Уравнение реакции азота с серой

Азот и сера

Содержание:

Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

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

Азот и сера

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Особенности строения и свойства молекулы азота

Азот расположен в главной подгруппе V группы (или 15 группе) и во втором периоде периодической системы химических элементов. Электронная конфигурация азота в основном состоянии:

На внешнем энергетическом уровне атома азота находится пять электронов, из них три неспаренных, которые, перекрываясь, образуют три общие электронные пары. Два атома азота связаны очень прочной тройной ковалентной неполярной связью (рис. 47).

Тройная связь в молекуле азота образует самую стабильную из всех известных двухатомных молекул. Его малая активность, низкая реакционная способность объясняется большой прочностью его молекул, обусловливающей высокую энергию активации реакций, протекающих с участием азота. При 3300°С только одна молекула из 1000 диссоциируется на атомы. Энергия диссоциации N₂ на два атома азота (Ед) составляет 941,6 кДж/моль.

Рис. 47. Строение молекулы

Слово «азот», предложенное французе мим химиком А. Лавуазье означает «безжизненный». Почему его так назвали? И справедливо ли это?

При комнатной температуре он взаимодействует лишь с литием. Однако при нагревании он начинает реагировать со многими металлами — с магнием, кальцием, титаном. С водородом азот вступает во взаимодействие при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора. Реакция азота с кислородом начинается при 3000— 4000°С. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Вследствие большой прочности молекулы азота его энтальпия образования отрицательна. Соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании.

Для человечества чрезвычайно полезна относительная инертность азота. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот был действительно инертным газом, таким, например, как гелий, то тогда ни химические производства, ни микроорганизмы не смогли бы связать азот атмосферы и удовлетворить потребность всего живого в связанном азоте. Не было бы аммиака, азотной кислоты, необходимой для производства множества веществ, не было бы важнейших удобрений. Не было бы и жизни на Земле, ведь азот входит в состав всех организмов. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма.

Элементарный, не связанный азот применяется достаточно широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлурги и азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.

Химическое строение молекулы азота характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Кратность связи в молекуле азота равна трем. Это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости. Этим объясняется малая химическая активность свободного азота. При обычных условиях азот не реагирует ни с металлами (кроме лития), ни с металлоидами.

Азот широко применяется в пищевой промышленности. Поместив продукты питания в атмосферу из жидкого азота, можно надолго сохранить свежесть продуктов.

Аммиак и соли аммония

Одним из важнейших соединений азота является аммиак NH₃, в котором степень окисления азота равна — 3.

Экспериментально доказано, что молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды. При образовании молекулы NH₃ неподеленная пара электронов занимает вершину пирамиды. Наличие неподеленной пары электронов у атома азота во многом обусловливает его химические свойства.

Строение и структура Льюиса молекулы аммиака изображены ниже:

В обычных условиях аммиак — бесцветный газ, легче воздуха, с резким характерным запахом. При вдыхании небольших количеств аммиака повышается функциональная активность отдельных структур головного мозга, что используется для приведения человека в сознание при обмороке.

В жидком состоянии молекулы аммиака благодаря высокой полярности связей образуют между собой водородные связи; эти же связи возникают между молекулами воды и аммиака при растворении последнего в воде. Поэтому аммиак легко переходит в жидкое состояние (t_кип = -ЗЗ°С), прекрасно растворяется в воде (700 объемов в 1 литре воды при 20°С). Аммиак — один из наиболее сжижаемых газов и «рекордсмен» среди них по растворимости в воде.

Химические свойства. Реакции, присущие аммиаку, можно разбить на две группы:

1) с изменением степени окисления атома азота <реакции окисления);

2) без изменения степени окисления атома азота (присоединение).

Разбавленный раствор аммиака (3—10%) называют нашатырным спиртом, а концентрированный раствор (18,5—25%) — аммиачной водой.

Раствор аммиака обладает слабыми щелочными свойствами, меняет окраску индикатора.

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

NH₃ — сильный восстановитель

Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение — образование иона аммония по донорно-акцепторному механизму)

В молекуле аммиака NH₃ азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может проявлять только восстановительные свойства. Вы уже знаете, что аммиак окисляется кислородом до азота, а при каталитическом окислении до оксида азота (II) NO (при нагревании)

Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

Окисляется сильными окислителями:

(при нагревании)

Аммиак — непрочное соединение, при нагревании разлагается:

Взаимодействием аммиака и углекислого газа получают ценное азотсодержащее удобрение — мочевину (карбамид):

Атом азота имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода — свободную s-орбиталь. При взаимодействии аммиака с ионом водорода неподеленная электронная пара атома азота переходит на свободную s-орбиталь иона водорода, и образуется четвертая ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму:

Взаимодействие аммиака с кислотами приводит к образованию средних или кислых (в случае много основных кислот) солей:

Молекулы NH₃ способны образовывать донорно-акцепторные связи не только с Н — но и с катионами некоторых переходных металлов: и др. Это приводит к образованию растворимых аммиакатов. Например, в аммиаке легко растворяются (в воде нерастворимы):

гидроксид диаммин серебра (I)

Химическая реакция нейтрализации с кислотами приводит к образованию солей аммония и воды:

Реагирует с кислотными оксидами с образованием нормальной соли

Аммиачная вода вступает в реакции ионного обмена с солями металлов, которым соответствуют слабые основания, при этом образуется нерастворимый в воде гидроксид:

Гидроксид аммония — неустойчивое вещество, оно легко разлагается на аммиак и воду:

Применение. Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония, соли аммония (рис. 48).

