в молекуле азота имеется какая связь

В молекуле азота имеется какая связь

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.

Основное и возбужденное состояние азота

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

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.

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

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

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.

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

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

Аммиак

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

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

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

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

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

Соли аммония

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

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

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

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

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

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

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

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

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

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

Соединения азота образованные связью по донорно-акцепторному механизму.

Электронное строение молекулы N₂ с позиций методов ВС и МО

Донорно-акцепторная связь

Задача 880.
Привести примеры соединений азота, в молекулах которых имеются связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.
Решение:
Связь по донорно-акцепторному механизму (координационная связь) образуется за счёт обобществления электронной пары одного атома (донор) и вакантной орбитали другого атома (акцептор). Несвязывающая электронная пара атома азота способна с ионом водорода, имеющим свободную атомную орбиталь , образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Так образуется катион аммония NH₄ + из молекулы аммиака и иона водорода:

В результате образования донорно-акцепторной связи несвязывающая электронная пара атома азота становится связывающей, образуется четыре связи между одним атомом азота и четырьмя атомами водорода:

Все четыре связи равнозначны и по длине, и по энергии.

Такая связь идентична ковалентной связи, образованной по обычному механизму, обобществлению неспаренных электронов двух атомов.

У аммиака и его производных, за исключением тригалогенидов азота, сильно выражена электроно-донорная способность. Поэтому аммиак, также практически все соединения, имеющие аминогруппы и группы: являются N-донорными лигандами, образующими комплексные соединения с катионами многих металлов. Имеются комплексы со следующими группами: глицианат-ион: глицилглицилцианат-ион: , этилендиамин:диэтилентриамин:

и др.. Связь в комплексных соединениях можно объяснить координационной связью между несвязывающими электронными парами атома азота лиганда и свободными орбиталями атома комплексообразователя, например, [Ag(NH₃)₂]Cl₂, [Ni(en)₂(NH₃)₂]Cl₂ и др. В аммиаке Н₃ и аминах как производных аммиака. Атом азота может образовывать координационную связь, например: хлорид аммония NH₄Cl, гидроксид метиламмония CH₃—NH₃—OH, иодид тетраметиламмония (CH₃)₄NI, гидроксид тетраэтиламмония (С₂Н₅)₄NOH, гидроксид аммония NH₄OH, хлорид фениламина С6Н5NH3+Cl. Некоторые

производные аммиака, например: гидразин: , гидроксиламин: , а также хлорид гидразония N₂H₅Cl (+1), гидроксид гидразония N₂H₅(ОН)₂ (+2), гидроксид гидроксиламмония [NH₃OH]OH, гидроксид гидразония (+2) N₂H₆(OH)₂, хлорид гидразония (+2) N₂H₆Cl₂, хлорид гидроксиламмония NH₃OHCl.

Задача 881.
Описать электронное строение молекулы N₂ с позиций методов ВС и МО.
Решение:

а) Электронное строение молекулы N₂ с позиций метода валентных связей

б) Электронное строение молекулы N₂ с позиций метода Молекулярных орбиталей

Электронное строение молекулы N₂ можно объяснить с позиций метода молекулярных орбиталей.

С позиций метода МО электронное строение молекулы N₂ можно представить так:

Молекула имеет электронную конфигурацию:

Десять электронов 2s- и 2р-подуровней двух атомов азота заполняют пять молекулярных орбиталей. Расположенные ниже остальныхσ 2s- и σ*2s-орбитали (связывающая и разрыхляющая) из-за компенсации своих энергетических вкладов практически ничего не вносят в энергию образования молекулы N₂. Заполнение трёх последующих связывающих орбиталей соответствует образованию σ2р- и двух π2р-связей. Суммарная энергия тройной связи в молекуле N₂ очень велика (941 кДж/моль). Разрыхляющие орбитали π*2р_z— и π*2р_у, расположены гораздо выше, чем верхняя связывающая σ2р_х-орбиталь. Поэтому переход электрона с верхней связывающей орбитали на одну из разрыхляющих орбиталей требует затраты значительной энергии (примерно 100 кДж/моль). По этой причине возбуждение молекулы N₂ – трудный (энергоёмкий) процесс. Этим и объясняется высокая химическая инертность молекулы N₂. Энергии фотона недостаточно для возбуждения молекулы N₂, поэтому азот не имеет цвета во всех состояниях.

