При комнатной температуре N2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере); образуя нитрид лития 1л3]Ч; нитриды других элементов синтезируют при сильном нагре вании, например, такие как М§3К 2 и ВИ. Пассивность газообразного азота используют для создания инертной атмосферы при проведении химических . реакций между веществами, чувствительными к кислороду.
В промышленности азот N2 получают при фракционной дистилляции жидкого воздуха (одновременно получают кислород) или удалением из воздуха, кислорода химическим
путем, например по реакции 2С (кокс) + 0 |
2 = 2СО при |
нагревании. В э т и х ‘случаях ^получают азот, |
содержащий |
примеси благородных газов (главным образом, аргона).
В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умерен ном нагревании:
ЫН4Ж )2 = И2 4- 2Н 20. '
В связанном состоянии азот встречается (редко) в виде селитрынатронной № N (>3 или калийной К>Ю3; он содер жится во всех организмах (составная часть белковых тел).
Аммиак 1ЧН3—бесцветный газ с резким характерным запахом, значительно легче воздуха. Очень хорошо раство рим в воде (700 л/ 1 л Н20 при 20 °С).
Наличие у атома азота в молекуле >1Н3 донорной пары электронов на .$/>?-гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуетсякатион аммония № 1 * (например, КН3 + НС1 = >Ш4С1).
При растворении в воде аммиак присоединяет молекулу воды за счет водородной связи с образованием гидрата аммиака 1ЧН3• Н20 , который в растворе играет роль слабого основания:
*Щ3-Н20 * + ОН", рН > 7.
В 1М растворе аммиака при комнатной температуре содержится 0,4% ионов >Ш4 и О Н “ . Разбавленный раствор аммиака (3-10%-й) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5-25% -й) - аммиачной водой (выпускается про мышленностью).
При добавлении кислот к водному раствору аммиака образуются соответствующие соли аммония:
ЫНз • Н20 4- Ш 0 3 = Ы Н^Оз + Н20.
135
Соли аммония в водном растворе подвергаются гидролизу:
1ЧН41Ч03 = 1ЧНХ + N0^, |
, |
N11*' + Н20 ?± Т4Н3 • Н20 + Н+, |
рН < 7. |
" Аммиак проявляет восстановительные свойства за счет Ы’ ш:
2(ИН3 • Н20) + 60Н- - 6е~ = N2 + 8Н20,
21ЧН* - 6е~ = Ы2 + ‘Ш%
причем более активное выделение азота наблюдается в ще лочной среде.
При взаимодействии с типичными: металлами аммиак становится окислителем за счет Н1:
21ЧН3 + 2№ = 2№1ЧН2 + Н2.
Продукты таких реакций содержат амид-ион |
из |
|
вестен также имид лития 1л2МН. |
/ |
|
" * В атмосфере чистого кислорода аммиак сгорает с образо ванием азота:
41МН3 + 302 = 2142 + 6Н20 , '
/
однако в присутствии катализатора (Р1 + КЬ) образуется
монооксид азота: |
, |
414Н3 + 502 = 4Ш |
+ 6Н20 |
(эта реакция лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты). —
В . лаборатории для получения небольших количеств аммиака либо кипятят его водный раствор, либо термически разлагают малоустойчивые соли аммония:
(КН4)3Р 04 = ЗКН3 + Н3Р04,
2МН4С1 + Са(ОН)2 = 214Н3 + СаС12 + 2НгО,
кн4нсо3 = ин3 + со2 + н2о
(последнюю реакцию используют для разрыхления теста при выпечке кондитерских изделий).
Две соли |
аммония-нитрит КН4Ж>2 и нитрат КН4>Ю3 |
|
разлагаются |
иначе; |
>Ш4>Ю2 дает азот ТЧ2 (уравнение см. |
вьпне), а КН4М 03 |
- оксид диазота К 20 (т.е. N = N = 0 ) |
|
иводу.
Впромышленности аммиак получают по обратимой
136
реакции с катализатором Ре/А120 3:
. И2 + ЗН2 *± 214Н3 + &
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 ее поддерживают в интервале 450-500 °С, достигая 15%-го выхода аммиака. Непрореагировавшие N3 и Н2 возвращают в. реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Аммиак-важнейшее сырье для производства всех остальных соединений азота, особенно солей, аммония и азотной кислоты, а из них-удобрений, взрывчатых веществ, красителей и др. у
Краткая характеристика оксидов азота:
И20 -оксид диазота, бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), образуется при термическом разложении
N ^ N 0 3 (см*, выше); |
; |
N 0 - монооксид азота, бесцветный газ, практически не |
|
растворяется в воде, |
реагирует с кислородом (продукт^. |
Ж )2), образуется при взаимодействии разбавленной азотной
кислоты |
с диоксидом |
серы, |
а в природе-при грозовых |
/ |
разрядах |
(N3 + 0 2 |
2Ж)), |
является промежуточным |
, |
продуктом в промышленном синтезе азотной кислоты из аммиака;
Н20 3-триоксид диазота, при низких температурах- темно-синяя жидкость, разлагается выше 0 °С на N 0 и Ж>2, на холоду при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту ЮГО2;
N0 3 -диоксид азота, бурый газ с характерным запахом, очень ядовит, при взаимодействии с водой образует Н>Ю3 и N 0, а со щелочами-соответствующие нитриты и нитраты, является промежуточным продуктом при синтезе азотной кислоты в промышленности;
N3 0 5-пентаоксид диазота, бесцветное твердое вещество, '^ермически неустойчивое (2К 20 5 =. 4И 02 + 0 2),, при взаимодействии с водой образует НЫ0 3.
Азотная кислота НМОэважнейшее кислородсодержа щее соединение азота. При обычных условиях Н>Ю3-бес цветная жидкость, неограниченно смешивающаяся с водой. Концентрированная (дымящая) азотная кислота при хране нии на свету окрашивается в бурый цвет из-за разложения до И 0 2 (а также 0 2 и Н20).
Азотная кислота ЮЧуОэдостаточно сильный окисли
тель; продуктами восстановления являются одновременно 1Ч02, N0 2 , N 0, И20 , К 2 и №1^ ,е.прйчем доля продуктов с низкими степенями окисления азота возрастает по мере разбавления кислоты, на состав продуктов влияет сила восстановителя. [Вот почему условно будем считать, что НЖ>3 (конц.) переходит всегда в Ж>2, Ю Ю 3 (разб.)-в N 0 и Н Ж )3 (очень разб.)-в ЫН4Ж )3, если конкретный продукт не указан в задании.] ^
Полуреакций восстановления азотной кислоты:
N0^ + 2Н+ (конц.) + \е~ = Ж )2Т + Н20,
N0^ + 4Н+ (разб.) + Зе~ = Ж>Т + 2НгО,
N0? + 10Н+ (оч. разб.) + 8е~ = N11; + ЗН20.
С азотной кислотбй реагируют все металлы, кроме Аи и Р*. .Концентрированная НЖ>3 пассивирует А1, Со, Сг, Ре
иРЬ.
Вотличие от Н К 03 ее соли-нитраты в щелочной среде почти не проявляют окислительных свойств, что объясняется симметричным строением иона N 0^ (треугольная форма вследствие л^-гибридизации атомных орбиталей азота).
Все нитраты термически неустойчивы и при нагревании разлагаются, продукты разложения определяют по положе нию металла в ряду напряжений (см. Приложение 4):
(левее М§) 2КаЖ)3 = 2ИаЖ)2 4- 0 2,
(М§ - Си) 4Сг(Ж)3)з = 2Сг2Оэ '+ 12Ж)2 + 30^,
(правее Си) Н§(Ж)3)2 = Н§ + 2Ж)2 + 0 2.
Поэтому все нитраты при сплавлении проявляют силь ное окислительное действие (выделение атомарного кислорода О0).
Смесь ЮЧ03 (конц.) и НС1 (конц.) содержит очень сильный окислитель - атомарный хлор С1°:
НЖ )3 (конц.) + ЗНС1 (конц.) <± N0 + ЗС1° + 2НгО
и окисляет самые благородные металлы-золото и платину:
Аи + НЖ)3 (конц.) + 4НС1 (конц.) = Н[АиС14] + N01 + 2НгО,
' ЗР1 + 4НН03 (конц.) + 18НС1 (*онц.) = ЗН2[Р1С16] +
+ 4 Ж )| + 8Н20.
Названия комплексных продуктов этих реакций:
Н[АиС^ - тетрахлороаурат (Ир водорода Н2[Р1С1б] -гексахлороплатинат (ГУ) водорода
138
В промышленности азотную кислоту синтезируют в три
стадии: |
* |
, |
|
’ - . |
а) каталитическое окисление аммиака до монооксида |
||||
азота N 0 (см. вьпне); |
|
|
- * |
. .. |
б) окисление N 0 |
кислородом |
до диоксида азота >Ю2 |
||
(2ИО + 0 2 = .2К02); |
- |
в горячей |
- |
^ |
в) дисмутация И 0 2 |
воде (или разбавленной |
|||
азотной кислоте): |
|
|
* |
|
ЗЖ)2 + Н20 = 2НЖ)3 + N01- |
|
|
||
Монооксид азота N 0 |
возвращают в стадию (б); получают |
|||
концентрированную азотную кислоту («60%).. |
|
|||
Азотная кислотаодин из важнейших продуктов хими ческой промышленности. Около 75% производимой кислоты используется для выработки удобрений, кроме того, она расходуется на . получение нитратов и различных органи ческих нитросоединений. , _ 4
Азотные удобрения содержат азот в качестве основного питательного элемента. Главные виды азотных удобрений:
Жидкий аммиак КН3 |
к - |
Смесь (КЦ4)2804 и И Н ^О з |
Мочевина,С(1ЧН2)20 |
• |
Смесь НН4И 03 и СаСОэ |
Сульфат аммония (ЫН4)2804 |
Селитры КаЖ )3, КЖ )3, |
|
|
|
Са (КОэ)2 |
Растения усваивают азот в форме нитрат-ионов N0 3 , поэтому аммиак, катион аммония и мочевина сначала переводятся почвенными бактериями в ионы Ж >з. „
Фосфор. В соединениях фосфор проявляет степени окис ления от (—III) до (+У), главной из которых является особенно *устойчивая степень окисления (+ V) (рис. 17). Рассмотрим важнейшие соединения фосфора.
+ Р2С5.Н3Р ^ .Р О Г . Ма3Р04,
№2НР04,МаН2Р04,РГ5,
РС15,РС130 ,Р 2$5
+ Ш+ Р20з»рр3>рс13»р253
О - р<р4 ,р*)
-111+ РН3 *Ыа3Р,М д3Р2,А1Р
Рис. 17. Шкала степеней окисления фосфора
139