Рис. 48. Применение аммиака

1 — при производстве взрывчатых веществ; 2 — при пайке металлов; 3 — в медицине; 4 — для производства азотной кислоты; 5 — для получения минеральных удобрений

Аммиак является хорошим горючим реактивного топлива. Гидроксид аммония применяется в производстве текстиля, каучука, лекарств, керамики, используется в фотографии и пищевой промышленности, входит в состав детергентов. Он применяется для извлечения из руд некоторых металлов: меди, никеля, молибдена. Гидроксид аммония используется для отбеливания и удаления пятен. Также она находит применение в качестве моющего средства в бытовой химии. Диаммоний-фосфат используется для огнестойкой пропитки текстиля, изделий из бумаги и дерева. Он входит в состав удобрений и флюсов для пайки металлов. Хлористый аммоний используется в качестве флюса в процессе оцинковывания листов железа, входит в состав безопасных взрывчатых веществ, лекарств. Кроме того, хлористый аммоний используется при лужении, окраске, нанесении гальванических покрытий и дублении.

Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде. Для аммиака характерны реакции окисления, где проявляет только восстановительные свойства. Аммиак окисляется кислородом. В реакции присоединения аммиак вступает с водой и кислотами.

Умей применять знания по химии!

1. Нашатырь хорошо справляется с жирными пятнами, поэтому его раствором можно мыть плиту и духовку. Универсальный продукт, который помогает решать многие задачи в доме. Вместо того, чтобы переполнять свои полки специализированными очистителями можно использовать одну бутылку этого средства для решения многих бытовых проблем.

2. Замачивание в растворе нашатыря изделий из серебра, золота и других металлов — еще один полезный совет, который подтвердят даже владельцы ювелирных мастерских.

3. Смесь мела и нашатырного спирта помогут в чистке столовых приборов из мельхиора и серебра.

4. 20 граммов мела или зубного порошка, 1 стакан воды, 1 столовая ложка нашатыря помогут очистить зеркало. Нанесите смесь. А затем сотрите мягкой тряпочкой или бумагой.

Промышленное получение аммиака

Мы живем на дне воздушного океана, по объему состоящего на 79% из азота. Азот — один из наиболее распространенных на нашей планете элементов. Общее содержание его в земной коре — 0,02% . Азот жизненно необходим для развития любого растения. Но в природе азот связывается клубеньковыми бактериями, находящимися в растениях. В силу неполного замещения азотом растений его необходимо вносить в почву с удобрениями. В период Первой мировой войны интерес к мирному использованию азота буквально утонул в спросе на нитросоединения для военных нужд (например, для производства динамита). Лучшие химики Франции, Германии, Англии в условиях острой конкуренции пытались создать промышленный способ получения аммиака.

В XX в. началось интенсивное строительство заводов для производства соединений азота. Затраты на это производство были очень высоки, что объяснялось несовершенством технологии. Основная часть энергии вообще расходовалась впустую. Принципиально новое решение проблемы фиксации азота было найдено незадолго до Первой мировой войны. Речь идет о синтезе аммиака — основном процессе современной технологии связывания азота. Такой синтез был осуществлен известным немецким химиком Фрицем Габером в 1908 г. Оказалось, что при высоком давлении и температуре в присутствии осмиевого катализатора азот вступает в реакцию с водородом, в результате чего образуется аммиак:

Пользуясь принципом Лe Шателье, можно определить, при каком именно давлении и температуре лучше всего проводить процесс синтеза аммиака (табл. 21).

Равновесные концентрации аммиака в стехиометрической смеси азота и водорода

Анализируя данные таблицы 21, несложно сделать вывод о том, при каких условиях выход аммиака наибольший. Но когда немецкие технологи запустили первый завод по производству аммиака, то колонна синтеза взорвалась. В поисках причин аварии обнаружилось, что при высоком давлении и высокой температуре водород диффундирует через стальные стенки аппарата и, попадая в атмосферу, взрывается с кислородом (составьте уравнение такой реакции). Позже ученые нашли выход из ситуации и стали производить аммиак при низком давлении и температуре. Правда, практический выход при этом снизился. Немецкие исследователи Ф. Габер и К. Бош предложили циркуляционную схему синтеза аммиака под давлением. В 1913 г. в Германии заработала первая промышленная установка.

Развитие азотной отрасли промышленности послужило толчком к созданию мощной немецкой химической индустрии. Позже и в других странах возникли заводы по синтезу аммиака, все они использовали процесс Габера — Боша.

Карл Бош (1874—1940)

Немецкий химик-технолог, создал (1913) первую промышленную установку синтеза аммиака под давлением на железном катализаторе. За разработку процесса синтеза аммиака Габеру и Бошу в 1918 г. была присуждена Нобелевская премия.

Фриц Габер (1868—1934)

Лауреат Нобелевской премии, немецкий химик Фриц Габер совместно с Карлом Бошем разработал технологию получения аммиака прямым синтезом из азота и водорода. С помощью этого способа химическая промышленность смогла и далее из аммиака получать азотную кислоту и другие соединения азота — от лекарств до взрывчатых веществ,

Однако и в настоящее время, спустя почти век, поиски оптимальных условий производства аммиака продолжаются.

I. Сырье. В производстве аммиака в качестве сырья используются природный газ метан для получения водорода и азот, полученный сжижением воздуха.

II. Подготовка сырья. Метан подвергается высокотемпературному разложению. При этом образуются водород, сажа или ацетилен, последние затем применяются для сварки и резки металлов, в фильтрах и типографии.

III. Химизм производства. Рассмотрим реакцию, лежащую в основе получения целевого продукта:

Подбор оптимальных условий проведения синтеза осуществляется, исходя из характеристик химической реакции.

1. Реакция обратимая, гомогенная (исходные вещества и продукты — газы), идет с уменьшением объема, следовательно, смещению равновесия в сторону продуктов способствует повышенное давление. Для синтеза аммиака применяется давление 15—100 МПа. Различают три способа производства в зависимости от используемого давления:

1) низкое давление (10—15 МПа);

2) среднее давление (25—30 МПа);

3) высокое давление (50—100 МПа).

Наиболее распространенным является второй способ.

2. Реакция экзотермическая, повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону исходных веществ, а понижение температуры — в сторону продуктов реакции, но при этом скорость синтеза будет очень мала, поэтому реакцию проводят при оптимальной для данного процесса температуре — 450—500°С.