В молекуле N₂ порядок связи равен разности чисел электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях, делённой на 2:

Отсутствие не спаренных электронов в молекуле N₂ придаёт ей диамагнитные свойства (в магнитном поле диамагнитные молекулы приобретают небольшой магнитный момент, направленный против внешнего поля, и поэтому слабо выталкиваются из поля). Итак, с позиций метода ВС можно объяснить линейное строение молекулы N₂, отсутствие дипольного момента. Из-за отсутствия электрического дипольного момента между молекулами N₂ возникают дисперсионные силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). По этой же причине у азота малая растворимость в полярных растворителях, например, в воде; очень низкие температуры кипения и плавления. Диамагнитность молекулы N2 можно объяснить только с позиции метода МО – наличие неспаренных электронов на молекулярных орбиталях. Валентность (ковалентность) атомов азота объясняется с позиций метода ВС как равная 3 (число неспаренных электронов атома азота, участвующих в образовании трёх ковалентных связей), то в методе МО вместо понятия «валентность» используется понятие «порядок связи» (в молекуле N₂ равный 3). Физические свойства азота (температуры кипения и плавления, цвет, диамагнитность и др.) лучше объясняются с позиций метода МО, равно как и химическая инертность.

Задача 882.
Привести примеры реакций, в которых азот играет роль окислителя, и пример реакции, в которой он является восстановителем.
Решение:
а) Реакции, в которых азот играет роль окислителя:

В данных реакциях атом азота понижает свою степень окисления, т. е. проявляет свойства окислителя.

б) Пример реакции, в которой азот проявляет свойства восстановителя:

Атом азота в данной реакции повышает свою степень окисления от +3 до +5.

Источник

Химические связи

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Ионная связь

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH₄I, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

Подгруппа азота

Содержание:

Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И. Менделеева. В нее входят элементы: азот (N); фосфор (Р); мышьяк (Аs); сурьма (Sb); висмут (Вi).

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Подгруппа азота

Химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и искусственно полученный радиоактивный Московий Mc. Элементы главной подгруппы V группы имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами.

Общая характеристика подгруппы азота

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, сурьма, мышьяк и висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по пять электронов — ns 2 np 3 (п. 2, табл. 10.1). Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая 3, характерна и +3.

Таблица 10.1. Свойства элементов подгруппы азота

На примере азота и фосфора рассмотрим валентные состояния элементов. Электронное строение внешних энергетических уровней их атомов следующее:

У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Вследствие отсутствия d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединяться не могут. Однако атом азота может отдать с 2s-подуровня один электрон другому электроотрицательному атому,

тогда он приобретет заряд и будет иметь четыре неспаренных электрона, т. е. станет четырехвалентным. Это осуществляется, например, в азотной кислоте НNO₃. Пятивалентным азот быть не может (см. §3.10).

У атомов фосфора и последующих элементов подгруппы имеются свободные орбитали на Зd-подуровне, а потому при переходе в возбужденное состояние будут разъединяться 3s-электроны (показано пунктирной стрелкой).

Таким образом, в невозбужденном состоянии у всех элементов подгруппы азота валентность равна трем, в возбужденном состоянии у всех, кроме азота, равна пяти.

