С чем реагирует аммиак егэ

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку 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 500-550^оС 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.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

Таким образом, 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:

NH₃    +    H₂O   + CO₂  →    NH₄HCO₃

2NH₃   +   H₂O   + CO₂    →   (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH₃   +   HCl  →   NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

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 – аминокомплексы.

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

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃   +    2Na   →   2NaNH₂   +  H₂

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃    +   2Al   →   2AlN   +   3H₂

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

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав
белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в
кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью
азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np³:

• N — 2s²2p³
• P — 3s²3p³
• As — 4s²4p³
• Sb — 5s²5p³
• Bi — 6s²6p³

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако,
следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение
азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

• Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

• Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)



• Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные
восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

• Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

• Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

• Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

• Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

• Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III — N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO↑

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂^—).
Реагирует с водой, основаниями.

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при
разложении нитратов.

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Аммиак (NH₃)

Способы получения аммиака

Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.

В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550^оС):

N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃+ Q

Лабораторный способ

• В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ = 2NH₃↑ + CaCl₂ + 2Н₂О

• При гидролизе нитридов:

Ca₃N₂ + 6H₂O → ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

Физические свойства аммиака

При обычной
температуре NH₃ — бесцветный газ с резким
запахом, легче воздуха в 1,7 раза.

Очень легко
сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH₃ — хороший
полярный растворитель.

Аммиак очень
хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н₂О растворяется ~
700 л NH₃).

25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.

Химические свойства аммиака

NH₃— очень химически активен. NH₃ как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.

Газообразный аммиак вступает в реакции с:

• кислородом (без
  катализатора):

4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6Н₂О

 (в присутствии
катализаторов Pt):

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

• галогенами:

8NH₃ + 3Cl₂ =N₂ + 6NH₄Cl

• оксидами малоактивных металлов

2NH₃ + ЗСuО = N₂ + ЗСu + ЗН₂О

• Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:

10NH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5N₂↑ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 24Н₂О

2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + Н₂О

Водный раствор NH₃ – слабое основание

• При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:

NH₃ + Н₂О → NH₃ · НОН → NH₄⁺ + ОН^—

Комплексный катион NH₄⁺ — является продуктом присоединения ионов Н⁺ к молекуле NH₃ по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН^— раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

• Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄

• Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:

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

• Молекулы NH₃ способны образовывать донорно — акцепторные
  связи с катионами многих переходных металлов (Аg⁺, Сu²⁺, Сr³⁺, Со²⁺ и др.). При этом образуются комплексные ионы такие
  как [Аg(NH₃)₂], [Cu(NH₃)₄], [Cr(NH₃)₆], входящие в
  состав комплексных соединений — аммиакатов.

Образуемые аммиакаты растворимы
воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и
соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.

Так, в аммиаке легко растворяются Аg₂О, Cu₂O, Cu(OH)₂, AgCl:

Аg₂О + 4NH₃ + Н₂О = 2 [Аg(NH₃)₂]OH гидроксид
диамминсеребра (I)

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ гидроксид тетраамминмеди (II)

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl хлорид диамминсеребра (I)

NH₃ выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)

Аммиачные растворы Ag₂O, Cu₂O, Си(ОН)₂ применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.

• В реакциях
  с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:

2NH₃ + 2Na → 2NaNH₂ + H₂

Кроме NaNH₂ возможно образованиеNa₂NH, Na₃N.

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

• NH₃ является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:

2NH₃ + С₂Н₅Вr → С₂Н₅NH₂ + NH₄Br этиламин

2NH₃ + CH₂ClCOOH → H₂N-CH₂-COOH + NH₄Cl глицин

Соли аммония

Способы получения солей аммония

• Пропускание аммиака через растворы кислот:

NH₃ +
HNO₃ = NH₄NO₃

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

• Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами:

  NH₃(г.) + НВr(г.) = NH₄Br (тв.)

• Взаимодействие аммиака с хлором (качественная реакция на хлор):

8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂

Физические свойства солей аммония

Все соли
аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Большинство
из них бесцветны, но некоторые окрашены за счет анионов, например:

(NH₄)₂Cr₂O₇ –
оранжево-красный,

(NH₄)₂CrO₄ – желтый,

NH₄Cl и NH₄NO₃ – белые,

NH₄MnO₄ – черный.

Химические свойства солей аммония

В солях аммония катионом является NH₄⁺, анионом – кислотный остаток.

• В водных
  растворах полностью диссоциируют:

NH₄NO₃ → NH₄⁺ + NO₃^—

(NH₄)₂Cr₂O₇ → 2NH₄⁺ + Сr₂O₇^2-

Общие с другими солями свойства

• Для солей аммония характерны свойства обычных растворимых солей. Они реагируют с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода):

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂↑

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NH₄Cl

• Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:

NH₄⁺ + H₂O = NH₃·H₂O + H⁺

Специфические свойства

• Сильные основания вытесняют NH₃ из солей аммония:

NH₄Cl
+ NaOH = NaCl + NH₃↑ + Н₂О

(NH₄)₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2NH₃↑ + 2Н₂О

Реакция с щелочами используется для обнаружения ионов аммония (качественная реакция). Выделяется газ — аммиак с характерным резким запахом нашатыря. Лакмусовая бумажка приобретает синий цвет.

• При нагревании соли аммония разлагаются:

a) Если соли аммония содержат неокисляющий анион, то при их разложении выделяется NH₃:

NH₄Cl
→ NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂SO₄ → NH₃↑ + NH₄HSO₄

(NH₄)₃PO₄ → 3NH₃↑ + H₃PO₄

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃↑ + CO₂ + Н₂О

NH₄HCO₃ → NH₃↑ + CO₂ + Н₂О;

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

NH₄NO₃ = N₂O↑ + 2Н₂О (Т=190 – 245°C)

NH₄NO₂ = N₂↑ + 2Н₂О

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂↑ + Cr₂O₃ + 4Н₂О

Разложение
бихромата аммония – бурная
реакция, известная под названием «вулкан». Оранжевая соль дихромата аммония при поджигании превращается
в зеленый оксид хрома. При этом также выделяется газ — азот.

Видео Опыт «Вулкан»

Оксид азота
(I), закись
азота, веселящий газ (N₂O)

Способы получения оксида азота (I)

• Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

NH₄NO₃ = N₂O↑ + 2Н₂О

• Действие HNO₃ на активные металлы:

10HNO₃(конц.) + 4Са = N₂O↑ + 4Ca(NO₃)₂ + 5Н₂О

Физические свойства оксида азота (I)

При обычной температуре
N₂O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и
сладковатый вкус;

Обладает наркотическим
действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость.
Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю
сознания.

Химические свойства оксида азота (I)

N₂O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N₂O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

• При нагревании выше 500ºС разлагается на газообразные азот и кислород:

2N₂O → 2N₂ + O₂

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

N₂O + H₂SO_{4 (конц)} → NO↑ + SO₂↑ + H₂O

• диоксидом серы:

N₂O + SO₂ + Н₂О = N₂↑ + H₂SO₄

• водородом:

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

• Металлами:

N₂O + Mg → N₂ + MgO

N₂O + 2Cu → N₂ + Cu₂O

• Аммиаком:

3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O

• Углеродом:

 N₂O + C → N₂ + CO

• Фосфором:

5N₂O + 2Р → 5N₂ + Р₂O₅

• сильными окислителями:

5N₂O + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Оксид азота (II), монооксид азота (NO)

Способы получения монооксида азота

• В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO₃ путем
  каталитического окисления NH₃:

4NH₃ + 5O₂ = 4NО + 6Н₂О

• В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO₃ на малоактивные металлы:

8HNO_3(разб.)  + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 4Н₂О

• окислением хлорида железа (II) или йодоводорода
  азотной кислотой:

FeCl₂ + NaNO₃ + 2HCl → FeCl₃ + NaCl + NO + H₂O

 2HNO₃ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

• В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

N₂ + O₂ = 2NО — Q

Физические свойства монооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойства монооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает
окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять
свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

• водород при 200ºС

2NO + 2H₂ = N₂↑ + 2Н₂О (со взрывом)

• углерод (графит) при 400-500ºС

2NO + С = N₂↑ + СО₂

• сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

2NO + SO₂ + Н₂О = N₂O↑ + H₂SO₄

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

2NO + O₂ = 2NO₂

10NO + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 10HNO₃ + 3K₂SO₄ + 6MnSO₄ + 4Н₂О

2NO + Cl₂ → 2NOCl

NO + O₃ → NO₂ + O₂

Оксид азота (III), азотистый ангидрид, триоксид диазота (N₂O₃)

Способы получения азотистого ангидрида

• N₂O₃ можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:

NO₂ + NO ↔ N₂O₃

• Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:

3O₂ + 2N₂ = 2N₂O₃↓

Физические свойства азотистого ангидрида

N₂O₃ – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO₂ и NO, окрашиваясь в бурый цвет.

В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.

Химические свойства азотистого ангидрида

Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

• Вступает
  в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:

N₂O₃ + H₂O ↔ 2HNO₂

• Взаимодействует с основаниями и
  основными оксидами:

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

N₂O₃ + Na₂O → 2КNO₂

Оксид азота (IV), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (NO₂)

Способы получения диоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

2NO + O₂ = 2NO₂

Лабораторные способы:

• действие концентрированной HNO₃ на неактивные металлы:

4HNO₃ + Сu = 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2Н₂О

• разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

2Pb(NO₃)₂ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2РbО

2AgNO₃ → 2NO₂↑+ O₂ + 2Ag

Физические свойства диоксида азота

При комнатной
температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO₂ и N₂O₄ (1:4) с резким запахом.

Хорошо
растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор
приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает
коррозию металлов.

! NO₂ — ядовитый газ.

Химические свойства диоксида азота

NO₂ – кислотный оксид.  Смешанный ангидрид 2х кислот

Для негохарактерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

• Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂ ⇄ N₂O₄

• NO₂взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота +4 не существует и NO₂ при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

2NO₂ + Н₂О = HNO₃ + HNO₂

в присутствии O₂ растворение NO₂ приводит к образованию только азотной кислоты:

4NO₂ + 2Н₂О + O₂ = 4HNO₃

• Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

А при нагревании выделяется кислород:

4NO₂ + 2H₂O → 4HNO₃ + O₂

• Взаимодействие NO₂со щелочами:

в отсутствие O₂:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + Н₂О

в присутствии O₂:

4NO₂ + 4NaOH + O₂ = 4NaNO₃ + 2Н₂О

NO₂ – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO₂ даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

10NO₂ + 8P = 5N₂ + 4P₂O₅

2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂

2NO₂ + 2C → N₂ + 2CO₂

NO₂ +
SO₂ → SO₃ + NO

2NO₂ + 4Cu → N₂ + CuO

2NO₂ + 8HI = N₂ + 4I₂ + 4Н₂О

• Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

2NO₂ + 7Н₂ = 2NH₃ + 4Н₂О

• NO₂ используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO₂ + 2N₂H₄ = 3N₂ + 4Н₂О + Q

Оксид азота (V), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (N₂O₅)

Способы получения азотного ангидрида

N₂O₅ можно получить:

• при окислении диоксида азота:

2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂

• при действии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P₂O₅):

2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

Физические свойства азотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и
газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N₂O₅– кислотный оксид.

• При растворении его в воде образуется азотная кислота:

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

• Вступает
  в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

N₂O₅– сильный окислитель

• Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO₂:

2N₂O₅ + S → SO₂ + 4NO₂

• N₂O₅ энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

2N₂O₅  → 4NO₂ + O₂

Азотистая кислота (HNO₂)

Способы получения азотистой кислоты

• Растворение азотистого ангидрида N₂О₃ в воде:

N₂О₃ + Н₂O = 2HNО₂

• Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

2NaNО₂ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNО₂

Физические свойства и строение азотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойства азотистой кислоты

HNО₂слабая кислота и
существует лишь в разбавленных растворах;

• Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

2HNО₂ = NO + NО₂ + Н₂O

Кислотные свойства у HNО₂ выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

• Взаимодействует с сильными основаниями:

HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O

• Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО₂ проявляет окислительно-восстановительную активность.
• Окислительные свойства HNO₂ проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

2НNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

2HNO₂ + 3H₂SO₄ + 6FeSO₄ → 3Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 4H₂O

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl

2HNO₂ + O₂ → 2HNO₃

HNO₂ + H₂O₂ → HNO₃ + H₂O:

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O

5HNО₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNО₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3Н₂O

Использование HNО₂ в органическом синтезе

• В реакциях HNО₂ с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):

• Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C₆H₅-N=N-C₆H₅):

• В реакциях
  HNО₂ с алифатическими первичными аминами также
  образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно
  разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

R-NH₂ + HO-NO → R-OH + N₂↑ + Н₂O

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

• Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО₂ с раствором щелочи:

NO + NО₂ + 2NaOH = 2NaNО₂ + Н₂O

• Реакции обмена NaNО₂ и солей металлов:

NaNО₂ + AgNО₃ = AgNО₂↓ + NaNО₃

• Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

2KNО₃= 2KNО₂ + О₂↑

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение
получили нитриты щелочных металлов — NaNО₂ и KNО₂.