3. Для ускорения синтеза, быстрейшего установления равновесия используют катализатор — восстановленное железо, активированное оксидами калия, алюминия и др. Реагенты и продукты реакции находятся в газовой фазе и образуют гомогенную систему. Реакция протекает на поверхности твердых, катализаторов. Такая реакция составляет особый класс гетерогенно-каталитических реакций. Большое значение имеет площадь поверхности катализатора. Катализатор изготавливают в виде губчатых гранул или таблеток. Поскольку активность катализатора сильно снижается от присутствия примесей, то реагирующие газы подвергают тщательной очистке (от воды, соединений серы и др.).

4. При всех указанных условиях проведения реакции равновесный выход продукта составляет не более 20%, поэтому синтез продукта осуществляется по способу многократной циркуляции, т. е. непрореагировавшую смесь газов многократно возвращают в производство после отделения от нее полученного продукта.

IV. Технология процесса. Исходную смесь газов берут в соотношении 1 объем N₂ к 3 объемам Н₂. Реагирующие газы тщательно очищают, затем подают в турбокомпрессор, где сжимают до 25—60 МПа, после чего смешивают с циркуляционным газом и направляют в колонну синтеза.

Колонны синтеза бывают разной конструкции. На схеме представлена колонна, совмещающая в одном корпусе и катализаторную коробку, и теплообменник.

Исходную смесь газов сначала нагревают в теплообменнике за счет движущихся противотоком выходящих газов, а затем в зоне экзотермической реакции. (Противоток — это движение различных веществ навстречу друг другу с целью создания наилучших условий для обмена энергией.)

Отвод продуктов и непрореагировавших веществ из зоны реакции производят через холодильник с последующим разделением в сепараторе.

Многократная циркуляция газов позволяет повысить выход продукта до 85—90% от теоретического. Затраты на производство существенно снижены за счет осуществления непрерывности процесса. Это позволяет полностью автоматизировать производство (рис. 51).

Рис. 49. Схема производства аммиака

Рис. 50. Газгольдеры для хранения аммиака

V. Особенности технологического процесса. Процесс непрерывный, циркуляционный.

VI. Основной продукт: аммиак.

Производство аммиака решило проблему «азотного голодания». Но возникла угроза совсем другого рода — экологическая. Поскольку внесение в почву азотных удобрений, пожалуй, самое грубое вмешательство человека в естественным круговорот. И вот оказалось, что жизненно важный, связанный азот попал в список врагов окружающей среды. Соединения азота легко вымываются из почвы в водоемы и попадают в питьевую воду. В последнее время установлены нормы на содержание нитратов в питьевой воде.

История использования связанного азота — это напоминание о необходимости бережного отношения к биосфере. Рычаги мощного воздействия на природу, которые дает человечеству наука, должны использоваться чрезвычайно разумно, рационально, а главное, не только во имя настоящего, но и будущего Земли.

Рис. 51. Завод по производству аммиака

Современный процесс получения аммиака основан на его синтезе из азота и водорода при температурах 380—450°С и давлении 250 атм с использованием железного катализатора. При всех указанных условиях проведения реакции равновесный выход продукта составляет не более 20%, поэтому синтез продукта осуществляется по способу многократной циркуляции.

Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко-красные — черными.

Промышленное производство азотных удобрений

Аммиачная селитра NH₄NO₃ — это самое востребованное макроудобрение, необходимое для многих сельскохозяйственных культур. Технология производства аммиачной селитры довольно проста.

Основными аппаратами в производстве аммиачной селитры являются нейтрализаторы. Автоматизация обеспечивает оптимальный и устойчивый технологический режим. Азотная кислота концентрацией 47—49% поступает в нейтрализатор (рис. 52). Туда же поддается аммиак. В результате реакции образуется раствор аммиачной селитры:

Рис. 52. Производство аммиачной селитры

Нейтрализатор представляет собой цилиндрический сосуд внутри которого вмонтирован второй сосуд. Нейтрализация протекает при температуре 110—120°С и давлении 1,2 атмосферы. Процесс сопровождается выделением тепла, которое используется для частичного упаривания раствора аммиачной селитры в наружном цилиндре нейтрализатора. Потом раствор поступает в донейтрализатор. Чтобы улучшить физические свойства продукта, сюда же вводится добавка нитрата магния. Далее раствор аммиачной селитры поддается в выпарной аппарат. Для упаривания раствора используется соковый пар из нейтрализатора. Концентрация повышается до 82%. Парожидкостная эмульсия направляется из верхней части аппарата в сепаратор. Происходит отделение сокового пара от раствора. Пар из сепаратора поступает в конденсатор. Раствор аммиачной селитры через напорный бак поддается на выпарной аппарат второй ступени. Плав аммиачной селитры через напорный бак поступает на выпарные аппараты третьей и четвертой ступени. Плав упаривается до концентрации 99,8%. Низкое содержание воды обеспечивает хорошее физико-механическое свойство удобрения. Теперь плав направляется в грануляционную башню. В верхней ее части плав разбрыгивается, охлаждаясь встречным потоком воздуха, капли застывают в гранулы. Охлаждение гранул продолжается в нижней части башни — в кипящем слое. Готовые гранулы транспортируются на упаковку.

Единственная компания в нашей стране, которая занимается производством аммиака и аммиачных удобрений, расположена в городе Атырау. Предприятие полностью удовлетворяет потребность сельхозпроизводителей Казахстана в аммиачной селитре.

Карбамид CO(NH₂)₂ не только высококонцентрированное азотное удобрение, но и подкормка для сельскохозяйственных животных.

Карбамид (схема 11) получают из двуокиси углерода и аммиака. Жидкий аммиак и двуокись углерода поддаются в смеситель. Туда же поступает раствор аммонийных солей.

Первая стадия процесса образования карбамата аммония NH₂COONH₄:

На второй стадии протекает эндотермический процесс отщепления воды от молекул карбамата, в результате которого и происходит образование карбамида:

Реакция образования карбамата аммония — обратимая экзотермическая, протекает с уменьшением объема. Для смещения равновесия в сторону продукта ее необходимо проводить при повышенном давлении. Для того чтобы процесс протекал с достаточно высокой скоростью, необходимы и повышенные температуры. На практике синтез карбамида проводят при температурах 150—190°С и давление 15-20 МПа. В этих условиях реакция протекает с высокой скоростью и до конца.

Разложение карбамата аммония — обратимая эндотермическая реакция. Более высокие температуры смещают равновесие реакции вправо и повышают ее скорость. Максимальная степень превращения карбамата в карбамид достигается при 220°С. Для смещения равновесия этой реакции вводят также избыток аммиака, который связывая реакционную воду, удаляет ее из сферы реакции.

В этих условиях до 65% карбамата превращается в карбамид. Плав, находящийся в колонне синтеза, кроме карбамида, содержит воду, избыточный аммиак и непревращенный карбонат аммония. Следующая стадия процесса — двухступенчатая дистилляция плава. Дистилляция предназначена для отделения от раствора аммиака двуокиси углерода, который в виде аммонийных солей возвращается в цикл. Раствор карбамида через сборник направляет на выпарку. Здесь выпаривается до концентрации 92%. Выпаренный раствор поступает на грануляционную башню. В башни он разбрызгивается, капельки, падая, затвердевают. Образуются гранулы. Гранулированный карбамид направляется на упаковку.

Технология производства азотных удобрений в химической промышленности не считается сложной. К важнейшим азотным удобрениям относятся аммиачная селитра NH₄NO₃ и карбамид CO(NH₂)₂.

В два небольших стакана положите по головке лука и налейте немного воды. В один стакан подливайте водопроводную воду, а в другой — воду с растворенными в ней удобрениями. Опишите свои наблюдения.

Экологическое воздействие оксидов азота и нитратов на окружающую среду

К природным источникам образования оксидов азота относятся бактериальная активность в почве, грозы, извержения вулканов, лесные пожары. Высокие концентрации оксидов азота в городах и окрестностях промышленных предприятий связаны с деятельностью человека. В значительном количестве оксиды азота выделяют ТЭС и двигатели внутреннего сгорания. Выделяются оксиды азота и при травлении металлов азотной кислотой. Производства взрывчатых веществ и азотной кислоты тоже являются источниками выбросов оксидов азота в атмосферу.

Образующиеся в промышленных топках оксиды азота (NO, NO₂, N₂O) состоят примерно на 90% из оксида азота (II).

При сжигании газов и других топлив, не содержащих в своем составе связанного азота, оксиды азота возникают в результате окисления азота воздуха:

При взаимодействии бесцветного оксида азота (II) с кислородом воздуха образуется оксид азота (IV) NO₂ имеющий бурую окраску:

Оксид азота (IV) NO₂ вступая в реакцию с водой атмосферы, под воздействием солнечного излучения, или так называемых фотохимических реакций, превращается в раствор кислот — азотистой и азотной. Затем вместе со снегом или дождем они выпадают на землю.

Монооксид и диоксид азота относятся к массовым загрязнителям атмосферы.

По мере удаления от источника выброса все большее количество NO превращается в NO₂ — бурый, обладающий характерным неприятным запахом газ. Диоксид азота сильно раздражает слизистые оболочки дыхательных путей. Вдыхание ядовитых паров диоксида азота может привести к серьезному отравлению. Оксиды азота занимают второе место после диоксида серы по вкладу в увеличение кислотности осадков. Диоксид азота играет значительную роль в образовании фотохимического смога.

Смог, нарушающим нормальное состояние атмосферы многих городов, возникает в результате реакции между содержащимися в воздухе углеводородами и оксидами азота, находящимися в выхлопных газах автомобилей.

Вдыхание небольших количеств оксида азота (I) N₂O приводит к безудержному веселью. Отсюда и название этого соединения — «веселящий газ». Длительное время его использовали в медицине для наркоза. Его роль в загрязнении воздуха заключается в том, что N₂O при химических изменениях в стратосфере способствует разрушению озона.

Оксид азота (II) NO, действует на нервную систему человека, вызывает паралич и судороги, связывает гемоглобин крови и вызывает кислородное голодание. При вдыхании NO связывается с гемоглобином и в результате проявляется недостаток кислорода. Наиболее опасными источниками поступления нитратного азота в воду являются отходы животноводческих комплексов.

Проблемы нитратов в сельскохозяйственной продукции тесно связаны с крайне низкой культурой земледелия. Неоправданное применение высоких доз азотных удобрений ведет к выделению оксида азота и аммиака в атмосферу и накоплению азота в растениях. Загрязнение атмосферы азотом негативно влияет как на урожайность почвы, так и на здоровье людей. Кроме того, азотные удобрения способствуют минерализации органического вещества почвы и, как следствие усилению нитрификации и, соответственно, поступлению нитратов из самой почвы.

Большое количество нитратов в воде приводит к двум отрицательным эффектам: активному развитию и быстрому увяданию водорослей. В процессе цветения некоторые виды водорослей выделяют токсины, которые вредны для человека и водной фауны, и азот способствует их росту. Из-за стремительного развития большинство водных растений быстро погибают и начинают гнить. Мертвыми водорослями питаются бактерии, которые потребляют кислород, из-за чего начинают задыхаться рыбы и другие животные. Все это приводит к появлению так называемых мертвых зон.

Защита окружающей среды — это комплексная проблема, требующая усилий ученых многих специальностей. Наиболее активной формой защиты окружающей среды от вредного воздействия выбросов промышленных предприятий является полный переход к безотходным и малоотходным технологиям и производствам. Это потребует решения целого комплекса сложных технологических, конструкторских и организационных задач, основанных на использовании новейших научно — технических достижений.

Совершенствования технологических процессов и разработку нового оборудования с меньшим уровнем выбросов примесей и отходов в окружающую среду; экологическую экспертизу всех видов производства и промышленной продукции; замену токсичных отходов на нетоксичные; замену не утилизируемых отходов на утилизируемые; широкое применение дополнительных методов и средств защиты окружающей среды.

