Conocimientos de química sobre el nitrógeno.

(1) Nitrógeno

1. La existencia del elemento nitrógeno

Tiene estados tanto libres como combinados. Existe en la atmósfera como molécula diatómica (N2), y representa aproximadamente el 78% del volumen total de aire o el 75% de la masa total. El nitrógeno es un componente importante de las sustancias vivas y un elemento indispensable en la formación de proteínas y ácidos nucleicos. Es un elemento esencial para el crecimiento de los cultivos. Un suficiente fertilizante nitrogenado hace que las plantas tengan ramas y hojas exuberantes. Las hojas aumentan, mejorando así el rendimiento y la calidad de los cultivos.

2. Estructura y propiedades del nitrógeno

(1) Propiedades físicas

El nitrógeno puro es incoloro, inodoro y ligeramente menos denso que el gas aire, su punto de fusión es -209,86 ℃. El punto de ebullición es -195,8 ℃ y es insoluble en agua. (¿Estás pensando en cómo recolectar N2?)

(2) Estructura: La fórmula electrónica es: ___________ La fórmula estructural es ___________, la energía de enlace del triple enlace nitrógeno-nitrógeno es tan alta como 946 kJ·mol -1, la energía del enlace es grande y la estructura molecular es estable y químicamente inactiva.

(3) Propiedades químicas

A temperatura normal, las propiedades químicas del N2 son muy inactivas y pueden usarse como gas protector en lugar de gases raros. Sin embargo, en condiciones como altas. temperatura, descarga e ignición, N2 Puede reaccionar químicamente con H2, O2, etc.

①N2 3H2 2NH3 (reacción reversible)

Es el principio de reacción de la síntesis industrial de amoniaco.

② Reacción con O2:

③ Reacción con Mg:

N2 3 Mg Mg3N2 6H2O=3Mg (OH)2↓ 2NH3 ↑

3. Usos y métodos de producción industrial del nitrógeno

(1) Usos del nitrógeno:

Síntesis de amoníaco; utilización como gas protector; productos agrícolas y secundarios; nitrógeno líquido. Puede usarse como refrigerante.

(2) Método de producción industrial de nitrógeno

En la industria, el nitrógeno se produce a partir de aire líquido utilizando un punto de ebullición del nitrógeno líquido más bajo que el punto de ebullición del oxígeno líquido.

4. Fijación de nitrógeno

El método de convertir el nitrógeno libre del aire en compuestos nitrogenados se denomina colectivamente fijación de nitrógeno. Hay tres formas de fijar nitrógeno:

(1) Fijación biológica de nitrógeno: el Rhizobium en cultivos de leguminosas convierte el N2 en nitrógeno combinado.

(2) Fijación natural de nitrógeno: Cuando hay truenos y relámpagos en el cielo, el N2 se convierte en NO.

(3) Fijación industrial de nitrógeno: En determinadas condiciones, el N2 y el H2 sintetizan artificialmente amoniaco.

(2) Óxido de nitrógeno

(1) Propiedades físicas

NO: Gas incoloro, inodoro, insoluble en agua, tóxico.

NO2: gas de color marrón rojizo, de olor picante, tóxico.

(2) Propiedades químicas

NO: No reacciona con el agua y se oxida fácilmente a NO2 mediante el oxígeno.

2NO O2=== 2NO2

NO2: ① Reacciona fácilmente con el agua para generar ácido nítrico y NO. Esta reacción se utiliza en la industria para producir ácido nítrico.

3NO2 H2O=2HNO3 NO

② Tiene fuertes propiedades oxidantes y puede hacer que el papel de prueba de yoduro de potasio y almidón húmedo se vuelva azul.

(3) Amoníaco

1. Estructura y propiedades

(1) Propiedades físicas

El amoníaco es incoloro y tiene un olor acre. Es un gas menos denso que el aire y se licua fácilmente. Es fácilmente soluble en agua. A temperatura y presión normales, 1 volumen de agua puede disolver unos 700 volúmenes de amoníaco.

(2). ) Estructura molecular

Fórmula química NH3; Fórmula electrónica___________ Fórmula estructural: ____________________

Las moléculas de amoníaco son piramidales triangulares

(3) Propiedades químicas

①Reacciona con el agua

La solución acuosa de amoníaco disuelta en agua se llama amoníaco. La mayor parte del NH3 se combina con agua para formar amoníaco monohidrato (NH3·H2O), pero el soluto del amoníaco sigue siendo NH3. El monohidrato de amoníaco se puede ionizar parcialmente en NH4 y OH-, por lo que el amoníaco es débilmente alcalino y puede hacer que la solución de prueba de fenolftaleína se vuelva roja. NH3·H2O se descompone fácilmente en NH3 y H2O cuando se calienta. La densidad del agua con amoníaco es inferior a 1 g·mL-1 y cuanto mayor es la fracción de masa del soluto, menor es la densidad de la solución. El NH3 es el único gas en la química de la escuela secundaria que puede volver azul el papel tornasol rojo húmedo. Esta propiedad se utiliza a menudo para probar la presencia de NH3.

NH3 H2O NH3·H2ONH4 OH－

②Reacciona con ácido

NH3 HCl=NH4Cl (produce humo blanco, que puede usarse para probar NH3)

NH3 CO2 H2O =NH4HCO3 (comúnmente conocido como amoníaco de carbono)

2NH3 H2SO4 = (NH4)2SO4; NH3 HNO3 =NH4NO3

③ Tiene propiedades reductoras

4NH3 5O2 6 H2O 4NO

(La oxidación catalítica del amoníaco es la base para la producción industrial de ácido nítrico y el método para la producción industrial de NO)

2 NH3 3Cl2 =N2 6HCl; 8 NH3 3Cl2=N2 6NH4Cl

2 NH3 3CuO N2 3Cu 3H2O

2. Usos y almacenamiento de amoniaco

(1) Usos:

① El amoníaco es una materia prima importante para la industria de los fertilizantes nitrogenados y la fabricación de ácido nítrico, sales de amonio, carbonato de sodio, etc.

②El amoníaco también es una materia prima de uso común en la industria de síntesis orgánica (como la producción de urea, fibras sintéticas, tintes, etc.).

③El amoníaco también se puede utilizar como refrigerante.

(2) Almacenamiento:

El amoníaco se contiene en recipientes de vidrio, bolsas de goma, altares de cerámica o barriles de hierro recubiertos de asfalto.

3. Método de preparación de amoníaco en laboratorio

(1) Principio experimental: utilizar sal de amonio y álcali para calentar.

2NH4Cl Ca(OH)2CaCl2 2NH3 ↑ 2H2O

(2) Dispositivo: (ver imagen a continuación)

(3) Colección: método de escape de aire hacia abajo .

(4) Prueba:

① Utilice papel tornasol rojo para comprobar si se vuelve azul.

② Pruebe con una varilla de vidrio pegajosa con ácido clorhídrico concentrado para producir humo blanco.

(5) Secado: secar con cal sodada.

Nota: También puedes mezclar amoníaco concentrado con álcali fuerte o agregar cal viva al amoníaco concentrado:

2NH3·H2O CaO=Ca(OH)2 · 2NH3 ↑ H2O

(IV) Sal de amonio

1. Definición

El compuesto formado por ion amonio (NH4) y ion ácido se llama sal de amonio.

2. Propiedades de las sales de amonio

Las sales de amonio son cristales y son solubles en agua.

(1) Descomposición térmica de la sal de amonio

NH4Cl NH3 ↑ HCl; NH4HCO3 NH3 ↑ H2O CO2 ↑

(2) Reacción de la sal de amonio y álcali

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Estado sólido: NH4NO3 NaOH NaNO3 NH3 ↑ H2O

(NH4) 2SO4 2NaOH Na2SO4 2NH3 ↑ 2H2O

Estado líquido: NH4 OH－ NH3 ↑ H2O

(3) Inspección de NH4

Agregue gota a gota una solución concentrada de NaOH a la solución o cristal que contiene NH4. Cuando se calienta, se generará un gas con un olor acre y el gas. Puede hacer que el papel tornasol rojo húmedo se vuelva azul. Esto demuestra la existencia de NH4 en la solución o cristal.

(5) Ácido nítrico

1. Propiedades físicas del ácido nítrico

El ácido nítrico puro es un líquido incoloro y volátil con un olor acre que puede mezclarse con Miscible en agua en cualquier proporción.

El ácido nítrico concentrado por encima de 98 producirá "humo" debido a la volatilización del HNO3 en el aire, lo que suele denominarse ácido nítrico fumante.

2. Propiedades químicas del ácido nítrico

(1) Inestabilidad del ácido nítrico

El ácido nítrico es inestable y puede descomponerse fácilmente cuanto más concentrado esté. , más fácil será descomponerse.

4HNO3 (concentrado) 2H2O 4NO2 ↑ O2 ↑

El ácido nítrico concentrado es amarillo porque el NO2 producido por la descomposición del ácido nítrico se disuelve en ácido nítrico.

(2) La fuerte propiedad oxidante del ácido nítrico

① Metales oxidantes

El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte que puede reaccionar con casi todos los metales (excepto Pt.Au) se produce una reacción redox, pero a temperatura ambiente, el hierro y el aluminio se pasivan en ácido nítrico concentrado.

Cu 4HNO3 (concentrado) = Cu (NO3) 2 2NO2 ↑ 2H2O

3 Cu 8HNO3 (diluido) = 3Cu (NO3) 2 2NO ↑ 4H2O

Ag 2HNO3 (concentrado) = AgNO3 NO2 ↑ H2O

3Ag 4HNO3 (diluido) = 3AgNO3 NO ↑ 2H2O

② Oxidar no metales

El ácido nítrico también puede reaccionan con muchos no metales y algunas sustancias orgánicas sufren reacciones de oxidación-reducción.

4HNO3 (concentrado) C 4NO2 ↑ 2H20 CO2 ↑

6HNO3 (concentrado) S6NO2 ↑ 2H20 H 2SO4 ↑