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.

NaNO2 + NH4Cl → NH4NO2 + NaCl

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 2H2O

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия: 2NaN3 → 2Na + 3N2

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O

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 (2000оС), на электрической дуге (в природе – во время грозы):

N2 + O2 2NO – Q

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

1.2.При сильном нагревании (2000оС или действие электрического разряда) азот реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с

образованием бинарных соединений:

2С + N2 → N≡C–C≡N

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

N2 + ЗН2 2NH3

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:

N2 + 6Li → 2Li3N

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: N2 + 3LiH → Li3N + NH3

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:

2NH4Cl + Са(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O

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:

Ca3N2 + 6H2O → ЗСа(OH)2 + 2NH3

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

N2 + 3Н2 2NH3

Процесс проводят при температуре 500-550оС 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.

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):

NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

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

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):

FeSO4 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

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):

4NH3 + CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH3 + Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2

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

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

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

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

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:

2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3 + 3H2O2 → N2 + 6H2O

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

Способы получения солей аммония

1.Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами.

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

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH4Cl + AgNO3 → AgCl + NH4NO3

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:

NH4НCO3 + NH3 → (NH4)2CO3

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:

(NH4)2CO3 + 2НCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2

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.