Элементы vа (15) группы главной подгруппы
жүктеу/скачать 408.35 Kb.
|
- Бұл бет үшін навигация:
- Основные соединения азота. Аммиак.
| Химические свойства. Молекулярный азот N2 – химически малоактивное вещество. Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне три неспаренных электрона, поэтому атомы азота объединяются друг с другом посредством трёх электронных пар, образуя три ковалентные связи. Энергия диссоциации такой молекулы очень велика (945 кДж/моль), поэтому термическая диссоциация азота делается заметной лишь при очень сильном нагревании. При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития:
N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В реакциях взаимодействия азота с металлами азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом. Способ получения аммиака при высоких температурах и давлении, в присутствии катализатора (метод Габера–Боша): N2 + 3H2 = 2NH3↑. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстановительные свойства: N2 + O2 = 2NO↑; N2 + 3F2 = 2NF3↑. Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты. C ацетиленом образует сильный яд, действующий смертельно даже в ничтожных дозах (меньше 0,05 г) – синильную кислоту: C2H2 + N2 = 2HCN. Если пропускать азот через раскалённый уголь в присутствии щёлочи, то образуются ядовитые вещества – цианиды: 2KOH + 4C + N2 = 2KCN + 2CO↑ + H2↑. Основные соединения азота. Аммиак. Азот образует с водородом несколько соединений, но наибольшее применение нашёл аммиак – бесцветный газ со своеобразным запахом и едким вкусом. Аммиак токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких, однако небольшое количество стимулирует работу сердца и нервной системы, поэтому его растворы дают нюхать при обмороках и отравлении угарным газом. По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0°С 1 объём воды поглощает 1176 объёмов газообразного аммиака. Раствор аммиака в воде называют нашатырным спиртом. Температура кипения –33,4°С, температура плавления –77,8 °С. Прекрасная растворимость газа в воде, а также сравнительно высокая температура кипения аммиака, не соответствующая его малой молекулярной массе (17 а.е.м.), обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. Получают аммиак цианамидным способом: CaC2(к) + N2(г) = CaCN2(к) + C(к); CaCN2(к) + 3H2O(г) = CаCO3(к) + 2NH3(г) или методом Габера–Боша. В природе аммиак образуется при гниении органических веществ, содержащих азот. Аммиак по своей химической природе представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три σ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искажённого тетраэдра. Четвёртая вершина тетраэдра занята неподелённой электронной парой азота, что обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционноспособность молекул аммиака: 1) реакции замещения: а) с металлами: 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2↑; 2NH3 + Al = 2AlN + 3H2↑; б) с неметаллами: 8NH3 + 3Cl2 = 6NH4Cl + N2↑ или NH3 + 3Cl2 = 3HCl + NCl3; 2) реакции окисления: а) обычное окисление и горение: 4NH3 + 3O2 = 2N2↑ + 6H2O; б) каталитическое (в присутствии платины): 4NH3 + 5O2 = 4NO↑ + 6H2O; 3) реакции восстановления: 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2↑ + 3H2O; 4) реакции присоединения: а) с водой: б) с кислотами: в) с солями: 2NH3 + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl. жүктеу/скачать 408.35 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|