Азот. Аммиак и соли аммония. 1.Азот: Азот — химический элемент № 7. Он расположен в VА группе Периодической системы химических элементов. N7+2e)5e На внешнем слое атома азота содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом азоту характерна степень окисления –3, а при взаимодействии с более электроотрицательными кислородом и фтором он проявляет положительные степени окисления от +1 до +5. Азот в виде простого вещества содержится в воздухе. Его объёмная доля составляет 78 %. В земной коре соединения азота встречаются редко. Известно месторождение нитрата натрия NaNO3 (чилийская селитра). Азот относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул белков и нуклеиновых кислот. Простое вещество Молекулы простого вещества состоят из двух атомов, связанных прочной тройной связью: N:::N...., N≡N. При обычных условиях азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, малорастворимый в воде. Не ядовит. Азот химически малоактивен из-за прочной тройной связи и в химические реакции вступает только при высоких температурах. При комнатной температуре он реагирует только с литием с образованием нитрида лития: 6Li0+N20=2Li+13N−3. При нагревании образует нитриды и с некоторыми другими металлами: 3Ca+N2=Ca3N2. С водородом азот реагирует только при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора. В реакции образуется аммиак: t,p,kat 0 N2 +3H20⇄2N−3H3+1. В реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства. Восстановительные свойства азота проявляются в реакции с кислородом: t N20+O20⇄2N+2O−2. 1 Реакция возможна только при очень высокой температуре (3000 °С) и частично протекает в атмосфере во время грозы. Образуется оксид азота(II). Применение и получение: Большое количество азота используется для получения аммиака и азотных удобрений. Применяется он для создания инертной среды при проведении химических реакций. Жидкий азот находит применение в медицине, используется для охлаждения в химических и физических исследованиях. Чистый азот получают из воздуха. 2.Аммиак: 1) Строение молекулы аммиака. Прежде всего, рассмотрим строение молекулы аммиака NH3. Как вы уже знаете, на внешнем энергетическом уровне атомы азота содержат пять электронов, из которых три электрона - неспаренные. Именно они и участвуют в формировании трех ковалентных связей с тремя атомами водорода при образовании молекулы аммиака NH3. Три общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома азота, а так как молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды (см. ниже), то в результате смещения электронных пар возникает диполь, то есть система с двумя полюсами. 2) Водородная связь Для молекул аммиака характерно связывание их между собой в ассоциации за счет водородных связей. Вспомните, какая химическая связь называется водородной. В ходе беседы уточняется, что водородная связь - это химическая связь между атомами водорода одной молекулы и атомами сильно электроотрицательных элементов (фтора, кислорода, азота), имеющих непоселенные электронные пары другой молекулы. Это слабая связь - примерно в 15-20 раз слабее ковалентной. Однако, благодаря водородной связи некоторые низкомолекулярные вещества (то есть имеющие небольшую молекулярную массу) образуют ассоциаты, что приводит к повышению температур плавления и кипения веществ. Водородная связь образуется между молекулами воды, спиртов, фтороводорода, аммиака и др. веществ. Очень важную роль играет водородная связь в молекулах важнейших для живых существ соединений - белков и нуклеиновых кислот. Между молекулами аммиака также образуются водородные связи, что можно изобразить схемой: В молекуле NH3 тип химической связи – ковалентный полярный. Электронная плотность смещена к атому азота, на атоме азота – частичный отрицательный заряд δ–, на атомах водорода – частичный положительный заряд δ+. 2 В молекуле аммиака одинарные связи, так как на атоме азота в молекуле NH3 имеется неподелённая электронная пара. Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно–акцепторному механизму четвёртой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами. Именно поэтому аммиак реагирует с кислотами. Молекула аммиака способна присоединять протон (или ион гидроксония). При этом возникает четвёртая ковалентная связь с атомом водорода по донорно–акцепторному механизму. В результате образуется ион аммония: При обычных условиях аммиак – бесцветный газ с резким характерным раздражающим запахом. Aммиaк легче воздуха. 