Характеристика вагонов 81-717(714) 18 страница

Важнейшие свойства элементов рассматриваемой подгруппы приведены в табл. 27.

Таблица 27. Некоторые свойства азота и его аналогов

	Азот	Фосфор	Мышьяк	Сурьма	Висмут
Строение внешнего электрон-	2s^22p^3	3s^23p^3	4s^24p^3	5s^35p^3	6s^26p^3
ного слоя атома Энергия ионизации атома, эВ Относительная электроотри-	14,53 3,07	10,49 2,2	9,82 2,1	8,64 1,8	7,3 1,7
цательность Радиус атома, нм Температура плавления, °С Температура кипения, "С Плотность, г/см^3	Ф 0,071 —210,0 -195,8 0,81^э*	0,13 44,1 * 257 1,83*	0,148 ** ** 5,72 ^4*	0,161 630,5 1634 6,68	0,182 271,3 1550 9,80

* Белый фосфор. ** Сублимируется при 615 °С. ⁸* Жидкий при —196 °С. ** Серый мышьяк.

АЗОТ (NITROGENIUM)*

136. Азот в природе. Получение и свойства азота. Большая часть азота находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2 % (об.) азота. Неорганические соединения азота не встре­чаются в природе в больших количествах, если не считать натрие­вую селитру NaN0₃, образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества азота, преимущественно в виде солей азотной кислоты. Но в виде сложных органических соединений — белков — азот входит в со­став всех живых организмов. Превращения, которым подвергаются белки в клетках растений и животных, составляют основу всех жизненных процессов. Без белка нет жизни, а так как азот является обязательной составной частью белка, то понятно, какую важную роль играет этот элемент в живой природе.

* Название «азот» происходит от греческого слова «азоос», что значит без­жизненный. Латинское название азота — nitrogenium — буквально означает «рождающий селитру».

Общее содержание азота в земной коре (включая гидросферу и атмосферу) составляет 0,04 % (масс).

Получение азота из воздуха сводится в основном к отделению его от кислорода. В промышленности это осуществляется путем испарения жидкого воздуха в специальных установках.

В лабораториях обычно пользуются азотом, поставляемым в баллонах под повышенным давлением или в сосудах Дьюара, Можно получать азот разложением некоторых его соединений, например нитрита аммония NH₄N0₂, который разлагается с выде­лением азота при сравнительно небольшом нагревании:

NH₄N0₂ = N_af + ^H20

В молекуле азота N₂ атомы связаны тройной связью. Энергия диссоциации этой молекулы очень велика (945 кДж/моль), поэто­му термическая диссоциация азота делается заметной лишь при очень сильном нагревании (при 3000°С диссоциирует около 0,1 %).

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха и весьма мало рас­творимый в воде. Он немного легче воздуха: масса 1 л азота равна 1,25 г.

Молекулярный азот — химически малоактивное вещество. При комнатной температуре он взаимодействует лишь с литием. Малая активность азота объясняется большой прочностью его молекул, обусловливающей высокую энергию активации реакций, протекаю­щих с участием азота. Однако при нагревании он начинает реаги­ровать со многими металлами — с магнием, кальцием, титаном. С водородом азот вступает во взаимодействие при высоких темпе­ратуре и давлении в присутствии катализатора. Реакция азота с кислородом начинается при 3000—4000 °С.

Животные, помещенные в атмосферу азота, быстро погибают, но не вследствие ядовитости азота, а из-за отсутствия кислорода.

Основное применение азот находит в качестве исходного про­дукта для синтеза аммиака и некоторых других соединений. Кроме того, он применяется для заполнения электрических ламп, для создания инертной среды при промышленном проведении некото­рых химических реакций, при перекачке горючих жидкостей.

137. Аммиак. Соли аммония. Азот образует несколько соедине­ний с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак—■ бесцветный газ с характерным резким запахом (запах «нашатыр­ного спирта»).

В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид ам­мония NH₄C1 с гашеной известью Са(ОН)₂. Реакция выражается уравнением

2NH₄C1 + Са(ОН)₂ = СаС1₂ + 2Н₂0 + 2NHst

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким нат­ром).

