Молекулы азота сходны с молекулами аммиака чем

Содержание:

Азот — химический элемент и простое вещество:

Неметалл азот N в периодической системе химических элементов открывает VA-группу, в которой также расположены неметаллы фосфор Р и мышьяк As и металлы сурьма Sb и висмут Bi.

Свойства атомов элементов VA-группы, а также свойства их простых веществ закономерно изменяются с ростом их атомного номера: неметаллические свойства ослабевают, а металлические — усиливаются.

Азот в природе

В природе химический элемент азот находится в виде простого вещества

Строение атомов

В атоме азота 7 электронов, из них 5 располагаются на внешнем электронном слое: Следовательно, атому азота не хватает трех электронов до завершения внешнего электронного слоя. Поэтому в своих соединениях с металлами и водородом азот обычно проявляет степень окисления, равную –3, как, например, в аммиаке

В соединениях с кислородом атом азота проявляет максимальную положительную степень окисления, равную +5, как, например, в азотной кислоте

Строение и физические свойства простого вещества

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул Атомы азота в молекуле связаны между собой тремя общими электронными парами:

При обычных условиях азот — бесцветный газ, без вкуса и запаха, не поддерживает дыхания и горения, не ядовит. Молекулы азота неполярны, поэтому азот мало растворим в воде. Животные в атмосфере чистого азота погибают из-за того, что лишаются необходимого для дыхания кислорода. С этим связано название азота, происходящее от греческого а — отрицательная приставка, зое — жизнь, т. е. непригодный для жизни.

При повышении давления растворимость азота в тканях организма человека увеличивается. Это приводит к состоянию «азотного наркоза»: водолаз перестает уверенно управлять своими движениями. Поэтому при погружении на большие глубины вместо сжатого воздуха пользуются искусственной дыхательной смесью, в которой азот заменен гелием.

Химические свойства азота

Простое вещество азот химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах.

Окислительные свойства азота проявляются в реакциях с водородом и активными металлами. Так, при высокой температуре (t) и большом давлении (p) азот соединяется с водородом в присутствии катализатора, образуя аммиак:

При обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

С другими металлами азот взаимодействует при высоких температурах.

Восстановительные свойства азота проявляются при его взаимодействии с кислородом. Азот реагирует с кислородом при температуре около 3000 °С, образуя оксид азота(II):

Эта реакция может также протекать при пропускании электрического разряда через смесь газов, например при разряде молнии во время грозы (рис. 66).

Применение азота

Применение азота обусловлено присущими ему свойствами инертного газа. Он используется для продувки и очистки систем трубопроводов и пожаротушения. В атмосфере азота замедляются процессы окисления и гниения, что позволяет увеличить сроки хранения лекарственных препаратов и пищевой продукции — мясных изделий, орехов, чипсов, масла, кофе, пива и др. Поэтому азот используется при их упаковке, а также для создания определенной атмосферы в овощехранилищах.

Жидкий азот, температура которого равна –196 °С, применяется для глубокого охлаждения и вымораживания, в косметологии.

В химической промышленности азот применяется при производстве минеральных удобрений и для синтеза аммиака.

Аммиак

Одним из важнейших соединений азота является аммиак в котором степень окисления азота равна –3. Графическая формула его молекулы представлена на рисунке 67.

Молекула аммиака имеет форму пирамиды (рис. 68).

Химические связи между атомом азота и атомами водорода в молекуле являются ковалентными полярными, общие электронные пары сильно смещены к атому азота. Молекула аммиака полярна и является диполем.

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона, расположенному в Северной Африке, на перекрестке караванных путей. Мочевина (NH₂)₂CO, содержащаяся в моче животных, в жарком климате разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак.

Физические свойства аммиака

Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, ядовит. Он хорошо растворим в воде. В одном объеме воды при комнатной температуре растворяется около 700 объемов аммиака.

Водный раствор с массовой долей аммиака, равной 3 %, в быту называется нашатырным спиртом, под таким же названием он продается в аптеке. В технике водный раствор с массовой долей аммиака, равной 25 %, называют аммиачной водой.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния, не причиняя вреда.

При увеличении давления или охлаждении аммиак легко сжижается. Жидкий аммиак при испарении поглощает много теплоты, поэтому его применяют в холодильных установках, а также для получения искусственного льда в спортивных сооружениях.

Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции окисления и соединения.

Степень окисления атома азота в аммиаке равна –3, поэтому аммиак проявляет восстановительные свойства, окисляясь кислородом и другими окислителями. Реакция горения аммиака в кислороде описывается уравнением:

В присутствии катализатора (платины) аммиак реагирует с кислородом с образованием оксида азота(II) NO:

Эта реакция лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты. Подробнее этот процесс вы изучите в 11-м классе.

Запомните!

Смеси аммиака с кислородом или воздухом могут взрываться при нагревании, поэтому они опасны

С водой и кислотами аммиак вступает в реакции соединения. Колбу, заполненную аммиаком и закрытую пробкой со вставленной в нее трубочкой, опустим в воду, к которой добавлено несколько капель фенолфталеина (рис. 69). Внутри колбы начнет бить малиновый «фонтан».

При растворении аммиака в воде происходит химическая реакция с образованием гидрата аммиака который частично диссоциирует на катионы аммония и гидроксидионы (рис. 70):

Раствор аммиака в воде (аммиачная вода) за счет присутствия в нем гидроксид-ионов обладает свойствами слабого основания, поэтому в опыте, иллюстрирующем растворимость аммиака в воде, «фонтан» окрашивается в малиновый цвет. Если вместо фенолфталеина в воду добавить лакмус, то раствор окрасится в синий цвет.

Поскольку реакция взаимодействия аммиака с водой обратима, в растворе помимо катионов аммония и гидроксид-ионов содержатся нейтральные молекулы аммиака и воды. Аммиачная вода пахнет аммиаком, который улетучивается из открытого сосуда или при нагревании.

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, например хлорид аммония сульфат аммония Смочим одну стеклянную палочку концентрированным раствором аммиака, а другую — концентрированной соляной кислотой и поднесем их друг к другу (рис. 71). Появится белый дым, состоящий из мелких кристалликов образующейся соли хлорида аммония:

Аммиак способен реагировать и с другими кислотами. Эти реакции протекают без изменения степени окисления атомов азота.

Применение аммиака

По объемам производства в мире аммиак занимает одно из первых мест — ежегодно получают около 100 млн т этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора — аммиачной воды.

Огромные количества аммиака используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов.

Из аммиака получают различные соли аммония и мочевину (карбамид).

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ, красителей (рис. 72).

Азотная кислота

Азотная кислота была открыта алхимиками в раннее Средневековье. В XVII в. нeмeцкий xимик Иoгaнн Pyдoльф Глayбep получил кoнцeнтpиpoвaнную aзoтную киcлoту при взaимoдeйcтвии cepнoй киcлoты с нитратом калия (кaлиeвoй ceлитpой). Метод Глаубера применялся до начала XX в. В настоящее время в промышленности азотную кислоту в больших масштабах получают, используя в качестве исходного вещества аммиак.

Модель молекулы азотной кислоты представлена на рисунке 73.

Физические свойства азотной кислоты

Азотная кислота — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, хорошо растворяется в воде, смешивается с ней в любых соотношениях. Пары азотной кислоты токсичны, поэтому обращаться с ней надо с осторожностью.

Азотная кислота — сильный электролит, в водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы:

Присутствие в разбавленном водном растворе ионов водорода можно обнаружить по изменению окраски индикатора: лакмус окрашивается в красный цвет (рис. 74).

Химические свойства азотной кислоты

Подобно другим кислотам, азотная кислота вступает в реакции с осно Ђвными оксидами и основаниями. При этом образуются соли азотной кислоты — нитраты:

Азотная кислота как сильная кислота взаимодействует с солями более слабых кислот. На рисунке 75 показано растворение раковины моллюска, состоящей в основном из карбоната кальция, под действием азотной кислоты с выделением углекислого газа:

Азотная кислота проявляет окислительные свойства по отношению к металлам, но в отличие от других кислот реагирует с большинством металлов, кроме благородных.

При этом водород обычно не выделяется.

Продуктами взаимодействия азотной кислоты с металлами являются нитраты металлов и соединения азота со степенью окисления атомов меньшей, чем в азотной кислоте. Например, если поместить в колбу обрезки медной проволоки и осторожно (в вытяжном шкафу!) прилить к ним концентрированную азотную кислоту, то сразу начнет выделяться «бурый газ» — оксид азота(IV) (рис. 76):

Один объем азотной и три объема соляной кислоты образуют смесь, называемую царской водкой. Она способна растворять даже «царя металлов» — золото.

Азотная кислота способна окислять и другие вещества, как неорганические, так и органические. Поэтому с азотной кислотой надо обращаться крайне осторожно: не проливать, не допускать попадания на кожу (азотная кислота реагирует с белками, вследствие чего на коже образуются желтые пятна), на одежду (разрушаются шерсть и натуральный шелк).

Применение азотной кислоты и нитратов

Азотная кислота — одноосновная кислота, образующая соли нитраты.

Из предыдущего параграфа вы уже знаете, что нитраты образуются при взаимодействии азотной кислоты с различными химическими веществами: металлами, оксидами и гидроксидами металлов, солями слабых кислот.

При обычных условиях нитраты — твердые кристаллические вещества. Все они хорошо растворимы в воде.

Нитраты являются сильными электролитами. При диссоциации этих солей в качестве катионов образуются ионы металлов (или аммония), а в качестве анионов — нитрат-ионы:

В больших количествах нитраты ядовиты.

Нитраты участвуют во всех обменных реакциях, характерных для солей. Они взаимодействуют с металлами, при этом более активный металл вытесняет менее активные из растворов их солей:

Реакции с кислотами, щелочами и солями протекают, если в результате образуются нерастворимые соединения, а нитрат-ионы остаются в растворе, например:

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Подробнее с этими реакциями вы познакомитесь в курсе химии 11-го класса.

Книга была переведена на многие европейские языки, и чуть ли не два столетия оставалась самой популярной научной работой по артиллерии. В свое время по книге Казимира Семеновича учились Ньютон, российский император Петр I и французский император Наполеон I. Основоположник российской космонавтики К. Э. Циолковский ссылался в некоторых своих работах на труды Казимира Семеновича.

Применение азотной кислоты и нитратов:

Азотная кислота широко используется для получения минеральных удобрений, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ и ракетного топлива, полимерных материалов, красителей и т. п.

Очень широка и область применения нитратов. Они используются в качестве удобрений, как окислители — в пиротехнических смесях, для производства стекла.

Нитрат серебра(I) (ляпис) применяют как противомикробное и противовоспалительное средство.

Нитраты используются для обработки и консервирования пищевых продуктов. Так нитрат натрия NaNO₃ в строго определенном количестве добавляют в мясо при изготовлении колбас. Он восстанавливается микроорганизмами до нитрита натрия NaNO₂, который препятствует окислению мяса и способствует сохранению розового цвета мясных изделий. Присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих ядовитые вещества.

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник

Азот аммиак физические свойства (вопросы ответы)

Характеристика элементов главной подгруппы V группы

К элементам группы азота относятся азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Эти элементы располагаются в главной подгруппе V группы периодической системы. Как все элементы одной и той же подгруппы, они имеют довольно большое химическое сходство. Несколько отличается от остальных азот. О причине этого различия будет сказано ниже. Сходство химических свойств этих элементов объясняется сходством строения внешнего электронного слоя. Все они имеют на внешнем слое 5 валентных электронов (табл. 14).

По мере уменьшения радиуса атома снижается величина электроотрицательности, возрастает металличность свойств, снижается окислительная способность.

На внешнем электронном слое у азота располагаются 3 неспаренных р-электрона. При образовании неполярной молекулы азота между атомами азота образуются 3 общие электронные пары за счет перекрывания р-орбиталей обоих атомов. Таким образом, в свободном состоянии азот трехвалентен.
Степени окисления у азота довольно разнообразны: от —3 до +5.

Азот входит как обязательная часть в состав белков, являющихся основой жизни на земле. Отсюда и значение азота, который необходим для жизни животных и растений.

Азот — вещество весьма пассивное, вступает в реакции с трудом, поэтому связывать азот атмосферы очень сложно. Растения азот атмосферы не усваивают. Они могут поглощать его только в связанном состоянии, а от количества азота в почве зависит урожай сельскохозяйственных культур. Особенно необходим азот растениям, у которых ценится зеленая масса. Связывать азот могут почвенные бактерии; некоторые из них находятся в почве в клубеньках корней бобовых культур.

Для активной деятельности таких бактерий необходимо присутствие молибдена и железа в виде так называемых микроэлементов. Эти элементы, а также соединения хрома, вольфрама, титана, ванадия, алюминия удалось использовать для связывания азота с органическими веществами. Поскольку азот в составе зеленой массы растений постоянно вывозится с полей, почва обедняется азотом. Необходимо пополнять запасы азота почвы с помощью минеральных удобрений, например калийной селитры KNO₃, натриевой селитры NaNO₃ и т. д.

Азот — газ, не имеющий ни цвета, ни запаха. Он переходит в жидкость при температуре —195,8°, а при —210° затвердевает. В жидком виде азот также бесцветен. В воде азот почти нерастворим.

Азот химически весьма инертен. При обычной температуре соединяется только с литием:

С некоторыми другими металлами из наиболее активных азот может соединяться лишь при нагревании, образуя нитриды, в которых всегда проявляет отрицательную степень окисления.

При очень жестких условиях азот соединяется с водородом, образуя аммиак:

При сильных электрических разрядах азот соединяется с кислородом, образуя окись азота:

В свою очередь окись азота легко окисляется кислородом воздуха и превращается в двуокись азота:

Рис. 57. Прибор для получения азота в лаборатории.

В технике азот получают из жидкого воздуха, а в лаборатории — разложением нитрита аммония:

Затем происходит разложение нитрита аммония по приведенному выше уравнению.
Азот применяется в производстве аммиака, а также в некоторых процессах для создания инертной среды. Иногда азот используют для наполнения электроламп. Некоторые химические реактивы, которые из-за легкости окисления нельзя получать на воздухе, получают в атмосфере азота. Так же поступают иногда при работе с легко воспламеняющимися веществами. Азот используют для синтеза аммиака.

Аммиак Физические свойства

При отравлениях аммиаком страдают слизистые оболочки глаз и дыхательных путей, так как аммиак растворяется в их влаге. Вдыхание большого количества аммиака может привести к воспалению легких. Лучшим противоядием против аммиака является вода. При отравлениях следует обильно промывать глаза, рот и нос водой и вдыхать водяной пар. Максимально допустимая концентрация аммиака в воздухе 0,02 мг/л.

Химические свойства аммиака

Это легко наблюдать на опыте в приборе, изображенном на рис. 58. В горелку, представляющую собой широкую стеклянную трубку, подведены две газоотводные трубки. По одной трубке поступает аммиак из колбы, где кипит его насыщенный раствор, а по другой трубке — кислород из газометра. Если поджечь аммиак на выходе из трубки, то он сгорает зеленоватым пламенем. Горение протекает по уравнению:

Реакция экзотермическая.
Вместе с тем аммиак может спокойно окисляться в присутствии платинового катализатора:

Для чего аммиак

Большое значение имеют соединения солей азота. Аммиак используется в основном в химической промышленности для получения других соединений азота. Соли аммония применяются в сельском хозяйстве как удобрения, в основном это нитрат аммония, но иногда также для удобрения полей используют аммиачную воду NH₄OH (нашатырный спирт).

В военном деле нитрат аммония используется как взрывчатое вещество, а также добавляют его к тринитроглицерину (динамит) для уменьшения свойств его врываться.

В химической промышленности кроме взрывчатых веществ аммиак используют для получения нитро красок, нитро эмалей но в последнее время нитро краски заменяют менее токсичными материалами.

Особого внимания заслуживает вопрос о взаимодействии аммиака с водой. Как известно, молекулы воды полярны, электронная плотность сильно смещена к кислороду так, что атом водорода практически лишен электронов и представляет собой протон.