Существуют естественные и антропогенные источники образования оксидов азота в природе. Выбросы оксидов азота являются одной из основных причин образования фотохимического смога и кислотных дождей.

Проблемы нитратов в сельскохозяйственной продукции связаны с крайне низкой культурой земледелия. Неоправданное применение высоких доз азотных удобрений ведет к тому, что избыток азота в почве поступает в растение, где он накапливается в больших количествах.

Сероводород и сульфиды

Сероводород H₂S — это газ с запахом тухлых яиц, немного тяжелее воздуха. При вдыхании восстановительные сероводород связывается с гемоглобином крови свойства сероводорода, и препятствует переносу кислорода, поэтому очень ядовит.

Сероводород образуется при гниении белковых продуктов. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора. Он содержится в вулканических газах, в месторождениях нефти и газа, в водах минеральных источников.

В воде сероводород растворяется умеренно — при комнатной температуре в 1 объеме воды растворяется примерно 2,5 объема сероводорода.

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород проявляет сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие с кислотами — окислителями:

Сероводородная кислота

Раствор сероводорода в воде называется сероводородной кислотой. Это слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени:

(первая ступень, образуется гидросульфид — ион)

(вторая ступень)

Ей характерны общие свойства кислот:

Сероводородная кислота вступает в реакции обмена с некоторыми солями, если образуются нерастворимые сульфиды:

Применение сероводорода. Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов.

Соли сероводородной кислоты. Средние соли сероводородной кислоты называются сульфидами. Сульфиды активных металлов и аммония растворимы в воде. Сульфиды остальных металлов не растворяются в воде. Многие из них имеют окраску: NiS, CuS, PbS — черные, CdS, SnS — желтые, MnS — розовый (рис. 53).

Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованы, имеют щелочную среду:

Рис. 63. Сульфиды

Сульфиды окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃:

Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями :

3 Качественная реакция на сульфид-ионы S 2-

Реакция с нитратом серебра AgNO₃. Сульфид-ионы с катионами серебра дают черный осадок малорастворимого сульфида серебра Ag₂S:

В растворе аммиака сульфид серебра не растворяется.

При взаимодействии с сильными кислотами (HCl, H₂SO₄) — многие сульфиды разлагаются с выделением газообразного H₂S, например:

Выделяющийся сероводород можно обнаружить по запаху тухлых яиц и почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):

Реакция очень чувствительна.

В природе сероводород находится в минеральных источниках, вулканических газах. Данное соединение является продуктом гниения животных и растительных организмов, его отличает характерный запах сероводорода, Важно помнить и о том, что сероводород является сильным отравляющим веществом. Сероводород во всех окислительно-восстановительных реакциях проявляет только восстановительные свойства.

Умей применять свои знания

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

Диоксид серы, влияние на окружающую среду и применение

Диоксид серы, называемый также сернистым газом, или ангидридом сернистой кислоты, при стандартных условиях является бесцветным газом с характерным запахом.

Сернистый газ токсичен. Симптомы при отравлении диоксидом серы — насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отек легких.

Сернистый газ отличается раздражающим действием на слизистые оболочки. Объясняется это тем, что вещество при контакте с водой образует сернистую кислоту. В результате она оказывает резорбтивное действие, которое приводит к нарушению ферментативных и обменных процессов.

Если сернистый газ в жидком виде попадет в глаза, верхние слои роговицы могут быть уничтожены, что особенно опасно для зрения. В таких ситуациях помощь пострадавшим должна быть оказана незамедлительно.

Диоксид серы пагубно влияет на растения, так как проникает в лист и вступает в реакцию с железом, входящим в состав хлорофилла, вызывает распад хлорофилла и гибель растения.

Существуют природные и антропогенные источники поступления диоксида серы в окружающую среду. К природным (естественным) источникам диоксида серы относят вулканы, лесные пожары, морская пена и микробиологические превращения серосодержащих соединений. Естественным путем выделяющийся в атмосферу диоксид серы может связываться известью, в результате чего в воздухе поддерживается его постоянная концентрация.

Диоксид серы антропогенного происхождения образуется при термической переработке содержащих серу руд (сульфиды), в металлургических производствах, а также на предприятиях нефтехимического комплекса, при сжигании ископаемого топлива на предприятиях топливно-энергетического комплекса и в двигателях внутреннего сгорания. Особенно насыщенные сернистым газом выбросы дают высокосернистые угли и мазут. В химической промышленности основным источником загрязнения атмосферы диоксидом серы является сернокислотное производство. Предварительное обессеривание топлива <например, многосернистого угля) и руд протекает не полностью, а потому не может в полной мере решить проблемы ликвидации выбросов диоксида серы в атмосферу.

Общее количество антропогенного диоксида серы, выбрасываемое за год, превышает его естественное образование в 20—30 раз. Ежегодное поступление сернистого газа в атмосферу только вследствие промышленных выбросов оценивается почти в 150 млн. т.

Кислотные дожди. Загрязнение атмосферы соединениями серной и азотной кислот с последующим выпадением осадков называется кислотными дождями.

Оксид серы (SO₂) и различные оксиды азота (N_xO_y) в атмосферу Земли выбрасываются автомобильным транспортом, в результате деятельности металлургических предприятий и электростанций. Вступая в реакцию с водой атмосферы, они превращаются в растворы кислот — серной, сернистой, азотистой и азотной. Затем, вместе со снегом или дождем, они выпадают на землю.

Существует множество последствий выпадений кислотных дождей. Люди, попавшие под такой дождь, могут пострадать. Данное атмосферное явление вызывает аллергии, астму, онкологические заболевания. Также дожди загрязняют водоемы, делая их непригодной для употребления. Все жители таких акваторий находятся в опасности.

Кислотные дожди, выпадая на землю, загрязняют почву. Это исчерпывает плодородие земли, уменьшается количество урожаев. Поскольку атмосферные осадки выпадают на обширных территориях, они негативно влияют на деревья, что способствует их засыханию. Такие дожди вымывают из пашен малорастворимые в воде фосфорные удобрения, которые, попадая в водоемы, приводят к бурному размножению водорослей и быстрому заболачиванию прудов, рек.