Рис. 114. Прибор для демонстрации кислороде.

горения аммиака в

Масса 1 л аммиака при нормальных условиях равна 0,77 г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутые вверх дном со­суды.

При охлаждении до —33,4 °С аммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при — 77,8 °С.

Электронная структура и пространствен­ное строение молекулы аммиака рассмот­рены в § 43. В жидком аммиаке молекулы NH₃ (ц = 1,48 D) связаны между собой во­дородными связями, что обусловливает сравнительно высокую тем­пературу кипения аммиака (—33,4°С), не соответствующую его малой молекулярной массе (17).

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды раство­ряет при комнатной температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25 % (масс.) NH₃ и имеет плотность 0,91 г/см³. Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит 10 % NH₃. С повышением температуры, растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лаборато­риях для получения небольших количеств газообразного аммиака.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть вы­делен кристаллогидрат NH₃-H₂0, плавящийся при — 79 °С. Изве­стен также кристаллогидрат состава 2NH₃-H₂0. В этих гидратах молекулы воды и аммиака соединены между собой водородными связями.

В химическом отношении аммиак довольно активен; он всту­пает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисленности (—3). Поэтому аммиак обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток NH₃ по трубке, вставленной в другую широкую трубку (рис. 114), по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

4NH₃ + 30₂ == 6Н₂0 + 2м₂

При других условиях аммиак может окисляться до оксида азо­та NO (см. § 143).

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомы водо­рода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном замещении водорода металлом образуются соединения, на­зываемые нитридами. Некоторые из них, например нитриды кальция и магния, получаются при непосредственном взаимодей­ствии азота с металлами при высокой температуре:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

При соприкосновении с водой многие нитриды полностью гид-ролизуются с образованием аммиака и гидроксида металла. На­пример:

Mg₃N₂ -|- 6Н₂0 = 3Mg (ОН)₂ + 2NH₃f

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода ме­таллами образуются амид ы металлов. Так, пропуская аммиак над расплав­ленным натрием, можно получить амид натрия NaNH₂ в виде бесцветных кри­сталлов:

2.\Т1₃ + 2Ха = 2NaNH₂ + Н₂ Вода разлагает амид натрия;

NaNH₂ + Н₂0 = NaOH + NH₃ f

Обладая сильными основными и водоотнимающими свойствами, амид нат-
рия нашел применение при некоторых органических синтезах, например, в про-
изводстве красителя индиго и некоторых лекарственных препаратов.

Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при дей-
ствии хлора на концентрированный раствор хлорида аммония получается нит-
рид хлора, или хлористый азот, NClj

NH₄C1 + ЗС1₂ = NC1₃ + 4НС1

в виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости.

Подобными же свойствами обладает нитрид иода (йодистый азот), обра­зующийся в виде черного, нерастворимого в воде порошка при действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывается от малейшего прикосновения; при этом выделяются пары иода фиолетового цвета.

С фтором азот образует устойчивый фторид азота NF₃.

Из данных табл. 6 "(стр. 118) видно, что электроотрицательность хлора и пода меньше, а фтора больше, чем электроотрицательность азота. Отсюда сле­дует, что в соединениях NC1₃ и NI₃ степень окисленности азота равна —3, а в NF₃ она равна +3. Поэтому фторид азота отличается по свойствам от нитридов хлора и иода. Например, при взаимодействии с водою NC1₃ или NI₃ образуется аммиак, а в случае NF₃ получается оксид азота (III);

NClj + 3H₂0 = NH₃ + 3H0C1

2NFj + 3H₂0 = N₂0₃ + 6HF

Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподе-ленную электронную пару:

H:N:

Н

Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота мо­жет участвовать в образовании по донорно-акцепторному способу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами. Этим объяс­няется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступать в реакции присоединения.

Примеры сложных (комплексных)' соединений, образуемых ам­миаком в результате реакций присоединения, приведены в §§ 200 и 201, а также в гл. XVIII. Выше (стр. 124) уже было рассмотрено взаимодействие молекулы NH₃ с ионом водорода, приводящее к образованию иона аммония NH4":

NH₃ + Н⁺ = NH₄⁺

В этой реакции аммиак служит акцептором протона и, следо­вательно, с точки зрения протонной теории кислот и оснований (стр. 237) проявляет свойства основания. Действительно, реагируя с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в рас­творе, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония. На­пример, с соляной кислотой получается хлорид аммония NH₄C1:

NH₃ + НС1 = nh4ci

Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образова­нию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:

NHj-r-Rp ^rfc NH^ + OH-

В результате концентрация ионов ОН- в растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака обладают щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH₄OH и называют гидр-оксидом аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматри­вают как результат диссоциации молекул NH₄OH.

Аммиак — слабое основание. При 18 °С константа равновесия его ионизации (см. предыдущее уравнение) равна 1,8-Ю^-5. В 1 л одномолярного водного раствора аммиака содержится всего лишь 0,0042 эквивалента ионов ОН^- и ЫН|;такой раствор при 18°С имеет рН 11,77.

Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым своим свойствам они подобны солям щелоч­ных металлов, особенно калия (ионы К⁺ и NH4" имеют близкие размеры).

Поскольку водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, то соли аммония в растворах гидролизуются. Растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Гидролиз иона аммония обычно записывают в такой форме: Ш₄⁺ + Н₂0 NH₄OH + H⁺

Однако правильнее рассматривать его как обратимый переход протона от иона аммония к молекуле воды:

NHJ + R/D =f=fc NH₃+H₃0⁺

При добавлении щелочи к водному раствору какой-либо соли аммония ионы Н₃0+ связываются ионами ОН^- в молекулы воды и равновесие гидролиза смещается вправо. Происходящий при этом процесс можно выразить уравнением:

NH₄⁺ + OH" 5s=* NH₃ + H₂0

При нагревании раствора аммиак улетучивается, в чем нетруд­но убедиться по запаху. Таким образом, присутствие любой аммо­нийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью (реакция на ион аммония).

Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо. Соли аммония, анион которых не является окисли­телем или лишь в слабой степени проявляет окислительные свой­ства, распадаются обратимо. Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется — разлагается на аммиак и хлоро­водород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония:

NH4CI ^=fc NH₃ + HC!

При обратимом распаде солей аммония, образованных нелету­чими кислотами, улетучивается только аммиак. Однако продукты разложения — аммиак и кислота, — будучи смешаны, вновь соеди­няются друг с другом. Примерами могут служить реакции распада сульфата аммония (NH₄)₂S04 или фосфата аммония (МН₄)зР0₄.

Соли аммония, анион которых проявляет более резко выражен­ные окислительные свойства, распадаются необратимо: протекает окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой ион ам­мония окисляется, а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад NH4NO2 (§ 136) или разложение нитрата ам­мония:

nh4no3 = N₂Of + 2Н₂0

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Как уже говорилось, аммиак даже при невысоком давлении (0,7— 0,8 МПа) легко превращается в жидкость. Поскольку при испа­рении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты (1,37 кДж/г), то жидкий аммиак используется в различных холо­дильных устройствах.

Водные растворы аммиака применяются в химических лабора­ториях и производствах как слабое легколетучее основание; их используют также в медицине и в быту. Но большая часть полу­чаемого в промышленности аммиака идет на приготовление азот­ной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важ­нейшим из них относятся азотные удобрения, прежде всего суль­фат и нитрат аммония и карбамид (стр. 427).

Сульфат аммония (NH₄)₂S0₄ служит хорошим удобрением и производится в больших количествах,

Нитрат аммония NH₄N0₃ тоже применяется в качестве удобре­ния; процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах или солях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы), применяемые для взрывных работ.

Хлорид аммония, или нашатырь, NH₄C1 применяется в кра­сильном деле, в ситцепечатании, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянии основано на том, что он способствует удалению с поверх­ности металла оксидных пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого ме­талла с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. По­следние, будучи более летучи, чем оксиды, удаляются с поверхно­сти металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессы можно выразить такими уравнениями:

4CuO + 2NH₄C1 = 3Cu + СиС1₂ + N₂ + 4Н₂0 Fe₃0₄ + 8NH4CI = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 8NH₃ + 4H₂0

Первая из этих реакций является окислительно-восстановитель­ной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо, восста­навливается аммиаком, который образуется при нагревании NH4CI.

Жидкий аммиак и насыщенные им растворы аммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ таких удобрений является повышенное содержание в них азота.

138. Фиксация атмосферного азота. Получение аммиака. До конца прошлого столетия аммиак получался в промышленном масштабе исключительно как побочный продукт при коксовании каменного угля. Каменный уголь содержит от 1 до 2 % азота. При сухой перегонке угля почти весь этот азот выделяется в виде аммиака и солей аммония. Отделение аммиака и солей аммония от других газообразных продуктов сухой перегонки достигается пропусканием коксового газа через воду. Из этой аммиачной или, как ее называют, газовой воды аммиак выделяется при нагревании с известью.

Долгое время газовая вода служила единственным источником получения аммиака. Но в начале XX века были разработаны но­вые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или, как говорят, фиксации атмосферного азота. Чтобы оценить, какое огромное значение для человечества имели эти от­крытия, нужно ясно представить себе роль азота в жизненных процессах.

Как мы уже говорили, азот — обязательная составная часть белков; он необходим для питания всякого живого существа. Одна­ко, несмотря на огромные, практически неисчерпаемые запасы свободного азота в атмосфере, ни животные, ни растения (за не-

большими исключениями) не могут непосредственно пользоваться этим азотом для питания.

Растения берут азот из почвы, где он содержится главным образом в виде различных органических соединений, которые по­степенно превращаются в соли азотной кислоты и соли аммония. Растворяясь во влаге почвы, эти соли поглощаются корнями ра­стений, а затем перерабатываются в их клетках в белки.

Животные не могут усваивать азот даже в виде солей. Для питания им необходимы белки, вырабатываемые растениями или другими животными. Поэтому существование животных находится в полной зависимости от растений; только при посредстве растений они могут получать необходимый им азот.

Почва обычно содержит очень незначительные количества азота, который все время извлекается из нее растениями. При уборке с полей урожая уносится и извлеченный растениями из почвы азот. Таким образом, почва истощается и становится все менее и менее плодородной. Поэтому для получения хороших уро­жаев необходимо постоянно пополнять убыль азота в почве путем введения в нее различных азотных удобрений.

До начала первой мировой войны 1914—1918 гг. главным мине­ральным азотным удобрением служила натриевая (чилийская)' селитра, ввозившаяся в Европу из Южной Америки. Она же явля­лась единственным видом сырья для получения азотной кислоты, необходимой в производстве взрывчатых веществ и других соеди­нений азота. Ограниченность запасов природной селитры, их отда­ленность от основных потребителей, а главным образом — стрем­ление освободиться от ввоза сырья выдвинули перед химической промышленностью многих стран задачу использования атмосфер­ного азота для получения азотных соединений. Успешное решение этой задачи явилось одним из крупнейших завоеваний химии на­чала XX в.ека. В течение одного десятилетня были открыты не­сколько технических способов фиксации азота воздуха.

Первым по времени открытия (1904 г.) является цианамид-ный способ получения аммиака, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция СаС₂, образуя цианамид кальция* CaCN₂:

СаС₂ +N₂= CaCN₂ + С +301 кД ж

Цианамид кальция — порошок, окрашенный в темно-серый цвет примесью угля. При действии на него водяного пара под давле­нием около 0,6 МПа он легко разлагается с образованием аммиака и карбоната кальция:

* Цианамид кальция Ca = N—C = N можно рассматривать как производное цианамида H₂N—CN,

CaCN₂ + 3H₂0 = СаСОз + 2NH₃| +75 кДж

Рис. 115, Зависимость выхода аммиг.ка от температуры при различных давлениях.

Первый завод для получения циан­амида кальция мощностью 4 тыс. т в год был построен в 1906 г. в Италии. В 1921 г. мировое производство цианамида кальция достигло 500 тыс. т в год. Но затем строительство новых заводов поч­ти прекратилось, так как преобладаю­щее значение получил другой метод про­мышленного производства аммиака — синтез аммиака из водорода и азота*.

При комнатной температуре азот не взаимодействует с водородом. Но уже давно было известно, что если пропускать через смесь этих газов электрические искры, то образуется некоторое количество ам­миака. Подробное изучение этой реакции показало, что реакция между азотом и водородом обратима:

N₂ + ЗН₂ ч=Ь 2NH₃ +92 кДж При высокой температуре, создаваемой электрическими разря­дами, равновесие сильно сдвинуто влево—-количество получаю­щегося аммиака очень мало. Все попытки увеличить его долгое время кончались неудачей. Только в начале XX века удалось, на­конец, найти условия, при которых выход аммиака становится до­статочным для проведения процесса в заводском масштабе. Ока­залось, что этими условиями являются высокое давление и низкая температура (см. § 64).

Но при низких температурах скорость реакции настолько мала, что потребовалось бы слишком много времени для получения зна­чительных количеств аммиака. Ускорения процесса удалось до­биться применением катализаторов. Из различных исследованных веществ наилучшим оказалось определенным образом приготовлен­ное пористое железо, содержащее небольшие количества оксидов алюминия, калия, кальция и кремния.

* В настоящее время большая часть производимого цианамида кальция ис­пользуется непосредственно в качестве азотного удобрения. Часть цианамида кальция перерабатывается на карбамид (см.-стр. 427) и цианистые соединения. Ои применяется также в качестве дефолианта, т. е. вещества, вызываю-, щего опадание листьев растеши, что облегчает машинную уборку урожая,

Реакцию ведут при температуре около 500 °С, компенсируя вы­зываемый этим сдвиг равновесия влево повышенным давлением. Рис. 115 показывает, как изменяется содержание аммиака при до­стижении равновесия в системе в зависимости от температуры и давления. Нетрудно убедиться, что один и тот же выход аммиака может быть получен как при сравнительно низкой, так и при более

высокой температуре, если в последнем случае увеличить давле­ние. Но при повышении температуры возрастает скорость реакции и нужное количество аммиака получается за более короткое время.

При осуществлении синтеза аммиака на железном катализато­ре первая стадия реакции представляет собой адсорбцию железом молекул водорода и азота. Молекулы водорода при этом диссоции­руют на атомы, а молекулы азота делаются менее прочными — часть связей в них разрывается. Далее реакция протекает прибли­зительно по такой схеме:

+2Н +2Н +2Н

N==N —> NH—NH ------------ > NH₂ NH₂ -------- >- NH₃ NH₃

\/ \/ \/ \/

Fe Fe Fe Fe

ll II

Образующиеся на поверхности катализатора молекулы аммиа­ка вытесняются молекулами азота, и превращение повторяется.

Все промышленные установки синтеза аммиака работают с ис­пользованием принципа циркуляции: после реакции смесь газов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и отделяется, а непрореагировавшие азот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются на катализатор и т. д. Применение циркуляции увеличивает производительность всей системы.

Синтез аммиака можно проводить при различных давлениях от 15 до 100 МПа. Наибольшее распространение получили системы, работающие при среднем давлении (30 МПа); в экономическом отношении они наиболее целесообразны.

В настоящее время синтез аммиака является основным спосо­бом связывания атмосферного азота.

139. Гидразин. Гидроксиламин. Азидоводород. Кроме аммиака, азот обра­зует еще несколько соединений с водородом, не имеющих, однако, такого зна­чения, как аммиак. Важнейшие из них следующие.

Гидразин ЫгН₄ — бесцветная жидкость, кипящая при 113,5 °С, получается при действии гипохлорита натрия NaCIO на концентрированный раствор ам­миака.

Структурная формула гидразина:

н_ч.... м

W ^NH

В молекуле гидразина атомы азота имеют неподеленные пары электронов. Это обусловливает способность гидразина к реакциям присоединения. Гидразин хорошо растворяется в воде, а при взаимодействии с кислотами присоединяет по донорно-акцепторному способу один или два иона водорода, образуя два ряда солей — например хлориды гидразоиня ЫгНч-НО и N₂H4-2HC1. Таким образом, гидразин обладает основными свойствами.

Гидразин — хороший восстановитель. При его горении в атмосфере воздуха или кислорода выделяется очень большое количество теплоты, вследствие чего гидразин нашел применение в качестве составной части топлива ракетных дви­гателей. Гидр*зини все его производные сильно ядовиты.

Гидроксиламии NH₂OH — бесцветные кристаллы (темп, плавл. около 33 °С), Его структурная формула:

Нч..

W

В молекуле гидрокснламина атом азота имеет неподелспную пару электро­нов. Поэтому, подобно аммиаку и гидразину, он способен к реакциям присо­единения с образованием связей по допорно-акцепторному способу. Гидроксил-амин хорошо растворяется в воде, а с кислотами дает соли, например хлорид гидроксиламмония (NH₃OH)CI. Степень окисленности азота в гидроксида мине равна —1. Поэтому он проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Однако более характерна восстановительная способность гидрокснл­амина. В частности, он применяется как восстановитель (главным образом в виде солей) в лабораторной практике. Кроме того, его используют в произ­водстве некоторых органических веществ.

Азидоводород, или азотистоводородная кислота, HN₃ может быть получен действием азотистой кислоты HN0₂ на водный раствор гидразина; он пред­ставляет собой бесцветную жидкость (темп. кип. 36 °С) с резким запахом.

Азидоводород принадлежит к числу слабых кпсллот (/(= 3-10~⁵). В вод­ном растворе он диссоциирует на ионы Н⁺ и N₃. Анион азидоводорода N₃ имеет линейное строение. Его электронную структуру можно выразить схемой:

[:N=N=N:]"

Как сам азидоводород, так и его соли — азиды — очень взрывчаты. Азид свинца Pb(N₃)₂ применяется для снаряжения капсюлей-детонаторов.

140. Оксиды азота. Азот образует с кислородом ряд оксидов; все они могут быть получены из азотной кислоты или ее солей.

Оксид азота(1), или закись азота, N₂0 получается при нагре­вании нитрата аммония:

. NH₄N0₃=N₂0f + 2Н₂0

Оксид азота (I) представляет собою бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом. Он мало растворим в воде: один объем воды при 20 °С растворяет 0,63 объема N₂0.

Оксид азота (I)—термодинамически неустойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса его образования положительна (ДС_обр = 104 кДж/моль). Однако вследствие большой прочности связей в молекуле N₂0 энергии активации реакций, протекающих с участием этого вещества, высоки. В частности, высока энергия активации распада N₂0. Поэтому при комнатной температуре оксид азота (I) устойчив. Однако при повышенных температурах он разлагается на азот и кислород; разложение идет тем быстрее, чем выше температура.

Ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочью оксид азота (I) не реагирует.

Электронная структура молекулы N₂0 рассмотрена в § 41.

Вдыхание небольших количеств оксида азота (I) приводит к притуплению болевой чувствительности, вследствие чего этот газ иногда применяют в смеси с кислородом для наркоза. Большие

количества оксида азота(I) действуют на нервную систему воз­буждающе; поэтому раньше его называли «веселящим газом».

Оксид азота(11), или окись азота, N0 представляет собой бес­цветный трудно сжижаемый газ. Жидкий оксид азота (II) кипит при —151,7°С и затвердевает при —163,7°С. В воде он мало рас­творим: 1 объем воды растворяет при 0°С всего 0,07 объема N0.

По химическим свойствам оксид азота (II) относится к числу безразличных оксидов, так как ие образует никакой кислоты.

Подобно N₂0 оксид азота (II) термодинамически неустойчив—• стандартная энергия Гиббса его образования положительна (AG_o6p = 86,6 кДж/моль). Но, опять-таки подобно N₂0, при ком­натной температуре N0 не разлагается, потому что его молекулы достаточно прочны. Лишь при температурах выше 1000 °С его распад на азот и кислород начинает протекать с заметной ско­ростью. При очень высоких температурах, по причинам, рассмот­ренным в § 65, распад N0 проходит не до конца — в системе NO—N₂—0₂ устанавливается равновесие. Благодаря этому оксид азота (II) можно получить из простых веществ при температурах электрической дуги (3000—4000°С).

Дата добавления: 2014-11-16