С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH₃. Молекулы RH₃ имеют пирамидальную форму (см. рис. 3.4). В этих соединениях связи элементов с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R₂O₃ и R₂O₆. Оксидам соответствуют кислоты HRO₂ и HRO₃ (и ортокислоты H₃RO₄, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N₂O₃ — кислотный оксид; Р₄О₆ — слабокислотный оксид; As₂O₃ — амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb₂O₃ — амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi₂O₃ — основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R₂O₃ и R₂O₅ уменьшаются с ростом порядкового номера элемента (п. 1, табл. 10.1).

Как видно из п. 3 и 6 табл. 10.1, в подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH₃ от NH₃ к BiH₃, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке.

Очень различны свойства первого и последнего элемента подгруппы: азот — неметалл (х=3,07), висмут — металл (x=1,67). Однако, как свидетельствуют данные табл. 10.1, переход от первого к последнему осуществляется закономерно с ростом заряда ядра атома и порядкового номера элемента.

Азот. Сигма- и пи-связи

Нахождение в природе. Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а массовая доля 75,6%. Соединения азота в небольших, количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Получение. В технике азот получают из жидкого воздуха. Как известно, воздух — это смесь газов, главным образом азота и кислорода. Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях): азота 78,09%, кислорода 20,95%, благородных газов 0,93%,
оксида углерода (IV) 0,03%, а также случайные примеси — пыль, микроорганизмы, сероводород, оксид серы (IV) и др. Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (т. кип. азота 195,8°С, кислорода 183°С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

Рис. 10.1. и связи в молекуле азота

Рис. 10.2. Схема образования связи

Сигма- и пи-связи. Для объяснения физических и химических свойств простого вещества азота необходимо более детально рассмотреть строение его молекулы. Как следует из электронного строения внешнего уровня атома азота (см. § 2.7), его химические связи осуществляются тремя неспаренными р-электронами каждого атома; р-орбитали имеют форму гантели и направлены вдоль оси пространственных координат. Это и -орбитали. Образование химических связей есть результат перекрывания орбиталей атомов (§3.1). Образование тройной связи в молекуле азота можно представить, как показано на рис. 10.1 (в молекуле N₂ химическая связь осуществляется за счет трех общих пар р-электронов, орбитали которых направлены по осям x, y, z).

Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании орбиталей вдоль линии, связывающей центры соединяющихся атомов, называется (сигма)-связью.

Все одинарные связи являются связями. Оставшиеся и орбитали перекрываются по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов (рис. 10.2).

Ковалентная связь, возникающая при перекрывании орбиталей по обе стороны линии, связывающей центры соединяющихся атомов, называется (пи)-связью.

Таким образом, в молекуле азота имеется одна связь и две -связи, всего три связи, что можно изображать так:

Физические свойства. Азот — газ без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха. Растворимость в воде меньше, чем у кислорода: при 20°С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота (кислорода 31 мл). Поэтому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере. Малая растворимость азота в воде, а также его очень низкая температура кипения объясняются весьма слабыми межмолекулярными взаимодействиями как между молекулами азота и воды, так и между молекулами азота.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Химические свойства. Молекула азота состоит из двух атомов. Длина связи между ними очень мала — 0,109 нм. Тройная связь и ее малая длина делают молекулу весьма прочной (энергия связи 946 кДж/моль). Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре (сравните с O₂ и Сl₂).

При комнатной температуре азот непосредственно соединяется только с литием:

С другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды. Например:

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температуре:

При температуре электрической дуги (3000—4000°С) азот соединяется с кислородом:

Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома азота находится 5 электронов, азот проявляет степени окисления 3 и +5, а также +4, +3, +2, +1, 1 и 2.

Применение. В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инертной среды — наполнения электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей. Им азотируют поверхность стальных изделий, т. е. насыщают их поверхность азотом при высокой температуре. В результате в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость. Такая сталь выдерживает нагревание до 500°С без потери своей твердости.

Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих других отраслях промышленности.

Аммиак

Строение молекулы. Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:

Видно, что из четырех электронных пар при азоте три общие (связывающие) и одна неподеленная (несвязывающая).