Одно из менее опасных последствий ядовитых осадков — это разрушение каменных памятников и объектов архитектуры. Все это может привести к развалу общественных зданий и домов большого количества людей.

Уменьшение объема выбросов в атмосферу диоксида серы может достигаться разными методами. Предварительным удалением серы из угля, топочных газов, предварительной переработкой нефти.

Известковый и магнезитовый методы основаны на взаимодействии SO₂ с суспензией гидроксида кальция или магния.

Аммиачные методы основаны на абсорбции SO₂ раствором сульфита аммония.

Очистка дымовых газов с получением серы. В ряде стран разработан регенерационно-циклический способ очистки дымовых газов ТЭЦ от оксидов серы с получением серы. Топочные газы предварительно очищаются от пыли в электрофильтрах и доочищаются водой, при этом происходит очистка от тяжелых металлов. Далее SO₂ взаимодействует в абсорбере с раствором сульфида натрия:

Диоксиду серы в международной классификации присвоен код Е220, является консервантом, предотвращает рост и размножение бактерий и грибков. Тормозит ферментативное потемнение овощей и фруктов, замедляет образование меланоидинов. Перед непосредственной транспортировкой практически все виды цитрусовых обрабатываются данным консервантом.

Практически не обходится без обработки сернистым ангидридом и производство сухофруктов — они лучше хранятся и имеют более аппетитный товарный вид.

В мясном производстве это вещество также хорошо зарекомендовало себя как успешный борец с вредными бактериями. Правда, тут есть еще один нюанс — обработанное им мясо выглядит ярким, свежим, что может ввести покупателя в заблуждение.

Также стоит помнить, что процесс производства разнообразных безалкогольных напитков тоже не обходится без использования сернистого ангидрида. В свежевыжатые соки также добавляют сернистый газ — он тормозит развитие болезнетворных бактерий и предотвращает уксусное брожение и образование плесени.

Рис. 54. Негативное влияние диоксида серы на окружающую среду

Диоксид серы при стандартных условиях является бесцветным ядовитым газом с характерным запахом.

Сернистый газ отрицательно влияет на живой организм.

Существуют природные и антропогенные источники поступления диоксида серы в окружающую среду. В результате загрязнения атмосферы оксидом серы (IV) образуются кислотные дожди, и их последствия представляют собой серьезную социально-экономическую проблему (рис 54).

Диоксид серы — пищевая добавка, является консервантом, он предотвращает рост и размножение бактерий и грибков.

Решение задач на олеум

Олеум — раствор серного ангидрида SO₃ в 100% -ной серной кислоте H₂SO₄. Олеум представляет собой вязкую маслянистую бесцветную жидкость или легкоплавкие кристаллы, которые могут приобретать самые различные оттенки вследствие наличия примесей. На воздухе «дымит», реагирует с водой с выделением очень большого количества тепла. Концентрация серного ангидрида может варьировать в очень широких пределах: от единиц до десятков процентов. Олеум по сравнению с концентрированной серной кислотой обладает еще большим водоотнимающим и окислительным действием.

Рассмотрим решение задач на олеум.

Задача 1. Сколько граммов серного ангидрида надо растворить в 180 граммах воды, чтобы получить олеум с массовой долей SO₃ 10% ?

Решение. Находим количество вещества воды:

На реакцию израсходовалось 10 моль воды. По уравнению химической реакции видно, что количества всех веществ равны:

поэтому израсходовалось 10 моль SO₃

или

Пусть искомое химическое количество оксида серы (VI) равно моль, тогда Учитывая, что на реакцию с водой израсходовалось 800 г SO₃ (следовательно, масса SO₃ в конечном растворе равна ), составляем и решаем уравнение для массовой доли оксида серы (VI) в конечном растворе (масса конечного раствора SO₃ равна сумме масс воды и массы всего добавленного оксида, т. е. ):

Задача 2. Определите массу олеума, который надо добавить к воде для получения 250 г раствора с массовой долей серной кислоты 60%.

Решение. Определяем массу , которую необходимо получить для раствора:

Количество вещества кислоты:

При растворении олеума он взаимодействует с водой:

Из этого уравнения следует:

Рассчитываем массу олеума:

Задача 3. К 75% -му раствору серной кислоты массой 288 г добавили оксид серы (VI) массой 400 г. Вычислите массовую долю оксида серы (VI) в образовавшемся олеуме.

Решение. Находим массу воды в растворе. Для этого вычислим массу серной кислоты:

отсюда масса серной кислоты:

Поскольку по уравнению химической реакции все вещества находятся в разных количественных соотношениях:

На реакцию с водой потратится 5 моль оксида серы (VI). 5 моль — 4 моль = 1 моль оксида серы (VI) не вступает в реакцию.

Решение задач по уравнениям последовательно протекающих реакций

Задача 1. Какую массу (в кг) азотной кислоты можно получить из азота объемом 1 м 3 (н. у.)?

Получение азотной кислоты из азота включает четыре стадии:

Конечно, задачу можно решать с использованием всех четырех стадий, находя последовательно химическое количество N₂ NH₃, NO, NO, и HNO₃. Однако это нерационально! Гораздо удобнее и быстрее решать такие задачи с использованием стехиометрических схем. Заметим, что в состав как исходного, так и конечного веществ (N₂ и HNO₃ соответственно) входит азот. Наша задача состоит в том, чтобы уравнять число атомов азота в формулах N₂ и HNO₃. Для этого перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент «2». Это и будет в данном случае стехиометрическая схема:

Далее задачу решаем обычным образом M(HNO₃) = 63 г/моль. V_m = 22,4л/моль. Находим количество вещества азота и азотной кислоты:

Рассчитываем массу кислоты:

Задача 2. Вычислите массу 96% -ного раствора серной кислоты, которую можно получить из 3,6 кг пирита.