3) Получение и физические свойства аммиака Как производят аммиак в промышленности вы уже знаете - синтезом из азота и водорода. Газ собирают в перевернутый кверху дном сосуд, а распознают или по запаху, или по посинению влажной лакмусовой бумажки, или по появлению белого дыма при внесении палочки, смоченной в концентрированном растворе соляной кислоты. Лабораторным способом получения аммиака является взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании: Эта реакция также является качественной реакцией на ион аммония. Её признак – появление запаха аммиака. Образовавшийся аммиак хорошо растворяется в воде. Для получения аммиака в лаборатории лучше брать сульфат аммония и гидроксид кальция, тогда образующийся сульфат кальция связывает воду, образуется гипс – CaSO4 • 2H2O. Иногда вместо щёлочи используется натронная известь – смесь СаО и NaOH. Реакцию ведут при нагревании: (NH4)2SO4 + Са(ОН)2 = CaSO4 + 2NH3↑ + 2H2O Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. Аммиак нельзя вдыхать продолжительное время, так как он ядовит. Этот газ легко сжижается при обычном давлении и t = -33,4 оС, а при испарении жидкого аммиака из окружающей среды поглощается много тепла, поэтому аммиак применяется в холодильных установках. Аммиак очень хорошо растворяется в воде при 20 оС в 1 объеме ее растворяется около 700 объемов аммиака. Концентрированный водный раствор аммиака (25% по массе) называется гидратом аммиака, водным аммиаком или аммиачной водой, а используемый в медицине раствор аммиака известен под названием нашатырный спирт. Тот нашатырный спирт, который имеется в вашей домашней аптечке, содержит 8-10% аммиака. Аммиак кипит при температуре –33,3 °С, его температура плавления –77,7 °С. Аммиaк легко сжижается при охлаждении и повышении давления. Он обладает чрезвычайно высокой растворимостью в воде: в одном объёме воды растворяется около 1200 объёмов аммиака при 0 °С, а при +20 °С – 700 объёмов. Разбавленные растворы аммиака (3–10%) называются нашатырным спиртом, концентрированные растворы (18,5–25%) – аммиачной водой. При работе с аммиаком надо помнить, что даже незначительное содержание его приводит к раздражению слизистой оболочки носа, горла и т. д. 3 4) Химические свойства аммиака Если к раствору аммиака прилить несколько капель фенолфталеина, то он окрасится в малиновый цвет, то есть покажет щелочную среду: NH3 + H2O NH3×H2O NH4+ + ОННаличием гидроксид-ионов ОН и объясняется щелочная реакция водных растворов аммиака. Если окрашенный фенолфталеином раствор аммиака подогреть, то окраска исчезнет. Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония. Это взаимодействие наглядно наблюдается в следующем опыте: если стеклянную палочку или стакан, смоченные раствором аммиака, поднести к другой палочке или стакану, смоченным раствором соляной кислоты, то появится густой белый дым. NH3 + HCl = NH4Cl И водный раствор аммиака, и соли аммония содержат особый ион - катион аммония NН4+, играющий роль катиона металла. Он получается в результате того, что атом азота имеет свободную (неподеленную) электронную пару, за счет которой и формируется еще одна ковалентная связь с катионом водорода, переходящего к аммиаку от молекул кислот или воды. Такой механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобществления непарных электродов, а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов, называется донорноакцепторным. В данном случае, донором этой свободной электронной пары служит азот, акцептором – ион водорода кислоты или воды (протон). Рассмотрим химические свойства аммиака с позиций окислительно-восстановительных и кислотно-основных взаимодействий. В молекуле аммиака азот находится в низшей степени окисления (–3), поэтому за счёт азота аммиак обладает только восстановительными свойствами. Так, аммиак способен окисляться или. до свободного азота (без участия катализатора): 4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О, или до оксида азота (II) (в присутствии катализатора): 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О В присутствии катализатора (сплав Pt и Rh) NH3 окисляется кислородом с образованием NO. Этот процесс является одной из стадий промышленного получения азотной кислоты. Если пропустить ток аммиака по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. Аммиаком можно восстановить некоторые неактивные металлы или металлы средней активности из их оксидов: В кислотно-основных взаимодействиях аммиак проявляет основные свойства. Он взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония: NH3 + НCl = NH4Cl (хлорид аммония) 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 (сульфат аммония) 4 NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 (гидросульфат аммония) При растворении аммиака в воде устанавливается следующая совокупность равновесных состояний: Поэтому водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию. 5) Применение аммиака Аммиак применяется для получения азотной кислоты HNO3, мочевины (H2N–СО–NH2) – ценного удобрения, для получения соды (Na2CO3) по аммиачному методу, для аминирования органических веществ. Жидкий аммиак и его водные растворы используются как жидкие удобрения. Аммиак применяется как хладагент в холодильниках (NH3 легко сжижается, а затем испаряется с поглощением большого количества теплоты). В медицине используется 10%-й раствор – нашатырный спирт. 