§ 23. Аммиак [1971 Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. — Неорганическая химия. Учебник для 9 класса]

§ 23. Аммиак [1971 Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. - Неорганическая химия. Учебник для 9 класса] Кислород

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.

Получение аммиака и растворение его в воде

Действия

: Насыпаем смесь

в пробирку. Закрываем газоотводной трубкой, конец которой направлен вверх. Нагреваем смесь.

Наблюдения

: Ощущается запах аммиака.

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак можно получить, нагревая смесь соли аммония и щелочи. б)

Действия

: Через некоторое время пробирку с аммиаком, не переворачивая, закрываем пробкой, затем опускаем в кристаллизатор с водой и открываем пробку.

Наблюдения

: Вода заполняет пробирку.

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак очень хорошо растворим, образует

Действия

: В полученный раствор помещаем красную лакмусовую бумажку. Добавляем к раствору фенолфталеин.

Наблюдения

: Бумажка синеет; раствор с фенолфталеином розовый.

Уравнения реакции:Выводы:

Гидроксид аммония обладает основными кислотными свойствами.

Горение аммиака в кислороде

Действия

: Нагреваем смесь

затем поджигаем с помощью лучинки газ, выходящий из газоотводной трубки.

Наблюдения

: Газ горит ярким пламенем.

Уравнения реакции:Выводы:

В результате горения аммиака образуется азот и вода. Аммиак обладает восстановительными свойствами.

Взаимодействия аммиака с кислотами

Действия

: Пробирку со смесью нагреваем. Газоотводную трубку последовательно вводим в пробирки с концентрированными кислотами

не касаясь поверхности кислот.

Наблюдения

: Появляется «белый дым».

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак реагирует с кислотами, проявляя основ. св-ва.

Свойства водного раствора аммиака

Действия

: Вводный раствор аммиака опускаем красную лакмусовую бумажку.

Наблюдения:

Бумажка синеет.

Уравнения реакции:Выводы:

Водный р-р аммиака обладает основными свойствами. б)

Действия

: К водному р-ру аммиака добавляем фенолфталеин

Наблюдения

: Раствор розовый.

Уравнения реакции:Выводы:

В растворе аммиака присутствуют ионы

Действия

: Добавляем разбавленную соляную кислоту.

Наблюдения

: Раствор обесцвечивается.

Уравнения реакции:Выводы

: Водный раствор аммиака имеет основные свойства.

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.

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

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 HNO3(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 HNO3(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

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)

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.


HNO3(разб.) Zn → Zn(NO3)2 N2 H2O

Химические свойства

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

  • 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

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.

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.

Видеоопытполучения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторныйспособ 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 500-550оС 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.

Строение молекулы и физические свойства

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

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

 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.

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.

Видеоопытрастворения 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

Видеоопытвзаимодействия 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

Видеоопытвзаимодействия 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

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий