаллы до высшей степени окисления. Поскольку дело происходит в растворе, в сильнокислой среде, то образуются соответствующие кислоты (угольная кислота Н2СО3 неустойчива, поэтому в данном случае образуется оксид). Концентрированная азотная кислота восстанавливается до NO2 (степень окисления азота +4). Если взять более разбавленную азотную кислоту, то получится NO (степень окисления азота +2).

Получение HNO3:

1) Промышленное - состоит из нескольких стадий:

- синтез аммиака

- каталитическое окисление аммиака до NO

- окисление NO до NO2

- растворение NO2 в горячей воде по реакции:

3NO2 + H2O 2HNO3 + NO

Эта реакция отличается от растворения в холодной воде, т.к. азотистая кислота при нагревании разлагается.

2) Лабораторное - действие концентрированной серной кислоты на нитраты при нагревании:

NaNO3 (тв.) + H2SO4 (конц.) NaHSO4 + HNO3
4. Аммиак

Aммиак NH3 – бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворимый в воде. Молекула аммиака имеет пирамидальное строение.

Водный раствор аммиака проявляет свойства слабого основания:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

При взаимодействии с кислотами аммиак образует соли аммония NH4X.

Аммиак - восстановитель. Восстановительные свойства обусловлены наличием атома азота в минимальной степени окисления -3. Например, аммиак способен гореть в кислороде:

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

и окисляться кислородом воздуха в присутствии катализаторов (Pt, Cr2O3 и др.):

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

Получение аммиака:

1) Промышленное - синтез из простых веществ

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Реакция протекает при нагревании, под давлением, в присутствии катализатора.

2. Лабораторный способ – вытеснение аммиака сильным основанием из солей аммония



2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Реагенты берутся в твердом виде, а не в виде растворов.



База данных защищена авторским правом ©ekollog.ru 2017
обратиться к администрации

войти | регистрация
    Главная страница


загрузить материал