Молекула аммиака тоже полярна. Имеющиеся 3 водородных атома присоединены за счет образования общих электронных пар из р-электронов атома азота и s-электронов атома водорода (sp-связь). Электроны сильно смещены к атому азота как более электроотрицательному; вокруг него создается область повышенной электронной плотности. Кроме того, у атома азота на внешнем слое имеются два валентных s-электрона, которые могут быть использованы на образование химической связи.

Все это создает условия для присоединения к молекуле аммиака положительно заряженного иона водорода. А поскольку у иона водорода полностью отсутствуют электроны, необходимые для образования химической связи, эта связь образуется за счет двух электронов азота, которые носят название «неподеленной электронной пары». Возникает атомная группировка с такой электронной структурой:

Возникает особый вид химической связи — донорно-акцепторная связь, где донором называется атом, предоставляющий в общее распоряжение свою электронную пару (в данном случае азот). Другой атом является акцептором (в данном случае атом водорода).

NH₃ + Н + + ОН — ⇄ NH + + ОН —

Концентрированный (25%) раствор аммиака называется просто аммиаком. Слабый водный раствор аммиака (3— 6%) называется нашатырным спиртом. Образование группы аммония NH₄ + возможно не только в водной среде, но и в кислоте:

Эта реакция может быть осуществлена в растворе, а также на воздухе между аммиаком и газообразным хлористым водородом.

Если смочить одну стеклянную палочку аммиаком, а другую концентрированной соляной кислотой и поднести эти палочки друг к другу (рис. 59), можно заметить образование белого дымка, представляющего собой мельчайшие кристаллики хлорида аммония.

Гидроокись аммония вступает с кислотами в реакцию нейтрализации:

Они очень напоминают кристаллогидраты.

Рис. 59. Взаимодействие аммиака с хлористым водородом на воздухе.
1—палочка, смоченная концентрированным раствором аммиака; 2 — палочка смоченная концентрированным раствором соляной кислоты; 3 —белый дым состоящий из твердых частиц хлорида аммония.

Получение аммиака

Получение аммиака в технике и в лаборатории осуществляется по разному. В лаборатории аммиак получают при нагревании нашатыря (хлорид аммония) и натронной извести (рис. 60) по уравнению:

Следует отметить, что все детали прибора, служащие для лабораторного получения аммиака, должны быть абсолютно сухими. Если пробирку с собранным аммиаком опрокинуть в воду, то можно сразу заметить, как вода входит в пробирку, занимая в ней тот объем, который занимал аммиак, подобно тому как это происходило с хлористым водородом. Но в случае с аммиаком раствор будет иметь ярко выраженную щелочную реакцию, что можно определить индикатором. Так как аммиак легче воздуха, его следует, собирать в пробирку, опрокинутую в верх дном.

В технике аммиак получают синтезом из азота и водорода по уравнению:

В бывшем СССР производство синтетического аммиака началось в 1928 г.

Как уже упоминалось ранее, процесс соединения азота с водородом является равновесным каталитическим процессом. Катализатором служит металлическое железо с незначительными добавками соединений калия и алюминия. Из уравнения видно, что для смещения равновесия вправо целесообразно увеличивать давление.

Однако увеличение давления может осуществляться лишь в определенных пределах, иначе это сильно удорожает производство. Как известно, другим фактором, влияющим на равновесие, является температура. В данном случае для смещения равновесия вправо смесь газов следует охлаждать, но тогда сильно снижается скорость реакции и уменьшается активность катализатора.

Таким образом, температуру приходится поддерживать на определенном уровне. Влияние третьего фактора — изменения концентрации — также может быть использовано: если постоянно отводить образующийся аммиак, т. е. снижать его концентрацию, то равновесие сместится вправо. Как видно из предыдущего описания, достаточно полный и экономически выгодный синтез может быть осуществлен при наилучшем сочетании всех трех условий.

Процесс ведут обычно в колоннах синтеза под давлением от 300 до 1000 атм и при температуре 400—500°. В процессе синтеза из смеси постоянно отводят аммиак, переводя его в жидкое состояние, а не прореагировавшую смесь азота и водорода вновь направляют в колонну синтеза.

Статья на тему Азот

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Источник