Строение молекулы NH₃ рассмотрено ранее (см. рис. 3.4). Она имеет форму пирамиды. Химическая связь N—Н полярная: положительный заряд сосредоточен на атомах водорода, отрицательный — на атоме азота. Вследствие этого между молекулами аммиака образуется водородная связь, что можно изобразить так:

Благодаря водородным связям аммиак имеет сравнительно высокие температуры плавления и кипения, а также высокую теплоту испарения, он легко сжижается.

Физические свойства. Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость (температура кипения 33,4°С). Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20°С в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов NH₃).

Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами:

Однако, помимо таких гидратов аммиака, частично образуются ионы аммония и гидроксид-ионы:

Гидроксид-ионы обусловливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид-ионов с ионами снова образуются молекулы NH₃ и Н₂О, соединенные водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид-ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH₃, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по установившейся традиции обозначают формулой NH₄OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH₄OH:

А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид-ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.

Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав соли:

Из приведенных примеров следует, что для аммиака характерна реакция присоединения протона.

Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием азота и воды:

В присутствии катализатора (например, платины, оксида хрома (III)) реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

Эта реакция называется каталитическим окислением аммиака.

Аммиак — сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

С помощью этой реакции можно получать азот в лабораторных условиях.

Получение и применение. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

Эта реакция основана на смещении равновесия взаимодействия аммиака с водой при добавлении гидроксид-ионов:

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермическая и обратимая:

Она протекает только в присутствии катализатора — губчатого железа с добавками активаторов — оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда и магния). Исходные продукты получают: азот — из жидкого воздуха, водород— конверсионным способом или из воды (см. § 8.2).

Большие количества аммиака расходуются для получения азотной кислоты, азотосодержащих солей, мочевины, соды по аммиачному методу. На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильном деле.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкие удобрения.

Химические основы производства аммиака

Теория синтеза аммиака из простых веществ довольно сложна. Здесь только указываются оптимальные условия процесса, основанные на принципе смещения химического равновесия.

Поскольку эта реакция экзотермическая, то понижение температуры будет смещать равновесие в сторону образования аммиака. Но при этом сильно уменьшается скорость реакции. Поэтому синтез аммиака приходится вести при 500—550°С и в присутствии катализатора. А так как катализатор ускоряет и прямую и обратную реакцию одинаково, а повышение температуры смещает равновесие в сторону исходных веществ, то эти условия невыгодны для промышленного производства. Следовательно, в соответствии с принципом смещения равновесия для противодействия влиянию повышенной температуры необходимо использовать давление. Для синтеза аммиака применяют давления от 15 до 100 МПа. В зависимости от применяемого давления различают три способа производства синтетического аммиака: низкого (10—15 МПа), среднего (25—30 МПа) и высокого (50—100 МПа) давления. Наиболее распространен средний.

Рис. 10.3. Схема производства синтетического аммиака

Отрицательно влияют на скорость образования аммиака вредные примеси: сероводород, оксид углерода (II), вода и др. Они понижают активность катализатора. Поэтому азотоводородную смесь подвергают тщательной очистке, особенно от сернистых соединений.

Однако и при этих условиях только часть азотоводородной смеси превращается в аммиак. Для более полного использования исходных веществ образовавшийся аммиак сжижают под воздействием низких температур, а непрореагировавшую часть азотоводородной смеси вновь направляют в реактор.

Технологический процесс, при котором непрореагировавшие вещества отделяются от продуктов реакции и снова возвращаются в реакционный аппарат для дальнейшего использования, называется циркуляционным.

Благодаря такой циркуляции использование азотоводородной смеси удается довести до 95%.

Синтез аммиака является важнейшим способом связывания атмосферного азота.

Схема производства синтетического аммиака показана на рис. 10.3. Смесь 3 объемов водорода и 1 объема азота засасывается компрессором 1 и сжимается до необходимого давления. Затем азотоводородная смесь поступает в маслоотделитель 2 (для удаления частиц масла) и фильтр 3, заполненный прокаленным углем. Очищенная смесь направляется в контактный аппарат 4 с катализатором (губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния), где и происходит образование аммиака:

Перед пуском всей системы контактный аппарат нагревают до 400—500°С, а затем температура в системе поддерживается той теплотой, которая выделяется при реакции. Так как процесс образования аммиака обратим, то выходящая из контактного аппарата газовая смесь содержит только 20—30% аммиака. Эту смесь направляют в трубчатый холодильник 5, где под давлением аммиак сжижается. Не вступившие в реакцию азот и водород циркуляционным насосом снова нагнетаются в контактный аппарат 4, а жидкий аммиак собирается в сборнике 6.

Соли аммония

Соли аммония и их свойства. Соли аммония состоят из катиона аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов.

Соли аммония получаются при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

или в ионной форме:

Они проявляют общие свойства солей, т. е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

Аммонийные соли хорошо растворимы в воде. В водных растворах они подвергаются гидролизу. Поэтому растворы солей аммония сильных кислот имеют кислую реакцию:

Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумажки:

Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделяется аммиак.

Оксиды азота

Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: При непосредственном соединении азота с кислородом образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N₂O и NO — несолеобразующие оксиды, остальные — солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

Оксид азота (II) NO — бесцветный газ, плохо растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) обладает замечательным свойством: непосредственно соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ — оксид азота (IV):

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины (см. § 10.3). Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.

Оксид азота (IV) NO₂ — газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO₂ получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца)

Как отмечалось выше, оксид азота (IV) также образуется из оксида азота (II) при соединении его с кислородом.

Оксид азота (IV) подвергается димеризации, образуя бесцветную жидкость — димер оксида азота (IV):

Реакция обратимая. При 11°С равновесие практически полностью смещено в сторону образования N₂O₄ (димеризация NO₂), при 140°С — в сторону образования NO₂ (термическая диссоциация N₂O₄). Промежуточным температурам соответствует состояние равновесия между NO₂ и N₂O₄.

Процесс соединения одинаковых молекул в более крупные молекулы называется полимеризацией.

В данном случае произошла димеризация — образование более крупной молекулы N₂O₄ из двух молекул NO₂. Процесс полимеризации играет очень большую роль в органической химии (см. § 16.7).

При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуются азотная и азотистая кислоты:

HNO₂ малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO₂ в теплой воде образуются азотная кислота и оксид азота (II):

В избытке кислорода образуется только азотная кислота;

Оксид азота (IV) — сильный окислитель: уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).

Азотная кислота

Получение. В лабораторных условиях азотная кислота получается из ее солей действием концентрированной серной кислоты:

Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO₃).

В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который, в свою очередь, образуется путем соединения водорода и азота воздуха. Открытие промышленного способа окисления аммиака в азотную кислоту принадлежит инженеру-химику И. И. Андрееву — основателю азотной промышленности в России. Он предложил применять при окислении аммиака кислородом воздуха катализатор — платиновую сетку — и реализовал этот способ сначала на опытной установке в Макеевке (1916), а затем на заводе в Донецке (1917).

Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1) окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

2) окисление кислородом воздуха NO до NO₂:

3) поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода:

Исходные продукты — аммиак и воздух — тщательно очищаются от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т. п.).

Образующаяся кислота является разбавленной (40—60%-ной). Концентрированную азотную кислоту (96—98%-ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой. При этом испаряется только азотная кислота.

Разбавленную азотную кислоту хранят и перевозят в таре из хромистой стали, концентрированную — в алюминиевой таре. Небольшие количества хранят в стеклянных бутылях.

Физические свойства. Азотная кислота — бесцветная жидкость с едким запахом. Очень гигроскопична, «дымит» на воздухе, так как пары ее с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86°С.

