Элементы VА группы
Электронная формула внешнего валентного уровня элементов. Способы получения азота и его соединения. Синтез аммиака. Характерные реакции аммиака: присоединения, замещения окисления. Состав и структура гидразина. Образование азотистоводородной кислоты.
| Рубрика | Химия |
| Вид | лекция |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 31.08.2017 |
| Размер файла | 25,1 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Размещено на http://www.allbest.ru/
Элементы VА группы
азот аммиак гидразин
К элементам главной подгруппы V группы относятся: N, P, As, Sв, Bi. Электронная формула внешнего валентного уровня: ns2np3, то есть имеют 5 валентных электронов, из них 3 неспаренных, а 2 спаренных:
Предвнешняя электронная оболочка азота имеет 2 электрона, фосфора - 8, а мышьяка, сурьмы, висмута - по 18, поэтому мышьяк, сурьму и висмут объединяют в подгруппу мышьяка.
В подгруппе свойства атомов элементов периодически изменяются. От азота к висмуту радиус атома увеличивается. Энергия ионизации уменьшается, поэтому восстановительные и металлические свойства сверху вниз увеличиваются. Относительная электроотрицательность атомов сверху вниз в подгруппе уменьшается.
Азот и фосфор - типичные неметаллы. У мышьяка уже заметны металлические свойства, но это всё же неметалл. У сурьмы металлические и неметаллические свойства выражены примерно одинаково, а висмут - это уже типичный металл (неметаллическая модификация отсутствует).
Имея 5 валентных электронов, атомы в своих соединениях могут проявлять степени окисления от минимальной (-3) до максимальной (+5). Так, для азота характерны все степени окисления от -3 до +5, для фосфора самая характерная степень окисления равна +5, а для висмута равна +3.
Содержание азота в природе (включая атмосферу и гидросферу) составляет 0,04% (масс). Основная масса азота находится в составе атмосферы (78,2% по объёму). Из минералов промышленное значение имеют чилийская селитра NaNO3 и индийская селитра KNO3.
В промышленности азот получают из жидкого воздуха в результате его перегонки. В лабораториях обычно используется азот, доставляемый с производства в стальных баллонах под повышенным давлением или жидкий азот в сосудах Дьюара. Можно получать азот разложением некоторых его соединений:
NH4NO2 > N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 > N2 + Cr2O3 + 4H2O
2N2O > 2N2 + O2
Особо чистый азот получают термическим разложением азида натрия:
2NaN3 > 2Na + 3N2.
Известно много других реакций, в которых выделяется азот.
Азот - газ без цвета, без вкуса и запаха, плохо растворяется в воде (1 л Н2О при 0о растворяет 24 мл N2) и других растворителях, молекула двухатомна, в молекуле N2 прочная тройная связь.
Молекула N2 является единственной среди молекул Э2 элементов второго периода, где связь тройная и это самая прочная из молекул типа Э2.
В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием с образованием Li3N. При нагревании (то есть активации молекул N2) или воздействии электрического разряда вступает в реакцию со многими веществами, обычно выступает как окислитель (азот по электроотрицательности на 3 месте после кислорода и фтора) и лишь при взаимодействии со фтором и кислородом - как восстановитель.
N2 + 3H2 - 2NH3N2 + 2B > 2BN 3Si + 2N2 > Si3N4.
3Ca + N2 > Ca3N2N2 + O2 > 2NO.
Важнейшие соединения азота
Аммиак - NH3.
Это - бесцветный газ с резким удушающим запахом. Молекула NH3 имеет форму тригональной пирамиды. Атом азота в молекуле NH3 находится в состоянии Sp3-гибридизации. Неподеленная пара электронов азота отчетливо ориентирована в пространстве, поэтому молекула NH3 - резко выраженный донор электронной пары и обладает высокой полярностью.
Полярность связи N-H обусловливает наличие водородной связи между молекулами NH3. Поэтому температура плавления (-77,75оС) и кипения (-33,42оС) аммиака довольна высока, что не соответствует его малой молекулярной массе. Аммиак очень хорошо растворяется в воде, с повышением температуры растворимость падает (при 20оС в одном объёме Н2О растворяется около 700 объёмов NH3). Хорошая растворимость в воде объясняется образованием водородной связи между NH3 и Н2О. Так как NH3 - лучший акцептор протона, чем Н2О (то есть более сильное основание), то в водном растворе происходит ионизация:
NH3 + НОН - NH4+ + OH-.
Появление ионов ОН- создает слабощелочную среду раствора.
В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:
N2 (г) + 3Н2 (г) - 2Н3N (г).
Реакцию проводят при высоком давлении (100-1000 атм.) и to = 400-500оС. Для ускорения процесса применяют катализатор. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония со щелочью:
NH4Cl + NaOH > NH3^ + H2O + NaCl
В химическом отношении NH3 довольно активен, вступает во взаимодействие со многими веществами.
Характерные реакции аммиака:
а) реакции присоединения;
б) реакции замещения;
в) реакции окисления.
Реакции присоединения:
NH3, являясь донором электронной пары, взаимодействует по донорно-акцепторному механизму с электроноакцепторами, например, ионом Н+, то есть вступает в реакцию присоединения: NH3 + Н+ > NH4+.
Таким образом NH3 может реагировать с кислотами, проявляя основные свойства (по Бренстеду). Реагируя с кислотами, H3N нейтрализует их, образуя соли аммония:
NH3 + HCl = NH4Cl.
Реакции замещения:
Атомы водорода в аммиаке могут замещаться на металлы.
Если замещен один атом водорода, то образуются амиды:
2 NH3 + 2Na = 2NH2Na + H2^.
Если замещены два атома водорода, то образуются имиды:
H3N + 2Na > Na2NH + H2.
Реакции окисления:
NH3 проявляет только восстановительные свойства, так как степень окисления азота равна (-3). При нагревании NH3 проявляет восстановительные свойства, окисляясь обычно до азота: 4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O.
В присутствии катализатора:
4NH3 + 5O2 > 6H2O + 4NO^.
Аммиак энергично восстанавливает некоторые металлы из оксидов:
3CuO + 2NH3 > N2 + 3Cu + 3H2O
Аммиак взаимодействует с хлором:
2NH3 + 3Cl2 > N2 + 6HCl (при избытке NH3 образуется NH4Cl).
Гидразин (диамид) - N2H4 или NH2-NH2.
Степень окисления азота в гидразине равна (-2).
Гидразин - бесцветная жидкость (tкип. = 113,5оС). Молекулы гидразина соединены водородной связью.
С водой и спиртом смешивается в любых соотношениях. Водные растворы гидразина показывают слабощелочную среду:
N2H4 + HOH - N2H5+ + OH-
N2H5+ + HOH - N2H62+ + OH-.
Гидразин получается при осторожном окислении аммиака гипохлоритом:
2H3N + NaClO > N2H4 + NaCl + H2O.
В молекуле гидразина имеются две неподеленные пары электронов, которые с кислотами обусловливают такие же свойства, как у NH3:
а) реакции присоединения с кислотами дают соли:
N2H4 + HCl > [N2H5]Cl - хлорид гидразония.
б) реакции окисления: гидразин - сильный восстановитель:
5N2H4 + 4KMnO4 + 6H2SO4 > 5N2^ + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 16H2O.
На воздухе горит с большим выделением теплоты:
N2H4 + O2 > N2 + 2H2O.
Окислительные свойства у гидразина практически отсутствуют.
в) реакции замещения: 2Na + 2N2H4 > 2NaN2H3 + H2^.
Гидразин и все его производные сильно ядовиты.
3. Гидроксиламин NH2OH по составу и структуре занимает промежуточное положение между Н2О2 и гидразином. С.О. азота = -1.
Гидроксиламин получают восстановлением раствора HNO3 атомарным водородом в процессе электролиза:
HNO3 + 6H > NH2OH + 2H2O.
Гидроксиламин - это белое кристаллическое вещество (t плавл.=33оС).. Атом азота в молекуле NH2OH имеет неподеленную пару электронов, как и в H3N, поэтому тоже проявляет основные свойства (по отношению к Н2О и кислотам):
NH2OH + H2O - NH3OH+ + OH-.
Но это более слабое основание, чем NH3. С водой смешивается в любых отношениях. Аналогично аммиаку, гидроксиламин с кислотами дает соли гидроксиламмония:
NH2OH + HCl > [NH3OH]Cl - хлорид гидроксиламмония.
Так как С.О. азота = -1, поэтому NH2OH проявляет окислительно-восстановительную двойственность. При этом NH2OH в щелочной среде проявляет восстановительные свойства, а в кислой - окислительные свойства.
2NH2OH + Br2 + 2KOH > N2 + 2KBr + 4H2O
восстановитель
2NH2OH + 4FeSO4 + 3H2SO4 > 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O
окислитель
При нагревании NH2OH диспропорционирует:
3NH2OH > H3N + N2 + 3H2O.
Азотистоводородная кислота (азидоводород) - HN3 или HNN2.
Образуется при действии азотистой кислоты на водный раствор гидразина:
N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O.
Структура молекулы: N ? N > N/Н
В обычных условиях HN3 - бесцветная летучая жидкость (tкип.= 37оС) с резким запахом. При ударе или повышении температуры HN3 и ряд азидов распадается со взрывом. На этом основано применение азида свинца Рв(N3)2 в качестве детонатора. Водные растворы HN3 не взрывчаты, относительно устойчивы ионные азиды, которые при повышении температуры (300оС) разлагаются без взрыва. Водный раствор HN3 - азотистоводородная кислота (К = 2,6 • 10-5) по силе близка к уксусной, а по растворимости солей (азидов) похожа на HCl. В разбавленных растворах HN3 практически устойчивая. По окислительным свойствам HN3 напоминает HNО3. Так, если HNО3 при взаимодействии с металлами (Cu) восстанавливается до NO и Н2О, то HN3 образует N2 и NH3:
Cu + 3HN3 = Cu(N3)2 + N2 + NH3.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
История получения аммиака. Строение атома азота. Образование и строение молекулы аммиака, ее физико-химические свойства. Способы получения вещества. Образование иона аммония. Токсичность аммиака и его применение в промышленности. Реакция горения.
презентация [3,9 M], добавлен 19.01.2014Основные свойства и способы получения синтетического аммиака из природного газа. Использование аммиака для производства азотной кислоты и азотсодержащих солей, мочевины, синильной кислоты. Работа реакторов идеального вытеснения и полного смешения.
курсовая работа [1,0 M], добавлен 20.11.2012Порядок получения азота взаимодействием хлорида аммония с нитритом натрия, правила проведения данного опыта в лабораторных условиях и техника безопасности. Растворение аммиака в воде и его синтез. Варианты получения хлорида аммония. Окисление аммиака.
лабораторная работа [15,1 K], добавлен 02.11.2009Азотная кислота как важнейший продукт химической промышленности. Производство концентрированной и неконцентрированной азотных кислот. Концентрирование нитратом магния. Прямой синтез азотной кислоты из окислов азота. Катализаторы окисления аммиака.
курсовая работа [1,5 M], добавлен 29.03.2009Синтез замещенных пирролов. Образование связей C–N и С–С в результате реакции аминогруппы и метиленовой группы с карбонильной. Конденсации, при которых в готовый углеродный скелет вводится атом азота при помощи аммиака или аминов. Образование циклов.
дипломная работа [375,1 K], добавлен 15.11.2008Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.
реферат [490,6 K], добавлен 20.11.2011Химия и получение гидразина. Восстановление соединений, содержащих связь азот-азот. Получение из азотоводородной кислоты и азидов. Разложение аммиака. Синтез Рашига. Строение молекулы и дипольный момент. Монозамещенные и дизамещенные гидразины.
курсовая работа [196,9 K], добавлен 04.10.2008Общая формула альдегидов и кетонов, их активность, классификация, особенности изомерии и номенклатура, основные способы получения, реакционноспособность и химические свойства. Реакции окисления, присоединения, замещения, полимеризации и конденсации.
реферат [41,2 K], добавлен 22.06.2010Физические и химические свойства аммиака. Промышленный способ получения. Физиологическое действие нашатырного спирта на организм. Выбор оптимальных условий процесса синтеза аммиака. Влияние давления, температуры и катализаторов. Пассивация и регенерация.
реферат [318,6 K], добавлен 04.11.2015Характеристика исходного сырья для получения продуктов в азотной промышленности. Физико-химическое основы процеса. Характеристика целевого продукта. Технологическое оформление процесса синтеза аммиака. Охрана окружающей среды в производстве аммиака.
курсовая работа [267,9 K], добавлен 04.01.2009Исследование свойств аммиака как нитрида водорода, бесцветного газа с резким запахом и изучение физико-химических основ его синтеза. Определение активности катализатора синтеза аммиака, расчет материального и теплового баланса цикла синтеза аммиака.
курсовая работа [267,4 K], добавлен 27.07.2011Экзотермический процесс гидратации этилена в газовой фазе. Реакции синтеза акриламида и адипиновой кислоты, биотехнологические способы получения. Гидрохлорирование ацетилена в промышленности. Синтез динитрила адипиновой кислоты по методу фирмы Du Pont.
реферат [51,6 K], добавлен 28.01.2009В настоящее время в промышленных масштабах азотная кислота производится исключительно из аммиака. Физико-химические основы синтеза азотной кислоты из аммиака. Общая схема азотнокислотного производства. Производство разбавленной азотной кислоты.
контрольная работа [465,6 K], добавлен 30.03.2008Сырье для производства аммиака и технологический процесс производства. Характеристика химической и принципиальной схемы производства. Методы абсорбции жидкими поглотителями. Колонна синтеза аммиака с двойными противоточными теплообменными трубками.
контрольная работа [2,0 M], добавлен 11.12.2013Сущность технологического процесса промышленного синтеза аммиака на установке 600 т/сутки. Анализ зависимости выхода аммиака от температуры, давления и времени контактирования газовой смеси. Оптимизация химико-технологического процесса синтеза аммиака.
курсовая работа [963,0 K], добавлен 24.10.2011Сущность промышленного получения азотной кислоты методом окисления аммиака кислородом воздуха. Обоснование принятой схемы производства. Оценка выпускаемой продукции, исходного сырья, вспомогательных материалов. Расчеты материальных балансов процессов.
курсовая работа [1,1 M], добавлен 11.08.2012Характеристика способов получения аммиака. Цианамидный процесс - первый промышленный процесс, который использовался для получения аммиака. Работа современного аммиачного завода. Десульфуратор как техническое устройство по удалению серы из природного газа.
реферат [22,1 K], добавлен 03.05.2011Эпоксидирование (+)-карвона, с использованием NaOH(в.) для получения эпоксида с 89% выходом. Способы получения йодолактона. Внедрение атома азота, с последующим стереоселективным алкилированием. Синтез из азетидинона и синтез кольца пирролидина.
курсовая работа [5,2 M], добавлен 26.04.2016Электронная формула и степень окисления хрома, его общее содержание в земной коре и космосе. Способы получения хрома, его физические и химические свойства. Взаимодействие хрома с простыми и сложными веществами. Особенности применения, основные соединения.
презентация [231,9 K], добавлен 16.02.2013Общая характеристика дипиколиновой кислоты (II), ее формула, физические и химические свойства. Описание главных реакций данного соединения: окисления, этерификации, гидрирования. Методика получения Пармидина. Регламент синтеза и составление баланса.
контрольная работа [376,3 K], добавлен 23.12.2012