Решение. Находим количество вещества пирита:

Составляем стехиометрическую схему получения H₂SO₄ из пирита FeS₂:

Определяем количество вещества серной кислоты и ее массу:

Находим массу раствора серной кислоты:

Контактный способ получения серной кислоты

Для чего нужна серная кислота?

Не очень часто нам приходится иметь дело непосредственно с серной кислотой. Может показаться, что не так уж она нам и нужна. А между тем трудно найти другой продукт, который был бы так важен, как серная кислота. Она необходима для производства удобрений, красителей, обуви, моющих средств, бумаги, смазочных масел, лекарств и т. д.

В настоящее время в промышленности в основном применяют контактный метод получения серной кислоты, позволяющий использовать аппараты с большей интенсивностью.

По технологическому оформлению производство серной кислоты из железного колчедана является наиболее сложным и состоит из нескольких последовательно проводимых стадий.

I. Сырье, используемое для производства серной кислоты:

1. Самородная сера S.

2. Пирит (серный колчедан) FeS₂.

4. Сульфиды цветных металлов ZnS, Cu₂S (рис. 55).

II. Подготовка сырья. Разберем производство серной кислоты из пирита FeS₂.

1) Измельчение пирита. Перед использованием большие куски пирита измельчают в дробильных машинах. Вы знаете, что при измельчении вещества скорость реакции увеличивается, так как увеличивается площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Рис. 55. Сырье для производства серной кислоты: а — сера; б — пирит; в — медный блеск; г — киноварь

Флотационная машина с воздушным перемещением в нем

Рис. 56. Флотация пирита

2) Очистка пирита. После измельчения пирит очищают от примесей (пустой породы и земли) методом флотации (рис. 56). Для этого измельченный пирит опускают в огромные чаны с водой, перемешивают, пустая порода всплывает наверх, затем ее удаляют.

III. Химизм производства и технологический процесс. Производство серной кислоты из пирита состоит из трех стадий.

Первая стадия — обжиг пирита в печи для обжига в «кипящем слое».

Уравнение реакции первой стадии:

Измельченный очищенный влажный (после флотации) пирит сверху засылают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800°С. Пирит раскаляется докрасна и находится в «подвешенном состоянии» из-за продуваемого снизу воздуха. Похоже это все на кипящую жидкость раскаленно-красного цвета.

За счет выделяющейся теплоты в результате реакции поддерживается температура в печи. Избыточное количество теплоты отводят: по периметру печи проходят трубы с водой, которая нагревается. Горячую воду используют дальше для центрального отопления рядом стоящих помещений.

Образовавшийся оксид железа Fe₂O₃ (огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают металл железо и его сплавы с углеродом — сталь и чугун. Таким образом, выполняется принцип химического производства — безотходность.

Из печи выходит печной газ, состав которого: SO₂, О₂, пары воды (пирит был влажный!) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Такой печной газ необходимо очистить от примесей твердых частиц огарка и паров воды.

Очистка печного газа от твердых частичек огарка проводят в два этапа — в циклоне (используется центробежная сила, твердые частички огарка ударяются о стенки циклона и ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра, при достаточном накоплении под собственной тяжестью они ссыпаются вниз), для удаления паров воды в печном газе (осушка печного газа) используют серную концентрированную кислоту, которая является очень хорошим осушителем, поскольку поглощает воду.

Осушку печного газа проводят в сушильной башне — снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы SO₂ и кислорода О₂.

Вторая стадия — окисление SO₂ в SO₃ кислородом. Протекает в контактном аппарате.

Уравнение реакции этой стадии:

Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым- Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃).

а) Температура. Прямая реакция является экзотермической (+Q). Согласно правилам по смещению химического равновесия, для того чтобы сместить равновесие реакции в сторону экзотермической реакции, температуру в системе необходимо понижать. Но, с другой стороны, при низких температурах, скорость реакции существенно падает. Экспериментальным путем химики-технологи установили, что оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO₃ является температура 400—500°С. Это достаточно низкая температура в химических производствах. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре, в реакцию вводят катализатор. Экспериментальным путем установили, что наилучшим катализатором для этого процесса является оксид ванадия V₂O₅.

б) Давление. Прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов: слева 3 объема газов (2 объема SO₂ и 1 объем О₂), а справа — 2 объема SO₃. Раз прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов, то, согласно правилам смещения химического равновесия давление в системе нужно повышать. Поэтому этот процесс проводят при повышенном давлении.

Прежде чем смесь SO₂ и О₂ попадет в контактный аппарат, ее необходимо нагреть до температуры 400—500°С. Нагрев смеси начинается в теплообменнике, который установлен перед контактным аппаратом. Смесь проходит между трубками теплообменника и от них нагревается. Внутри трубок проходит горячий SO₃ из контактного аппарата. Попадая в контактный аппарат, смесь SO₂ и О₂ продолжает нагреваться до нужной температуры, проходя между трубками в контактном аппарате.

Температура 400—500°С в контактном аппарате поддерживается за счет выделения теплоты в реакции превращения SO₂ в SO₃.

в) Выбор катализатора. Наиболее активным катализатором является платина, однако она вышла из употребления вследствие дороговизны и легкой отравляемости примесями обжигового газа, особенно мышьяком. Ванадиевый катализатор менее активен, чем платиновый, но дешевле и отравляется соединениями мышьяка в несколько тысяч раз меньше, чем платина; он оказался наиболее рациональным и только он применяется в производстве серной кислоты. Ванадиевая контактная масса содержит в среднем 7% V₂O₅; активаторами являются оксиды щелочных металлов, обычно применяют активатор К₂О; носителями служат пористые алюмосиликаты. Обычные ванадиевые контактные массы представляют собой пористые гранулы, таблетки или кольца (рис. 57).

Рис. 57. Ванадиевый катализатор

Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃.

Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.

Третья стадия — поглощение SO₃ серной кислотой. Протекает в поглотительной башне.

Почему оксид серы SO₃ не поглощается водой? Ведь можно было бы оксид серы растворить в воде:

Дело в том, что если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из ее мельчайших капелек <оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, серная кислота настолько разогревается, что закипает и превращается в пар). Дня того чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98% -ную концентрированную серную кислоту. Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и неопасным. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум

Уравнение реакции этого процесса:

Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Схема производства серной кислоты контактным способом представлена на рисунке 58. Современный сернокислотный завод представлен на рисунке 59.

IV. Основной продукт — олеум.

Очень важным фактором при производстве серной кислоты является охрана окружающей среды. Вредные выбросы сернокислых заводов следует оценивать не только по действию содержащегося в них оксида серы на расположенные вблизи предприятия зоны, но и учитывать другие факторы — увеличение количества случаев респираторных заболеваний человека и животных, гибель растительности и подавление ее роста, разрушение конструкций из известняка и мрамора, повышение коррозионного износа металлов. Из-за кислотных дождей повреждены памятники архитектуры (Тадж-Махал). В зоне до 300 км от источника загрязнения (SO₂) опасность представляет серная кислота, в зоне до 600 км — сульфаты. Серная кислота и сульфаты замедляют рост растений.

Рис. 58. Общая схема производства серной кислоты контактным способом

Серная кислота — самый важный продукт для химической промышленности. Для производства серной кислоты применяют контактный метод. Этот метод состоит из нескольких последовательно проводимых стадий: обжига пирита; окисление кислородом SO₂ в SO₃; поглощение SO₃ серной кислотой. Основным продуктом в производстве серной кислоты является олеум.

Рис. 59. Завод по производству серной кислоты

Умей применять знания по химии

1. Если была пролита концентрированная серная кислота (например, из аккумулятора) необходимо разбавить водой и прибавить соду.

2. При разбавлении концентрированной серной кислоты водой обязательно приливают кислоту в воду!

Самое важное

Азот образует очень устойчивую молекулу N₂, благодаря тому, что в молекуле образуется тройная связь.

Аммиак является важным соединением, образующим азотные удобрения и азотную кислоту. Аммиак является донором электронов, образует ион аммония .

Аммиак образуется в синтезе Габера из водорода и азота. Условиями его производства является: температура 450°С, давлении 10-30 МПа, в присутствии железного катализатора.

Азотная кислота проявляет свойства кислот и специфические свойства в реакциях с металлами и неметаллами.

Сера образует важные соединения, в которых проявляет степень окисления -2, +2, +4, +6.

Важным соединением является серная кислота. В промышленности серную кислоту получают контактным способом из пирита, серы — трехстадийным процессом.

Соединения азота и серы являются причиной кислотных дождей.

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.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Азот. Химия азота и его соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация азота в основном состоянии :

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид азота (V) N2O5 азотная кислота HNO3 нитраты MeNO3
+4	оксид азота (IV) NO2
+3	оксид азота (III) нитриты MeNO2
+2	оксид азота (II) NO
+1	оксид азота (I)
-3	аммиак NH3 нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

Суммарное уравнение процесса:

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например , разложением азида натрия:

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000 о С), на электрической дуге (в природе – во время грозы) :

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000 о С-5000 о С или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой , фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С + N₂ → N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой , фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами : с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например , литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например , азот окисляет гидрид лития:

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.

Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка .

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами . Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например , хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония . При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например , гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты , почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl ⇄ NH₄ + + Cl –

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями , если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например , карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например , хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону , т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

4. При нагревании соли аммония разлагаются . При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

При температуре 250 – 300°C:

При температуре выше 300°C:

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N2O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II)	бесцветный	газ	несолеобразующий
N2O3 Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO2 Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N2O5 Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) – это несолеобразующий оксид . Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя . Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N₂O + Mg → N₂ + MgO

Еще пример : оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Например , N₂O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например , при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂ + NaNO₃ + 4HCl → 3FeCl₃ + NaCl + NO + 2H₂O

2HNO₃ + 6HI → 2NO + I₂ + 4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака :

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей .

Например , горит в атмосфере кислорода:

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl₂ → 2NOCl

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя . В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например , оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

Оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид . За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: м ожно получить при низкой температуре из оксидов азота:

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами :

Например , оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO₂ характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например , при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например , при разложении нитрата серебра:

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода , то образуется только азотная кислота:

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор , уголь , сера , оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

4. Оксид азота (IV) димеризуется :

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота :

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V) :

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Например , оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:

Еще пример : оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель .

Например , он окисляет серу:

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется стадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами .

Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная			Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO2	образуется N2O	образуется NO	образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃ обычно восстанавливается до NO или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

Еще пример : азотная кислота окисляет йодоводород:

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С + 4HNO₃ → 3СО₂ + 4NO + 2H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

При нагревании до серной кислоты:

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например , соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO ₂ существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается :

без нагревания азотистая кислота также разлагается :

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями .

Например , с гидроксидом натрия:

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства . Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например , HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства . Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например , хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов ( до Mg в электрохимическом ряду ) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например , разложение нитрата натрия:

Исключение – литий .

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

• Нитраты тяжелых металлов ( от Mg до Cu, включая магний и медь ) и литий разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например , разложение нитрата меди (II):

• Нитраты малоактивных металлов ( правее Cu ) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например , нитрат серебра:

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители .

Например , смесь 75% KNO₃, 15% C и 10% S называют «черным порохом»:

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

Лабораторные окислители — перманганаты , дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей .

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

При взаимодействии с очень сильными восстановителями ( алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например , смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

Уравнение реакции азота с серой

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

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.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 3 :

• N — 2s 2 2p 3
• P — 3s 2 3p 3
• As — 4s 2 4p 3
• Sb — 5s 2 5p 3
• Bi — 6s 2 6p 3

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

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

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

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.

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

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.

• Реакция с металлами

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

Реакция с неметаллами

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.

Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

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

Соли аммония

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

Реакции с кислотами

Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

Реакции с солями

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

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

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

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

Оксид азота III — N₂O₃

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

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂ — ). Реагирует с водой, основаниями.

Оксид азота IV — NO₂

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.

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.

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

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

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.