Химические свойства. Структурные формулы азотной кислоты и их объяснение см. § 3.10.

В HNO₃ валентность азота равна 4, степень окисления +5, координационное число азота 3.

Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:

Под действием теплоты и на свету частично разлагается;

Поэтому хранят ее в прохладном и темном месте.

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами (см. § 10.8).

Применение. Азотная кислота — один из важнейших продуктов основной химической промышленности. Большие количества ее расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон и других материалов. Дымящая азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.

Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами

При взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от концентрации и активности металла, может восстанавливаться до соединений:

Образуется также соль азотной кислоты.

Ниже приведена схема взаимодействия азотной кислоты различной концентрации с металлами разной активности и указаны продукты ее восстановления:

В качестве примера рассмотрим, как будет реагировать концентрированная и разбавленная азотная кислота с серебром.

Согласно схеме концентрированная азотная кислота с тяжелыми металлами должна восстанавливаться до NO₂; кроме того, будут образовываться Н₂O и соль AgNO₃. Запишем схему реакции:

Коэффициенты в уравнении подбираем методом электронного баланса:

Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с серебром (тяжелым металлом) восстанавливается до NO и образуются вода и соль AgNO₃:

Еще пример: достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N₂O, свободного азота N₂ и даже до аммиака NH₃, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH₄NO₃. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

Следует иметь в виду, что концентрированная азотная кислота при обычной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом и железом. Она переводит их в пассивное состояние (см. § 12.7).

Азотная кислота не реагирует с Pt, Rh, Ir, Та, Au. Платина и золото растворяются в «царской водке» — смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты.

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот. Например:

Она также взаимодействует с органическими соединениями. Нитрованием последних получают взрывчатые вещества, органические красители, лекарства.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

т. е. соли металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов левее Mg, при разложении образуют нитриты и кислород; соли металлов от Mg до Сu дают при разложении оксид металла, NO₂ и кислород; соли металлов, расположенных после Сu, дают свободный металл, NO₃ и кислород. Разложение при нагревании (термолиз) — важное свойство солей азотной кислоты.

Большинство солей азотной кислоты растворимо в воде.

Фосфор

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из них — фосфат кальция — минерал апатит. Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фторапатит Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты. Фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах— 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруссии и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США.

Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

Физические свойства. Уменьшение неметалличности элемента фосфора по сравнению с азотом сказывается на свойствах его простых веществ. Так, фосфор в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор — бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор — порошок красно-бурого цвета, не ядовит. Нерастворим в воде и сероуглероде. Установлено, что красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другим» свойствами. Свойства красного фосфора во многом зависят от условий его получения.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).

Красный и черный фосфор при сильном нагревании возгоняются.

Природный фосфор состоит из одного стабильного изотопа Широкое применение нашел искусственный радиоактивный изотоп (период полураспада 14,3 суток).

Свойства аллотропных модификаций фосфора объясняются их строением. Более подробно изучено строение белого фосфора. Он имеет молекулярную кристаллическую решетку. Его молекулы четырехатомны (Р₄ — тетрафосфор) и имеют форму правильной трехгранной пирамиды . Каждый атом фосфора находится в одной из вершин пирамиды и связан тремя связями с другими тремя атомами. Как все вещества с молекулярной решеткой, белый фосфор легко плавится и летуч. Он хорошо растворяется в органических растворителях.

В отличие от белого фосфора красный и черный фосфоры имеют атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы почти во всех растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240°С. При окислении белый фосфор светится в темноте — происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800°С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800°С молекулы диссоциируют: Последние при температуре выше 2000°С распадаются на атомы: Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р₂, Р₄ и в полимерные вещества. Очевидно, молекула Р₄, где атомы связаны между собой тремя связями, прочнее молекулы Р₂, в которой атомы связаны одной и двумя связями. Уже при обычной температуре молекула Р₂ неустойчива (устойчивость же N₂ в этих условиях надо объяснить весьма малым размером атома, см. п. 6 табл. 10.1).

