История открытия аммиака

1 2 3 4 5

ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТА

Разложением некоторых солей и оксидов

Взаимодействием магния с очень разбавленной азотной кислотой

Окислением аммиака

ПОЛУЧЕНИЕ АЗОТА

С галогенами, кроме фтора, НЕ взаимодействует

Взаимодействует с кислородом

При обычной температуре взаимодействует только с литием

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Азот – бесцветный газ без вкуса и запаха. Жидкий азот – бесцветная жидкость.

t_кип = -196 °С, t_пл = -210 °С. Плохо растворим в воде (0,015 V/1 V H₂O при 20 °С) и органических жидкостях.

Из-за большой прочности тройной связи азот – малоактивное вещество. Он не горит и не поддерживает горение.

Li + N₂ → Li₃N нитрид лития

2) При повышенной температуре взаимодействует с активными металлами (Mg, Ca, Al, Ti) с образованием нитридов

Ca + N₂ → Ca₃N₂

Al + N₂ → AlN

Нитриды подвергаются гидролизу и взаимодействуют с кислотами:

Ca₃N₂ + H₂O → Сa(OH)₂ + NH₃↑

AlN + HCl → AlCl₃ + NH₄Cl

3) Взаимодействует с водородом при повышенной температуре и в присутствии катализатора

N₂ + H₂ →← NH₃ t = 450 °C, Kat = Fe + Al₂O₃

N₂ + O₂ →← NO t = 3000–4000 °C

N₂ + F₂ → NF₃ фторид азота

В промышленности

Перегонкой жидкого воздуха при -190 °С

t_кип (О₂) = -183 °С – уже жидкий при данной температуре

t_кип (N₂)= -195,8 °С – все еще газообразный

При температуре -190 °С азот испаряется, а кислород остается. От примесей кислорода азот очищают, пропуская через нагретую медную сетку. Кислород связывается в CuO.

В лаборатории

1) Смешиванием растворов NH₄Cl и NaNO₂ при нагревании

NH₄Cl + NaNO₂ → NH₄NO₂ + NaCl

далее NH₄NO₂ t→ N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O

NH₃ + CuO → N₂ + Cu + H₂O

3) Разложением азида натрия (так получают особо чистый азот)

NaN₃ t→ Na + N₂

Mg + HNO₃(разб) → Mg(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

NH₄NO₂ t→ N₂ + H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ t→ N₂ + Cr₂O₃ + H₂O

NH₄NO₂ t→ N₂ + H₂O

N₂O t→ N₂ + O₂

6) Восстановлением N₂O и NO

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

NO + C → N₂ + CO₂

1. В синтезе аммиака, который далее идет на производство азотной кислоты;

2. Создание инертной среды в органических синтезах;

3. Азотирование поверхности стальных изделий, повышающее их твердость;

4. Жидкий азот – для поддержания низкой температуры.

АММИАК NH₃

Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 г. Джозефом Пристли (англ.). Он нагревал аммониак (NH₄Cl) с гашеной известью (Ca(OH)₂). Эту реакцию до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа. Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», т.к. водный раствор аммиака имел все признаки щелочи.

В 1784 г. французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «нашатырь» – от латинского названия нашатырной щелочи – sal ammoniac – «аммонова соль».

Название «аммиак» – это производное от старого «аммониак». В Древнем Египте жрецы храма Амон Ра для согревания ночью жгли верблюжий кизяк. При этом на стенах храма оседали белые кристаллики хлорида аммония. Это вещество получило название «аммонова соль».

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ NH₃

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трех атомов водорода (связи N−H):

Неподеленная пара внешних электронов строго ориентирована в пространстве, за счет чего молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.