3.Соли аммония: Соли аммония, как и другие соли, являются ионными соединениями, образованными катионами аммония NH4+ и анионами кислотных остатков. По многим свойствам соли аммония похожи на соли натрия и калия. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, бесцветные, если анион кислотного остатка не обусловливает какую–либо окраску. 1) Физические свойства солей аммония Катион аммония NН4+ играет роль катиона металла, и он образует с кислотными остатками соли: NН4NО3 - нитрат аммония, или аммиачная селитра, (NH4)2SО4 сульфат аммония и т.д. Все соли аммония - твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По ряду свойств они похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия, так как радиусы ионов К+ и NН4+ приблизительно одинаковы. 2)Получение и химические свойства солей аммония Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами. Соли аммония обладают всеми свойствами солей, обусловленными наличием кислотных остатков. NH4Cl + AgNO3 = AgCl¯ + NH4NO3 (NH4)2СО3 + 2HCl = 2NH4Cl + H2O + CO2 (NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + 2NH4Cl и т.д. Кроме этого, соли аммония обладают специфическими свойствами: а) если соль аммония образована летучей кислотой и её анион не является сильным окислителем, то такая соль полностью разлагается с образованием соответствующих газов: (NH4)2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O + 2NH3 Эти реакции могут служить для идентификации солей аммония, то есть, являются качественными реакциями на катион аммония. В первой реакции образуется газообразный хлороводород, который улетучивается вместе с аммиаком, а при охлаждении вновь соединяется с ним, образуя соли, то есть при 5 нагревании в пробирке сухой хлорид аммония как бы возгоняется, но на верхних холодных стенках пробирки снова появляются белые кристаллики NH4Cl. б) если в состав соли аммония входит анион, обладающий окислительной способностью, то при нагревании происходит окислительно–восстановительная реакция. Так, при нагревании нитрата или нитрита аммония происходит конпропорционирование в результате степени окисления азота «сходятся»): Нагревание дихромата аммония приводит к образованию оксида хрома(III), эту реакцию часто используют для имитации «вулканчика»: Соли аммонию реагируют со щелочами с образованием аммиака: Данную реакцию можно рассматривать как качественную на наличие ионов аммония. При нагревании аммиак улетучивается за счёт уменьшения его растворимости. Это легко определяется по характерному запаху аммиака и по окрашиванию влажной лакмусовой бумаги в синий цвет. 3) Применение солей аммония Почти все соли аммония используют в качестве азотных удобрений. Растения способны усваивать азот только в связанном виде, то есть в виде ионов NH4+ или NО3-. Замечательный русский агрохимик Д.Н. Прянишников выяснил, что если у растения есть выбор, то оно предпочитает катионы аммония нитратаниону, поэтому использование солей аммония в качестве азотных удобрений особенно эффективно. Очень ценным азотным удобрением является нитрат аммония NH4NO3. Хлорид аммония NH4Cl используют при паянии, так как эта соль очищает поверхность металла от оксидов. NH4НСОЗ и (NH4)2CO3 применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным, например: NH4HCО3 NH3 + Н2О + СО2 NH4NО3 в смеси с порошком алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества - аммонала, который широко применяется при разработке горных пород. 6 4. Оксиды азота: Азот проявляет положительные степени окисления от +1 до +5 и образует соединения с кислородом: N2O — оксид азота(I), NO — оксид азота(II), N2O3 — оксид азота(III), NO2 — оксид азота(IV), N2O5 — оксид азота(V). Первые четыре вещества при обычных условиях представляют собой газы, а N2O5 — твёрдое вещество. Все оксиды азота ядовиты. Бесцветный оксид азота(II) образуется в реакции азота с кислородом при высоких температурах: 3000°C N2+O2⇄2NO. Этот оксид является также продуктом каталитического окисления аммиака: k 4NH3+5O2=4NO+6H2O. Oксид азота(II) легко окисляется при комнатной температуре. При этом образуется бурый газ с неприятным запахом — оксид азота(IV): 2NO+O2=2NO2. Обрати внимание! Оксид азота(I) и оксид азота(II) относятся к несолеобразующим оксидам. Они не реагируют с водой, кислотами и основаниями. Другие оксиды являются солеобразующими (кислотными). Оксиду азота(III) соответствует слабая азотистая кислота HNO2, оксиду азота(V) — сильная азотная кислота HNO3. Oксид азота(IV) при растворении в воде образует две кислоты одновременно — азотную и азотистую: H2O+2NO2=HNO2+HNO3. В присутствии кислорода реакция между оксидом азота(IV) и водой протекает иначе, и образуется только азотная кислота: 2H2O+4NO2+O2=4HNO3. Оксид азота(II) и оксид азота(IV) — промежуточные вещества при получении азотной кислоты. 7