Фосфор соединяется со многими простыми веществами — кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Например:

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

Соединения фосфора с металлами называются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН₃ — очень ядовитого газа с чесночным запахом:

По аналогии с NH₃ фосфин способен к реакциям присоединения:

Получение и применение. Фосфор получают из апатитов или фосфоритов. Последние смешивают с углем (коксом) и песком и прокаливают в электрической печи при 1500°С

При этой реакции пары фосфора сгущают и улавливают в приемнике с водой.

Красный фосфор применяется для производства спичек. Из красного фосфора, сульфида сурьмы (III), железного сурика (природного оксида железа (III) с примесью кварца) и клея приготовляют смесь, которую наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Головка спичек состоит главным образом из бертолетовой соли, молотого стекла, серы и клея. При трении головки о намазку спичечной коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Белый фосфор широкого применения не имеет. Обычно его используют для образования дымовых завес. Черный фосфор применяется очень редко.

Оксиды фосфора и фосфорные кислоты

Оксиды фосфора. Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются Р₄О₆ и Р₄О₁₀. Часто их формулы пишут в упрощенном виде как Р₂О₃ и Р₂O. (индексы предыдущих разделены на 2).

Оксид фосфора (III) Р₄О₆ — воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Очень ядовит.

Оксид фосфора (V) Р₄О₁₀ — белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислого рода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Фосфорные кислоты. Оксид фосфора (V) Р₄O₁₀, взаимодействуя с водой, образует триметафосфорную кислоту Н₃(РO₃)₃ (упрощенно ее формулу часто пишут НРO₃); последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н₃РO₄; при нагревании Н₃РO₄ образуется дифосфорная кислота Н₄Р₂O₇:

Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, так как ее соли — фосфаты — используются в качестве удобрений.

Фосфорная кислота — белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степени окисления +5 из всех возможных для фосфора. В промышленности фосфорная кислота получается двумя способами: экстракционным и термическим.

По первому способу измельченный фосфат кальция обрабатывают серной кислотой:

CaSO₄ выпадает в виде осадка, а кислота остается в растворе. Вместе с кислотой в раствор переходят многие примеси — сульфаты железа, алюминия и др. Такая кислота идет на производство удобрений.

По второму способу сначала получают фосфор (восстановлением природного фосфора в электропечи). Затем его окисляют до оксида Р₄О₁₀, а последний соединяют с водой и получают чистую кислоту (концентрация до 80%).

Соли фосфорной кислоты. В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

В водном растворе фосфорная кислота подвергается ступенчатой диссоциации. Будучи трехосновной кислотой, она образует соли —фосфаты — трех видов:

1) фосфаты —замещены все атомы водорода в фосфорной кислоте, например, К₃РO₄ — фосфат калия, (NH₄)₃PO₄ — фосфат аммония;

2) гидрофосфаты — замещены два атома водорода кислоты, например, К₂НРO₄— гидрофосфат калия, (NH₄)₂HPO₄ — гидрофосфат аммония;

3) дигидрофосфаты — замещен один атом водорода кислоты, например, КН₄РO₄ — дигидрофосфат калия, NH₄H₂PO₄ — дигидрофосфат аммония.

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция Са(Н₂РO₄)₂. Гидрофосфат кальция СаНРO₄ и фосфат кальция Са₃(РO₄)₂ растворимы в органических кислотах (органические кислоты содержатся в подзолистых и торфяных почвах).

Минеральные удобрения

Вещества, главным образом соли, которые содержат необходимые для растений элементы питания, называются минеральными удобрениями. Их вносят в почву для повышения ее плодородия с целью получения высоких и устойчивых урожаев.

