Аналитическое определение солей аммония и аммиака

Тема 11. Азот, фосфор

Азот

Азот – элемент V группы главной подгруппы. Название происходит от греческого aζωτος – безжизненный, газ N₂ не поддерживает ни дыхание, ни горение. Тем не менее, азот необходим для существования животных и растений, он входит в состав белков, аминокислот, хлорофилла.

Азот в форме двухатомных молекул N₂ составляет большую часть атмосферы Земли – содержание азота в воздухе составляет 78 % (по объёму). Содержание кислорода в воздухе составляет 21 % об., еще 0,9 % составляет инертный аргон, на другие газы приходится менее 0,1 %. Поэтому состав воздуха в задачах обычно принимают: N₂ 79 % об., О₂ 21 % об., откуда молярная масса воздуха:

М (возд.) = 28×0,79 + 32×0,21 » 29 г/моль.

Получение азота

В промышленности азот получают из воздуха. В настоящее время существует несколько способов разделения кислорода и азота, в ЕГЭ упоминается фракционная перегонка жидкого воздуха.

Фракционная перегонка (дистилляция) – способ разделения смеси жидких веществ, основанный на различной температуре кипения компонентов смеси.

Температура кипения кислорода равна –183°, а температура кипения азота –196°. Поэтому при медленном испарении жидкого воздуха из него сначала улетучивается главным образом азот.

Получение азота в лаборатории. Азот, как наиболее устойчивое при обычных условиях соединение азота, может быть получен при разложении и горении многих веществ. Но традиционными являются две реакции:

NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O

3CuO + 2NH₃ = N₂ + 3Cu + 3H₂O

Химические свойства азота

При обычных условиях азот химически пассивен. При электрическом разряде в незначительной степени протекают реакции:

N₂ + 3H₂ 2NH₃

N₂ + O₂ 2NO

N₂ + 3F₂ 2NF₃

При высоких температурах азот реагирует с активными металлами с образованием нитридов, например:

3Mg + N₂ Mg₃N₂

Нитриды активных металлов разлагаются водой:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

При высоких температурах (2000°С), в присутствии катализаторов существенно увеличивается степень протекания реакций с водородом и кислородом:

N₂ + O₂ 2NO

Молекула азота очень прочная, азот из воздуха очень трудно перевести в соединения. Наиболее эффективный путь – реакция образования аммиака из азота и водорода. Синтез аммиака – одна из важнейших реакций химической технологии, аммиак – исходное вещество для получения азотной кислоты, удобрений, азотсодержащих органических соединений.

Аммиак

Аммиак NH₃ – самое распространённое соединение азота и водорода. Это бесцветный газ с резким запахом. Хорошо растворяется в воде, образуя гидрат аммиака NH₃×H₂O – слабое, хорошо растворимое основание:

NH₃×H₂O ® NH₄⁺ + OH^–

В продажу поступает концентрированный (25 % мас.) водный раствор аммиака – т.н. аммиачная вода; 10 % мас. раствор аммиака традиционно называется нашатырным спиртом, а кристаллический хлорид аммония – нашатырем.

Получение аммиака

Промышленный синтез аммиака включен в кодификатор (раздел «Общие представления о промышленных способах получения важнейших веществ»). Процесс проводится в колонне синтеза, смесь азота и водорода пропускают над катализатором – пористым железом с добавкой Al₂O₃:

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q

Реакция обратимая, происходит с выделением тепла и уменьшением объёма. В соответствии с принципом Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях. Однако, скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Даже при оптимальных условиях (T = 400–500°С, Р = 10–50 МПа) выход аммиака составляет 30–40 %.

В лаборатории аммиак получают действием сильных щелочей на соли аммония, например, нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ Ca(OH)₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Химические свойства аммиака

1. Аммиак в водном растворе – типичное основание, реагирует с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей аммония.

2. Многие переходные металлы (например, цинк, медь, никель, серебро и др.) образуют с аммиаком комплексные соединения. В качестве примера рассмотрим образование т.н. аммиачных растворов оксидов (гидроксидов) серебра и меди(I):

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH

CuOH + 2NH₃ = 2[Cu(NH₃)₂]OH

3. Взаимодействие с кислородом.

Следует различать простое горение аммиака (без катализатора), при котором образуется газ азот

4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6H₂O

и так называемое каталитическое окисление аммиака, при котором образуется оксид азота(II)

4NH₃ + 5О₂ 4NО + 6H₂O

Эта реакция лежит в основе промышленного получения азотной кислоты.

4. При высоких температурах (без доступа воздуха) аммиак разлагается

2NH₃ N₂ + 3H₂

5. Безводный аммиак можно рассматривать как очень слабую кислоту, он реагирует с очень активными металлами с образованием амидов

2NH₃ + 2К = 2КNH₂ + H₂

6. Аммиак содержит азот в низшей степени окисления –3 и часто используется в качестве восстановителя, например при лабораторном восстановлении металлов (см. получение N₂).

7. NH₃ вступает в реакции с некоторыми органическими веществами с образованием аминов – органических производных аммиака.

Аналитическое определение солей аммония и аммиака

При воздействии на соли аммония сильного основания выделяется газ аммиак, в токе которого влажная индикаторная бумажка окрасится в синий цвет.

Оксиды азота

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, соответственно азот образует пять оксидов:

N₂O – оксид азота(I), веселящий газ. Относится к несолеобразующим оксидам, слабый окислитель и слабый же восстановитель.

NO – оксид азота(II), монооксид азота. Относится к несолеобразующим оксидам. NO бесцветный газ, но на воздухе быстро буреет:

2NO + О₂ = 2NО₂

В реакциях с сильными восстановителями NО восстанавливается, например:

2NO + 2SО₂ = N₂ + 2SО₃

N₂O₃ – оксид азота(III). Нестоек, быстро разлагается на NO и NО₂. Относится к кислотным оксидам, ангидрид слабой азотистой кислоты:

N₂O₃ + H₂O 2HNO₂

NO₂ – оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ. Кислотный оксид, при взаимодействии с водой образуется смесь азотной и азотистой кислот, а при взаимодействии с растворами щелочей – смесь нитритов и нитратов:

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃+ H₂O

Сильный окислитель:

10NO₂ + 8P = 5N₂ + 4P₂O₅

NO₂ + SO₂ = NO + SO₃

NO₂ + Zn = NO + ZnO

N₂O₅ – оксид азота(V), пентаоксид азота, азотный ангидрид.

Очень неустойчив, разлагается по реакции:

2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂

Кислотный оксид, при взаимодействии с водой и щелочами образует азотную кислоту и соли нитраты:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O

Очень сильный окислитель, подобен азотной кислоте.

В тестовых заданиях ЕГЭ встречается способ получения N₂O₅ – взаимодействие оксида фосфора(V) и азотной кислоты (по сути – дегидратация кислоты):

Р₂O₅ + 2HNO₃ = N₂O₅ + 2HРO₃

Все оксиды азота токсичны.

Азотная кислота

HNO₃ – сильная одноосновная кислота, одна из важнейших неорганических кислот. Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, а его степень окисления +5. Азотная кислота – бесцветная или желтоватая из-за примесей NO₂, дымящая на воздухе жидкость с резким запахом. HNO₃ ядовита: пары вызывают раздражение дыхательных путей, а сама кислота оставляет на коже незаживающие язвы. При действии на кожу возникает характерное жёлтое окрашивание кожи, обусловленное ксантопротеиновой реакцией белков.

Получение азотной кислоты

Промышленный способ основан на каталитическом окислении аммиака:

4NH₃ + 5О₂ 4NО + 6H₂O

Далее оксид азота(II) окисляется кислородом:

2NO + О₂ = 2NО₂

Образующийся NО₂ поглощается водой в присутствии кислорода:

4NО₂ + 2H₂O + О₂ = 4HNO₃

Получение в лаборатории. Азотная кислота летуча, ее можно получить обработкой нитратов концентрированной серной кислотой:

2NaNO₃(тв.) + H₂SO₄ (конц.) ® Na₂SO₄ + 2HNO₃

Дата добавления: 2022-12-03; просмотров: 34; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!