!Нитриты
ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна +3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО₂ обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

• При
  взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

KNО₂ + Н₂О₂ = KNО₃ + Н₂O

2KNO₂ + O₂ → 2KNO₃

KNO₂ + H₂O + Br₂ → KNO₃ + 2HBr

3KNО₂ + 2КМпO₄ + Н₂O = 3KNО₃ + 2MnО₂↓ + 2КОН

5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

3KNO₂ + 4H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ → 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

• В реакциях с
  восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

2KNО₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2Н₂O

2KNO₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

• При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

• Смесь солей азотной и азотистой кислот
  (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

3KNO₂ + Cr₂O₃ + KNO₃ → 2K₂CrO₄ + 4NO

• Нитрит аммония при нагревании разлагается:

NH₄NО₂ = N₂↑ + 2Н₂O

Азотная кислота (HNO₃)

Способы получения азотной кислоты:

• Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:

NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO+ 6H₂O

2 стадия. Окисление NO до NO₂ кислородом воздуха:

2NO + O₂ → 2NO₂

3 стадия. Поглощение NO₂ водой
в избытке кислорода:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

• Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с
  концентрированной H₂SO₄:

2NaNO₃(тв.) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + Na₂SO₄

Ba(NO₃)₂(тв) +H₂SO₄(конц.) = 2HNO₃ + BaSO₄

Физические свойства и строение азотной кислоты

Молекулярная
формула: HNO₃, B(N) = IV, С.О. (N) = +5 Структурная формула:

Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии

При
комнатной температуре безводная HNO₃ — бесцветная
летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).

Концентрированная
(«дымящая») HNO₃ имеет красноватый или желтый
цвет, так как разлагается с выделением NO₂, придающим
окраску кислоте.

С
водой смешивается неограниченно.

Химические свойства азотной кислоты

HNO₃ — Сильная кислота

• Молекулы HNO₃ разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O

Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ
NO₂ усиливает окислительные свойства HNO₃

• HNO₃ — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^—

Общие свойства кислот

HNO₃ взаимодействует:

• с оксидами металлов:

2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + H₂O

• с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HNO₃ + Cu(OH)₂ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

• с солями слабых кислот:

2HNO₃ + СaСO₃ = Ca(NO₃)₂ + СO₂↑ + H₂O

• с аммиаком:

HNO₃ + NH₃ = NH₄NO₃

Отличительные свойства азотной кислоты

• Окисление
  металлов

При взаимодействии HNO₃ с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO₃^—, а не ионы H⁺, поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н₂.

HNO₃ растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.

Смесь 1 части HNO₃ и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

• Пассивация металлов. При обычной температуре сильноконцентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr

• Окисление
  неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO₃ разбавленная) или до NO₂ (если HNO₃ концентрированная).

6HNO₃ + S → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

4HNO₃ + C → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

10HNO₃ + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

• Окисление сложных веществ

Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как  сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.

При
этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например:

2HNO₃ + SO₂ → H₂SO₄ + 2NO₂

6HNO₃ + HI → HIO₃ + 6NO₂ + 3H₂O

8HNO₃ + CuS → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

4HNO₃ + FeS → Fe(NO₃)₃ + NO + S + 2H₂O

8HNO₃ + PbS = 8NO₂↑ + PbSO₄ + 4H₂O

22HNO₃ + ЗСu₂S = 10NO↑ +
6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8H₂O

2HNO_3(конц.) + H₂S → S + 2NO₂ + 2H₂O

8HNО_3(разб.) + 3H₂S = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

При нагревании:

8HNO_3(конц.) + H₂S → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.

Видео Обнаружение белков с помощью азотной кислоты

• HNO₃ – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.

• Реакции нитрования:

R-Н + НО-NO₂ → R-NO₂ + H₂O

С₂Н₆ + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O нитроэтан

С₆Н₅СН₃ + 3HNO₃ → С₆Н₂(NO₂)₃СН₃ + ЗH₂O тринитротолуол

С₆Н₅ОН + 3HNO₃ → С₆Н₅(NO₂)₃OH + ЗH₂O тринитрофенол

• Реакции этерификации спиртов:

R-ОН + НO-NO₂ → R-O-NO₂ + H₂O

С₃Н₅(ОН)₃ + 3HNO₃ → С₃Н₅(ONO₂)₃ + ЗH₂O тринитроглицерин

Соли азотной кислоты (нитраты)

Физические свойства нитратов

Нитраты
металлов представляют собой твердые кристаллические вещества без цвета.

Большинство из них хорошо растворимы в воде.

Химические свойства нитратов

Имеют химические свойства, общие с типичными солями.

Отличительные особенности:

• окислительно-восстановительное разложение при нагревании:

• Водные растворы нитратов не обладают окислительно-восстановительными свойствами, однако сильная окислительная способность присуще расплавленным нитратам щелочных металлов и аммония:

2KNO₃ + 3C + S → N₂ + 3CO₂ + K₂S

смесь KNO₃ (75%), C (15%) и S (10%) называется «черным порохом»

Азотные удобрения

Соединения азота широко используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве.

Азотные удобрения способствуют росту урожая и улучшению качество растений, например, в зерновых культурах увеличивается содержание белка и клейковины.

В таблице ниже представлены основные виды азотных удобрений.