АММИАК (NH3)
Строение
Молекула полярная, имеет форму
треугольной пирамиды с атомом азота в
вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится
в sp3- гибридном
состоянии; из четырех гибридных орбиталей
азота три участвуют в образовании одинарных
связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной
электронной парой.
Физические свойства
NH3 - бесцветный
газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче
воздуха.
r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха
= 17 / 29 = 0,5862
t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.
Молекулы аммиака связаны слабыми
водородными связями
Благодаря водородным
связям, аммиак имеет сравнительно
высокие t°кип. и t°пл., а также высокую
теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется
750V NH3 (при t°=20°C
и p=1 атм).
В хорошей растворимости
аммиака можно убедиться на следующем
опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком
и закрывают пробкой, в которую вставлена
трубка с оттянутым концом. Конец трубки
опускают в воду и колбу немного подогревают.
Объем газа увеличивается, и немного аммиака
выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают
и, вследствие сжатия газа некоторое количество
воды войдет через трубку в колбу. В первых
же каплях воды аммиак растворится, в колбе
создастся вакуум и вода, под влиянием
атмосферного давления будет подниматься
в колбу, - начнет "бить фонтан".
Получение
1. Промышленный способ:
N2 + 3H2 ® 2NH3
(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты;
принцип циркуляции).
2. Лабораторный способ. Нагревание
солей аммония со щелочами.
2NH4Cl + Ca(OH)2 –t°® CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
(NH4)2SO4 + 2KOH –t°® K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O
Аммиак можно собирать только
по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень
хорошо растворим в воде.
Химические свойства
Образование ковалентной связи
по донорно-акцепторному механизму.
1. Аммиак - основание Льюиса.
Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный
спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус
– синий; фенолфталеин – малиновый) из-за
образования гидроксида аммония.
NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-
2. Аммиак реагирует с кислотами
с образованием солей аммония.
NH3 + HCl ® NH4Cl
2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2 ® NH4HCO3
Аммиак - восстановитель (окисляется
до N2+1O или N+2O)
1. Разложение при нагревании
2N-3H3 ¬t°® N20 + 3H2
2. Горение в кислороде
a) без катализатора
4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O
b) каталитическое окисление
( kat = Pt )
4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O
3. Восстановление оксидов некоторых
металлов
3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2O
ОКСИДЫ АЗОТА
N2+1O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"
N+2O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА
N2+3O3
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД
N+4O2
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА
N2+5O5
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
Оксид азота (I)
N2+1O
закись азота, "веселящий газ"
Физические свойства
Газ, бесцветный, запах сладковатый,
растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С.
Анестезирующее средство.
Получение
NH4NO3 –t°® N2O + 2Н2O
Химические свойства
1. Разлагается при 700°C с выделением
кислорода:
2N2+1O –t°® 2N20 + O20
поэтому он поддерживает горение
и является окислителем
2. С водородом:
N2+1O + H2 ® N20 + Н2O
3. Несолеобразующий
Оксид азота (II)
N+2O
окись азота
Газ, бесцветный, плохо растворим
в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С
Получение
1. Каталитическое окисление
аммиака (промышленный способ)
4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O
2.
3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3.
N2 + O2 ® 2NO (в природе,
во время грозы)
Химические свойства
1. Легко окисляется кислородом
и галогенами
2NO + O2 ® 2NO2
2NO + Cl2 ® 2NOCl (хлористый
нитрозил)
2. Окислитель
2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20
3. Несолеобразующий
Оксид азота (III)
N2+3O3
азотный ангидрид
Физические свойства
Темно-синяя жидкость (при низких
температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше
t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует
азотистой кислоте (HNO2), которая
существует только в разбавленных водных
растворах.
Получение
NO2 + NO « N2O3
Химические свойства
Все свойства кислотных оксидов.
N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия)
+ H2O
Оксид азота (IV)
N+4O2 двуокись
азота, диоксид азота
Физические свойства
Бурый газ, запах резкий, удушливый,
ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.
Получение
1.
2NO + O2 ® 2NO2
2.
Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Химические свойства
1. Кислотный оксид
с водой
2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2
4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3
со щелочами
2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O
2. Окислитель
N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O
3. Димеризация
2NO2(бурый газ)«
N2O4(бесцветная
жидкость)
Оксид азота (V)
N2+5O5 азотный
ангидрид
Физические свойства
Кристаллическое вещество,
летучее, неустойчивое.
Получение
1.
2NO2 + O3 ® N2O5 + O2
2.
2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5
Химические свойства
1. Кислотный оксид
N2O5 + H2O ® 2HNO3
2. Сильный окислитель
3. Легко разлагается (при нагревании
- со взрывом):
2N2O5 ® 4NO2 + O2
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
HNO2 Азотистая кислота
H–O–N=O
Физические свойства
Существует
только в разбавленных водных растворах.
Получение
AgNO2 + HCl ®
HNO2 + AgCl¯
Химические
свойства
1.
Слабая кислота; ее соли (нитриты)
– устойчивы:
HNO2 + NaOH ®
NaNO2 + H2O
2.
Разлагается при нагревании:
3HNO2 ® HNO3
+ 2NO + H2O
3.
Слабый окислитель (окислительные
свойства проявляет только в
реакциях с сильными восстановителями)
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4
® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
2I- - 2ē ® I20
1
NO2- + 2H+ + 1ē
® NO + H2O
2
2I- + 2NO2- + 4H+ ®
I20 + 2NO + 2H2O
4.
Сильный восстановитель:
HNO2 + Cl2 + H2O ®
HNO3 + 2HCl
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
HNO3 Азотная
кислота
Физические
свойства
Бесцветная
жидкость, неограниченно растворимая
в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3
Получение
1.
Лабораторный способ
KNO3 + H2SO4(конц)
–t°® KHSO4 + HNO3
2.
Промышленный способ. Осуществляется
в три этапа:
a)
Окисление аммиака на платиновом катализаторе
до NO
4NH3 + 5O2
–500°,Pt® 4NO + 6H2O
b)
Окисление кислородом воздуха NO до NO2
2NO + O2 ® 2NO2
c)
Поглощение NO2 водой в присутствии избытка
кислорода
4NO2 + О2 +
2H2O « 4HNO3
Химические
свойства
Очень сильная
кислота. Диссоциирует в водном растворе
практически нацело:
HNO3 « H+ +
NO3-
Реагирует:
с основными
оксидами
CuO + 2HNO3 ®
Cu(NO3)2 + H2O
CuO + 2H+ + 2NO3-
® Cu2+ + 2NO3- + H2O
или CuO +
2H+ ® Cu2+ + H2O
с основаниями
HNO3 + NaOH ®
NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+
+ OH- ® Na+ + NO3- + H2O
или H+ + OH-
® H2O
вытесняет слабые
кислоты из их солей
2HNO3 + Na2CO3
® 2NaNO3 + H2O + CO2
2H+ + 2NO3- +
2Na+ + СO32- ® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2
2H+ + СO32-
® H2O + CO2
Специфические
свойства азотной кислоты
Сильный окислитель
1.
Разлагается на свету и при
нагревании
4HNO3 –t°,hn®
2H2O + 4NO2 + O2
2.
Окрашивает белки в оранжево-желтый
цвет (при попадании на кожу
рук - "ксантопротеиновая реакция")
3.
При взаимодействии с металлами
никогда не выделяется водород
металл
+ HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ
HNO3:
1)концентрированная
2)разбавленная
Fe, Al, Cr, Au,
Pt
с тяжелыми металлами
пассивирует
(без нагревания)
NO
с тяжелыми
металлами
NO2
со щелочными
и щел.зем. металлами
N2O
со щелочными и щел.зем.
металлами, а также Sn и Fe
NH3 (NH4NO3
HNO3 + 4HCl
+ Au ® H[AuCl4]
+ NO + 2H2O
"царская
водка"
(1:3 по
объему)
4.
С неметаллами:
Азотная кислота
превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются
до соответствующих кислот:
S0 + 6HNO3(конц)
® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 ®
H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 +
2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4
ПОДГРУППА АЗОТА
РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ
Реакции разложения
нитратов при нагревании
1)
Нитраты щелочных металлов разлагаются
до нитритов:
2NaNO3
–t°® 2NaNO2 + O2
2)
Нитраты менее активных металлов
(от щелочноземельных до меди)
разлагаются до оксидов:
2Mg(NO3)2
–t°® 2MgO + 4NO2 + O2
2Cu(NO3)2
–t°® 2CuO + 4NO2 + O2
3)
Нитраты наименее активных металлов
разлагаются до металлов:
Hg(NO3)2
–t°® Hg + 2NO2 + O2
2AgNO3
–t°® 2Ag + 2NO2 + O2
4)
Нитрат аммония разлагаются до
N2O
NH4NO3
–t°® N2O + 2H2O