Макро- и микроудобрения. Основными химическими элементами, необходимыми для жизнедеятельности растений, являются следующие (их десять): С, О, Н, N, Р, К, Са, Mg, Fe, S. Такие элементы минерального питания растений, как N, Р, К и некоторые другие, необходимы растениям в больших дозах. Поэтому их называют макроэлементами, а удобрения, их содержащие, макроудобрениями или обычными удобрениями.

Однако помимо перечисленных 10 элементов живым организмам необходимы в очень небольших количествах (микроколичествах) такие химические элементы, как В, Сu, Со, Мn, Zn, Mo, I. Они называются микроэлементами, а удобрения, их содержащие, — микроудобрениями. Сейчас уже нельзя обойтись без микроудобрений — витаминов полей, ибо их использование открывает дополнительные возможности при производстве сельскохозяйственной продукции (см. Введение, § 4).

Классификация удобрений. Минеральные удобрения подразделяют на простые (односторонние) и комплексные (сложные и смешанные).

Смешанные удобрения представляют собой механические смеси разных видов удобрений — простых, сложных или тех и других. Они часто называются тукосмесями.

Минеральные удобрения часто называют туками, а промышленность, производящую их, туковой. В Советском Союзе создана мощная туковая промышленность. В настоящее время она выпускает более 40 видов минеральных удобрений.

Азотные, фосфорные и калийные удобрения. Наибольшее значение имеют азотные, фосфорные и калийные удобрения.

Фосфорные удобрения — это кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты. Они составляют половину всех производимых минеральных удобрений. Наиболее распространенными фосфорными удобрениями являются следующие.

Фосфоритная мука, получаемая при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит малорастворимую соль Са₃(РO₄)₂, то усваиваться растениями может только на кислых почвах — подзолистых и торфяных. Усвоению благоприятствует тонкость помола, а также внесение ее в почву совместно с кислыми удобрениями, например с (NH₄)₂SO₄ или навозом.

Простой суперфосфат, получаемый обработкой апатитов и фосфоритов серной кислотой. Цель обработки — получить растворимую соль, хорошо усвояемую растениями в любой почве:

Смесь полученных солей Са(Н₂РO₄)₂ и CaSO₄ обычно и называется простым суперфосфатом. Его производят в очень больших количествах как в гранулированном виде, так и в виде порошка.

Гранулированное удобрение имеет ряд преимуществ по сравнению с порошковым: его легче хранить (не слеживается), удобнее вносить в почву с помощью туковых сеялок, но главное — на большинстве почв оно дает более высокий прирост урожая.

Двойной суперфосфат — концентрированное фосфорное удобрение состава Са(Н₂РO₄)₂. По сравнению с простым суперфосфатом не содержит балласта — CaSO₄. Получение двойного суперфосфата состоит из двух стадий. Сначала получают фосфорную кислоту (см. уравнение, § 10.11). Затем Водным раствором фосфорной кислоты обрабатывают апатит или фосфорит. Количество исходных продуктов берется в соответствии с уравнением:

Преципитат — концентрированное фосфорное удобрение состава Мало растворим в воде, но хорошо растворим в органических кислотах. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Костная мука, получаемая при переработке костей домашних животных, содержит Са₃(РO₄)₂.

Аммофос — удобрение, содержащее фосфор и азот. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком. Обычно содержит соли NH₄H₂PO₄ и (NH₄)₂HPO₄.

Таким образом, фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.

Калийные удобрения также необходимы для питания растений. Недостаток калия в почве заметно уменьшает урожай и устойчивость растений к неблагоприятным условиям. Поэтому около 90% добываемых солей калия используют в качестве калийных удобрений.

Важнейшими калийными удобрениями являются:

1) сырые соли, представляющие собой размолотые природные соли, преимущественно минералы сильвинит и каинит

2) концентрированные удобрения, получаемые в результате переработки природных калийных солей,— это КСl и K₂SO₄;

3) древесная и торфяная зола, содержащие поташ К₂СO₃.

Большое внимание уделяется производству смешанных удобрений, содержащих микроэлементы.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник