Slāpeklis

“Slāpeklis”

(Slāpeklis, amonjaks, slāpekļskābe, slāpekļa aprite dabā, slāpekļa minerālmēsli)

Slāpeklis

Molekulas uzbūve. Slāpekļa molekula sastāv no diviem atomiem, t.i. slāpekļa molekulformula ir N2.

Atrašanās dabā. Slāpeklis brīvā veidā visvairāk atrodas gaisā – tā tilpuma daļa gaisā ir 78,09%. Saistītā veidā slāpeklis ietilpst organiskos savienojumos, nedaudz arī akmeņoglēs un kūdrā. Nelielos daudzumos tas sastopams augsnē slāpekļskābes sālu veidā, kā arī trūdvielās. Slāpeklis ietilpst visu olbaltumvielu sastāvā.

Fizikālās īpašības. Slāpeklis ir bezkrāsaina gāze bez smaržas un garšas. Tas ir nedaudz vieglāks par gaisu. Tā šķīdība ūdenī ir ļoti neliela (m

m
mazāka nekā skābeklim).Slāpeklis -2000°C sacietē un veido molekulu kristālrežģi. Tik zema sasalšanas temperatūra izskaidrojama ar to, ka slāpekļa kristālrežģa mezglos atrodas nepolāras molekulās.

Ķīmiskās īpašības. Parastajos apstākļos slāpeklis ķīmiskā ziņā ir maz aktīvs, jo tā molekulās ir izturīgas ķīmiskās saites. Augstās temperatūrās saite starp atomiem pavājinās un slāpeklis kļūst aktīvāks.

 Tā, piemēram, elektriskā loka temperatūrā slāpeklis reaģē ar skābekli:

N2 + O2 →t°>2000°C 2NO2

Līdzīgs process noris arī atmosfērā pērkona negaisa laikā.

 Slāpeklis reaģē ar ūdeņradi:

N2 + 3H2 → 2NH3

Šo reakciju realizē augstā spiedienā, paaugstinātā temperatūrā un katalizatoru kl
l
lātbūtnē. Šo slāpekļa spēju reaģēt izmanto rūpniecībā.

 Paaugstinātā temperatūrā reaģē ar dažādiem metāliem, veidojot nitrīdus:

3Mg + N2 →t° Mg3N2

Iegūšana. Laboratorijā slāpekli iegūst, karsējot amonija nitrītu:

NH4NO2 →t° N2 + 2H2O

Rūpniecībā slāpekli iegūst, destilējot šķidru gaisu. Slāpeklis iztvaiko vispirms, jo slāpeklim viršanas temperatūra ir -195,8°C, be
e
et skābeklim -183°C

Izmantošana. To izmanto galvenokārt amonjaka un kalcija ciānamīda ražošanai. Slāpekli lieto arī metalurģijā tērauda ražošanai (tērauda nitridēšanai). To izmanto arī elektrisko spuldžu pildīšanai. Šķidru slāpekli izmanto saldēšanas iekārtās.

Amonjaks

Molekulas uzbūve. Amonjaka ķīmiskā formula ir NH3.

Fizikālās īpašības. Amonjaks ir bezkrāsaina gāze ar asu smaku. Tā blīvums ir 1,76 reizes mazāks par gaisa blīvumu. Amonjaks ļoti labi šķīst ūdenī. Vienā tilpumā ūdens (20°C temperatūrā) izšķīst aptuveni 700 tilpumi amonjaka. Temperatūrai paaugstinoties, amonjaka šķīdība, līdzīgi citu gāzu šķīdībai, samazinās.

Ja spiediens paaugstinās, amonjaks sašķidrinās arī parastajā temperatūrā. Šķidram amonjakam iztvaikojot, notiek stipra atdzišana. To izmanto saldējamās iekārtās.

Ķīmiskās īpašības. Amonjaks ir ķīmiski aktīva viela. Reakcijas, kurās piedalās amonjaks, saistītas vai nu ar slāpekļa oksidēšanās pakāpes maiņu, vai arī ar kovalentās saites veidošanos.

 Reaģē ar skābēm, veidojot no

o
ormālos un skābos sāļus:

NH3 + HCl → NH4Cl (amonija hlorīds)

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amonija sulfāts)

NH3 + H3 PO4 → NH4H2PO4 (amonija dihidrogānfosfāts)

 Amonjaks reaģē arī ar daudzām citām vielām:

2NH3 + CO2 →t°,p CO(NH2)2 + H2O (karbamīds)

4NH3 + AlCl3 →t° AlN + 3NH4Cl

4NH3 + CuSO4 →t° [Cu(NH3)4]SO4 (tetraamīnvara(II) sulfāts)

 Amonjakam šķīstot ūdenī, rodas amonjakūdens. Taču šajā procesā nedaudz amonjaka molekulu reaģē ar ūdeni, veidojot amonija jonus NH4+ un hidroksīdjonus OH-. Tāpēc amonjakūdeni dažkārt sauc arī par amonija hidroksīda šķīdumu, bet sadzīvē – par ožamo spirtu. Amonjakūdenim ir vāji sārmainas īpašības. Amonjakūdenī notiekošie procesi ir ap
p
pvienoti ķīmiskā līdzsvara sistēmā:

NH3 + H2O ←t° NH3∙H2O → NH4+ + OH4-

Iegūšana. Laboratorijā amonjaku parasti iegūst, termiski izturīgā kolbā karsējot amonija hlorīda NH4Cl un kalcija hidroksīda maisījumu:

2NH4Cl + Ca(OH)2 →t° CaCl2 + 2NH3 + H2O↑

Amonjaka iegūšanai var izmantot jebkuru citu amonija sāli un jebkuru sāli, tomēr praksē izvēlas lētākas izejvielas.

Taču rūpniecībā amonjaku iegūst sintēzes kolonnā. Sintēze norisinās augstā temperatūrā (450.500°C), pastāvot augstam spiedienam (15.30 MPa):

N2 + 3H2 → 2NH3 + Q

Izmantošana. Amonjaku plaši izmanto slāpekļskābes un slāpekli saturošo minerālmēslu ražošanā, slāpekļskābes ražošanā, ārstniecības vielu ieguvē, šķīdinātājos un tīrīšanas līdzekļos, sprāgstvielu ieguvē un lodēšanā. Lauksaimniecībā, medicīnā un sadzīvē izmanto amonjakūdeni, t.i. amonjaka šķīdumu ūdenī.

Pazīstamākie sāļi.

Amonija nitrāts – NH4NO3 – higroskopisks. Karsējot sadalās, bet sausā veidā eksplodē jau 300 C vai pat no trieciena:

NH4NO3 →t° N2O + 2H2O

Tas ir vērtīgs slāpekļa minerālmēslojums, to lieto arī eksplozīvu maisījumu pagatavošanai.

Amonija hlorīds – NH4Cl (salmiaks) – To izmanto galvaniskajos elementos un audumu krāsošanā, metālu pārvēršanai gaistošos un šķīstošos savienojumos lodēšanas un metināšanas porocesos.

Amonija karbonāts – (NH4)2CO3 – nestabila viela, kas sadalās jau parastajā temperatūrā:

(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3

Amonija hidrogānkarbonāts – NH4HCO3 – sadalās 60°C:

NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2

To izmanto konditorejas izstrādājumu gatavošanā par mīklas izcēlēju.

Slāpekļskābe

Molekulas uzbūve. HNO3

Fizikālās īpašības. Tīra slāpekļskābe ir bezkrāsains kūpošs šķidrums ar asu smaku. Koncentrēta slāpekļskābe parasti ir dzeltenā krāsā. Krāsu tai piešķir slāpekļa(IV) oksīds, kurš veidojas slāpekļskābes daļējas sadalīšanās rezultātā un tajā izšķīst.

Ķīmiskas īpašības.

Īpašības, kas raksturīgas daudzām skābēm:

 Ūdens šķīdumos disiocē jonos:

HNO3 → H+ + NO3-

 Reaģē ar bāziskajiem oksīdiem:

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

 Reaģē ar bāzēm:

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O

 Reaģē ar vājāku un vairāk gaistošu skābju sāļiem:

Na2CO3 + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

CO32- + 2H2+ → H2O + CO2

Specifiskās īpašības:

 Karsējot vai gaismas ietekmē koncentrēta slāpekļskābe sadalās:

4HNO3 ,gaisma 2H2O + 4NO2 + O2

 Slāpekļskābe ir spēcīgs oksidētājs:

kvēlojošs skaliņš sakarsētā slāpekļskābē uzliesmo;

 Koncentrētā slāpekļskābē uzliesmo terpentīns, ogle, sērs un vielas, kas satur oglekli.

 Koncentrētai slāpekļskābei reaģējot ar olbaltumvielām, rodas vielas spilgti dzeltenā krāsā. Tāpēc tai saskaroties ar ādu, veidojas dzelteni plankumi.

 Slāpekļskābe īpatnēji reaģē ar metāliem, atkarībā no skābes koncentrācijas un metāla reducējošām īpašībām izdaloties dažādiem slāpekļa oksīdiem, bet dažkārt arī slāpeklim un pat amonjakam.

Iegūšana. Slāpekļskābi laboratorijā iegūst no tās sāļiem, iedarbojoties uz tiem ar koncentrētu sērskābi. Ja maisījumu nedaudz karsē, tad reakcija noris šādi:

NaNO3 + H2SO4 →t° NaHSO4 + HNO3

Karsējot stiprāk, veidojas nātrija sulfāts, taču tad slāpekļskābe var sadalīties. Agrāk šo reakciju izmantoja arī slāpekļskābes iegūšanai rūpniecībā.

Rūpniecībā slāspekļskābi iegūst, oksidējot amonjaku ar gaisa skābekli katalizatoru klātbūtnē. Šī ieguve notiek vairākās stadijās:

 Amonjaka un gaisa maisījuma sagatavošana.

 Amonjaka oksidēšana līdz slāpekļa(II) oksīdam:

4NH3 + 5O2 →kat. 4NO + 6H2O + Q

 Slāpekļa(II) oksīda oksidēšana par slāpekļa(IV) oksīdu:

2NO + O2 → 2NO2

 Slāpekļa(IV) oksīda šķīdināšana ūdenī un slāpekļskābes ieguve.

4NO2 + 2H2O + Q → 4HNO3 + Q

Izmantošana. Slāpekļskābi izmanto:

 Sērskābes,

 Krāsvielu,

 Ārstniecības vielu,

 Celuloīda,

 Karaļūdens,

 Sprāgstvielu un

 Minerālmēslu ražošanā.

Slāpekļa aprite dabā

Degot un pūstot organiskām vielām, daļa saistītā slāpekļa atbrīvojas un pāriet atmosfērā. Taču dabiskos apstākļos saistītā slāpekļa daudzums augsnē nesamazinās. Arī atmosfērā brīvā slāpekļa daudzums nepalielinās.

Augsnē ir baktērijas (brīvās slāpekļsaistītājas baktērijas un gumiņbaktērijas uz tauriņziežu saknēm), kas saista atmosfēras slāpekli. Tas pāriet organisko savienojumu sastāvā. Nedaudz slāpekļa nonāk augsnē arī pērkona negaisa laikā: elektriskās izlādes rezultātā atmosfērā rodas slāpekļa(II) oksīds, kas ar gaisa skābekli oksidējas par slāpekļa(IV) oksīdu. Tam šķīstot ūdenī, rodas slāpekļskābe, kas nonāk augsnē un veido nitrātus. Šo procesu rezultātā dabā notiek nepārtraukta riņķošana.

Novācot ražu, no laukiem tiek aizvākta ievērojama daļa slāpekļa. To kompensē gan ar kūtsmēsliem, gan ar slāpekļa minerālmēsliem.

Slāpekļa minerālmēsli

Ir noskaidrots, ka augu sastāvā ietilpst aptuveni 70 elementu. Daži no tiem – makroelementi (slāpeklis, fosfors, kālijs) – augiem nepieciešami lielākos daudzumos, bet citi – mikroelementi (dzelzs, mangāns, bors) – ļoti niecīgos daudzumos.

Slāpeklis augiem nepieciešams olbaltumvielu, nukleīnskābju, vitamīnu, alkaloīdu veidošanai. Ietilpst visās šūnu sastāvdaļās. Augiem, kuriem trūkst slāpekļa tiek pārtraukta olbaltumvielu sintēze, bremzējas augu augšana. Lapas ir sīkas, gaiši zaļas vai dzeltenas, lapu kāti sīki. Dzinumi cieti un pārkoksnējušies. Augļi sīki. Ziedi neatveras, sakalst un nobirst. Gurķi rūgti, tomāti skābi. Saknes garas, maz sānsakņu.

Slāpekli fosforu un kāliju augi no augsnes uzņem šķīduma jonu (NH4+, NO3-) veidā.

Vielas, kas satur trīs svarīgākos augu barības elementus – N, P, K un spēj augsnes šķīdumā disociēt jonus, izmanto par minerālmēsliem.

Daudzi minerālmēsli (NaNO3, NH4NO3) satur tikai vienu barības elementu. Tādus minerālmēslus sauc par vienkāršiem minerālmēsliem. Daudz vērtīgāki ir tādi minerālmēsli, kuri satur divus vai pat visus trīs augu barības elementus (N, P, K). Tādus minerālmēslus sauc par kombinētajiem minerālmēsliem. Prasmīga minerālmēslu izmantošana dod iespēju iegūt augstas lauksaimniecības kultūru ražas. Taču, dodot augiem pārāk lielas minerālmēslu (īpaši nitrātu) devas, var pieaugt arī to saturs dažādos augu orgānos. Produkti, ko iegūst no tādiem augiem, kļūst bīstami cilvēka veselībai. Slāpekļa pārbagātība veicina nitrātu uzkrāšanos. Lietojot uzturā dārzeņus, kuri bagātīgi satur nitrātus, tie gremošanas traktā reducējas līdz nitrītiem un var izraisīt nitrītu toksikozi.

Slāpekļa pārpilnības pazīmes augos veicina augu saslimšanu ar sēņu ierosinātām slimībām. Lapas ir tumši zaļas, čokurojas, aizkavējas augļu aizmešanās un pagarinās veģetācijas periods. Gurķu augļi ar pārbagātu nitrātu saturu kaitīgi veselībai, tomātu augļiem rodas galotņu puve.

Svarīgāki minerālmēsli

Nosaukums Formula Krāsa un ārējais izskats

Nātrija nitrāts (nātrija salpetris) NaNO3 Balta, pelēka, kristāliska, higroskopiska (mitrumu uzsūcoša) viela (pelēko krāsu rada piemaisījumi)

Kālija nitrāts (kālija salpetris) KNO3 Balta, kristāliska viela

Amonija sulfāts (NH4)2SO4 Sīkkristāliska balta vai zilgana pulverveida viela. Nedaudz higroskopiska

Amonija nitrāts (amonija salpetris) NH4NO3 Balta, kristāliska, stipri higroskopiska viela

Karbamīds (sintētiskā urīnviela) CO(NH2)2 Sīkkristāliska, balta, dažreiz graudaina, higroskopiska pulverveida viela

Amonjakūdens NH3, H2O Bezkrāsains šķidrums ar amonjaka smaku

Izmantotā literatūra

 Ē.Pūkaine „Dārzkopja rokasgrāmata.Dārzeņi mazdārziņā”, „Avots” 1986. (44.,169.lpp)

 G.Rudzītis, F.Feldmanis „Neorganioskā ķīmija 8.-9. klasei”, Zvaigzne” 1990. (212 – 229.lpp)

 U.Bergmanis „Neorganiskā ķīmija”, „Lielvārds” 1996. (166. – 167.lpp)

Leave a Comment