Азот Кристина Марков II₁

Начин производње азота Садржај: Особине азота Једињења азота амонијак киселине азота оксиди азота и њихове соли Начин производње азота Примена азота

Особине азота Азот је неметал, налази се у Va групи. Ar(N): 7 Mr(N): 14 ns²np³ - заједничка ознака за електронску конфигурацију изолованих атома ове групe. У слободном облику јавља се у виду молекула N₂. У том молекулу два атома азота су везана троструком ковалентном везом. То је најстабилнији двоатомски молекул. Под нормалним условима азот је безбојни гас, без мириса, није отрован. Има ниске температуре топљења и кључања. Прелази у течно стање на -195 °C.

Особине азота Неопходан је за живот на Земљи. Кружи у природи. Највише га има у елементарном стању у ваздуху, где је ω=78%. Лакши је од ваздуха, не гори и не потпомаже горење. Биогени је елемент. Веома је важан у биолошким процесима. Улази у састав биочестица као што су: протеини, аминокиселине, нуклеинске киселине...

Примена азота Као инертан гас у металургији, хемијској индустрији, индустрији хране и пољопривреди. За транспорт агресивних материја . У течном агрегатном стању за брзо хлађење у индустрији, производњи хране, медицини и ветерини, у научнотехничким истраживањима. За синтезне смесе у хемијској индустрији. Користи се као најјефтинији гас за синтезу амонијака NH₃ - основне сировине за добијање осталих једињења азота.

Начин производње азота Азот се индустријски добија фракционом дестилацијом течног ваздуха на температури испод -185 °C, у челичним судовима, под притиском од 150 бара. Азот настаје загревањем амонијум-хлорида и натријум –нитрита: NH₄+Cl+Na+NO₂ → N₂+2H₂O+Cl+Na

Једињења азота Азот и поред велике инертности свог молекула при одговарајућим условима гради једињења са оксидационим бројевима од -3 до +5. Азот гради многа једињења. -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 N₂O NH₃ H₂N-NH₂ NH₂OH N₂ NO N₂O₃ NOCl HNO₂ NO₂ N₂O₅ HNO₃

2NH₄Cl+CaO → 2NH₃+CaCl₂+H₂O Гасовито једињење азота (N⁺³) и водоника, пирамидалне структуре молекула NH₃. Амонијак је гас без боје, оштрог мириса, изазива сузе. Добија се лабораторијски, загравањем смеше амонијум-хлорида, и калцијум-оксида: 2NH₄Cl+CaO → 2NH₃+CaCl₂+H₂O Амонијак у природи настаје труљењем органских супстанци које садрже азот. Карбамид или уреа CO(NH₂)₂ - погодан за ђубрење свих врста земљишта,има највећи садржај азота. Уреа се добија следећим реакцијама: 2NH₃ + CO₂ → NH₂COONH₄ NH₂COONH₄ → NH₂CONH₂ + H₂O

Амонијак NH₃ Служи за добијање азотне киселине, нитрата, вештачких ђубрива, експлозива, лекова... Амонијачна вода – раствор амонијака ω=29,4% Амонијак лако прелази у течно стање, тада је сличан води, добар је растварач. Течни амонијак лако раствара органска једињења са водоничном везом (алкалне и земноалкалне метале, алкохол, фенол...), а теже са јонском.

Амонијум-нитрат NH₄NO₃ Амонијум соли То су сулфати и нитрати, гради их амонијак са киселинама. Користе се као вештачка ђубрива. 2NH₃+ H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O Ове соли су сличне солима алкалних метала, осим што делују кисело ако су настале дејством јакох киселина. NH₄⁺+ H₂O → NH₃+ H₃O⁺ s Амонијум-нитрат NH₄NO₃ Амонијум-сулфат (NH₄)₂SO₄ Најважније азотно ђубриво због високог процента азота и једноставне производње. NH₃+HNO₃ → NH₄NO₃ Најчешће се произвоси од амонијака који се добија при сувој дестилацији угља.

Добијање амонијака Индустријски се добија синтезом из елемената: N₂+3H₂ → 2NH₃ Хабер-Бошов поступак се користи уиндустрији за добијање амонијака. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) t = 500°C; p = 20MPa Реакција је катализована. (гвожђе) Реакција стварања амонијака је егзотермна. Највећи принос реакција има на 25°C, али је тада реакција веома спора. На 25° C је константа равнотеже око 100.000 већа од константе равнотеже на 500 степени. Међутим, реакција се мора одиграти на 500°C јер је тада она интензивна иако је принос амонијака на тој температури 10 - 15%.

Оксиди азота од +1 до +5 Азот (I) оксид, N₂O, азот-субоксис Оксиди азота од +1 до +5 Азот (I) оксид, N₂O, азот-субоксис Добија се загревањем амонујум нитрата. Гас је, без боје, мириса и слаткастог укуса, слабо се раствара у води, слабо је реактиван: 2N₂O → 2N₂ + O₂ Азот (II) оксид, NO, азот-моноксид Безбојан, веома отрован, хемијски активан, у води слабо растворан гас. Са киселинама из ваздуха гради азот (IV) оксид: 2NO + O₂ → 2 NO₂

Оксиди азота N⁺³,N⁺⁴,N⁺⁵ - граде киселине Азот (III) оксид, N₂O₃, азот-триоксид у чврстом стању је тамно плаве боје, у течном се делимично разлазе на NO и NO₂, а у гасовитом потпуно... Са водом бурно реагује дајући азотасту киселину: N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂ Азот (IV) оксид, NO₂, азот-диоксид гас црвеносмеђе боје, карактеристичног мириса, отрован, добро радтворњив у води. Јако је оксидационо средство, показује и редукционо дејство.... Азот (V) оксид, N₂O₅, азот-пентоксид На собној температури је чврста цупстанца. Са водом бурно реагује дајући азотну киселину: N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

киселине азота: АЗОТАСТА (нитритна) HNO₂ Настаје растварањем азот (III) оксида у води: N₂O₃+ H₂O → 2HNO₂ Слаба киселина, постоји само у воденом раствору. Разлаже се на разне начине: 2HNO₂ → NO + NO₂ + H₂O Нитрити - соли азотасте киселине. Добијају се: 2NаNO₃ → 2NаNO₂ + O₂ Служе као средство за конзервирање хране. Сви нитрити су растворени у води...

киселине азота: АЗОТНА (нитратна) HNO₃ Лабораторијски се добија загревањем натријум-нитрата са концентрованом киселином. Користи се за добијање нитрата, фосфорне и сумпорне киселине, органских нитро-једињења... Индустријски се добија каталитичком оксидацијом амонијака са кисеоником. Користи се у индустрији боја, лакова, лекова, пластичних маса, вештачких влакана... Спада у најважније индустријские киселине. Производи се у великим количинама. Називамо је пушљивом киселином. Мрке је боје. Меша се са водом у свим односима.

киселине азота: АЗОТНА (нитратна) HNO₃ Нитрати: соли азотне киселине. Настају деловањем азотне киселине на метале, оксиде метала и хидроксиде. Нитрати су растворени у води, мало их има у природи. Изузетак је натријум-нитрат NaNO₃ (чилска шалитра) калијум-нитрат KNO₃ користе се као вештачка ђубрива Златотопка или царска вода: смеша која се састоји од једног дела концентроване азотне и три дела концентроване хлоридне киселине раствара злато.

Хвала на пажњи. Кристина Марков II₁