Азот. Аммиак. Соли аммония

Селитра – природные нитраты натрия и калия – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах европейских алхимиков (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали азотную кислоту, которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка»).

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной серной кислотой):

KNO3 + H2SO4 = KHSO4 + HNO3

Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры

Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K2CO3 образуется чистая калийная селитра. Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налёта на стенах конюшен или из селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.

При прокаливании смеси селитры NaNO3,железного купороса FeSO4∙7H2O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2∙12H2O и нашатыря NH4Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — золото. Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода» или «царская водка». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов соляной и одного объёма азотной кислот. В царской водке без труда растворяется даже платина.

Азот независимо друг от друга открыли в конце XVIII в. несколько учёных. Английский исследователь Генри Кавендиш получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор щелочи для поглощения образовавшегося углекислого газа СО2.

Генри Кавендиш

Соотечественник Кавендиша Джозеф Пристли описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, — «флогистированного воздуха», — наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде.

Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд, также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, 1772 г., опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.

В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосферного воздуха определил А.Л.Лавуазье, по предложению которого новый элемент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое» («жизнь») и приставки «а»- («не-») и означает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское низвание азота – Nitrogenium – переводится как «образующий селитру».

Редко встречаются минералы, которые содержат азот, например чилийская селитра NaNO3, залежи которой тянутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше 3600 км. В конце XIX в. добыча ее составляла примерно 0,5 тонн в год. Не случайно у предпринимателей и ученых возникали опасения в том, что скоро ее запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разработке технологий по связыванию азота воздуха.

В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре – 196 0С азот испаряется.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH4NO2 при нагревании:

NH4NO2 = N2↑ + H2O

Физические свойства

Жидкий азот

Азот – газ без цвета, вкуса и запаха (tпл = -210 0С, tкип = -196 0С), мало растворимый в воде. Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N2, в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом вступает в химические реакции, не поддерживает горение и дыхание.

Характерные степени окисления:

   — 3         0        +1       +2      +3        +4        +5

NH3     N2      N2O     NO      N2O3    NO2    N2O5

Химические свойства

В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.

Азот взаимодействует как окислитель:

а) с водородом:

N2 + 3H2 = 2NH3

б) с металлами:

N2 + 3Ca = Ca3N2

Азот взаимодействует как восстановитель:

а) с кислородом:

N2 + O2 = 2NO

б) с фтором:

N2 + F2 = 2NF3

Применение

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

                                                 Аммиак

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В одном литре воды при температуре 20 0С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH3 способен присоединять ион водорода Н+. Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, аммиак обладает основными свойствами:

  • взаимодействие аммиака с водой:

NH3 + HOH ⇄ NH4OH ⇄ NH4+ + OH

  • взаимодействие с галогеноводородами:

NH3 + HCl ⇄ NH4Cl

  • взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):

NH3 + H3PO4 = (NH4)3PO4; (NH4)2HPO4; (NH4)H2PO4

  • аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4   Сульфат тетрааммин меди (II)

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl      Хлорид диамин серебра (I)

Окислительно – восстановительные свойства

В молекуле аммиака азот имеет степень окисления – 3, поэтому в окислительно – восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.

2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O

  • аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

  • аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

                                                 Соли аммония

Хлорид аммония

При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами образуются соли аммония:

Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют общие свойства солей. К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:

(NH4)2SO4 = NH3↑ + NH4HSO4

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

NH4Cl = NH3↑ + HCl↑

Реакция взаимодействия солей аммония со щелочью является качественной реакцией на катион аммония NH4+:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3↑ + H2O

NH4+ + OH = NH3↑ + H2O

Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.

Применение аммиака и солей аммония

Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония (нашатырный спирт), соли аммония и т.д. Нашатырный спирт NH4OH и нашатырь NH4Cl широко применяется в медицине. Нитрат аммония, фосфат аммония и другие аммонийные соли используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Азот»  Azot.doc (28 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Азот и фосфор» Азот-и-фосфор.docx (24 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Соединения азота»  Соединения-азота.docx (Одна Загрузка)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство азотных удобрений» ПРОИЗВОДСТВО-АЗОТНЫХ-УДОБРЕНИЙ.docx (17 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Аммиак»  Аммиак.docx (26 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Аммиачная селитра»  Аммиачная-селитра.docx (19 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

 

 

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *