Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д» Кислород

— § 3. кислородные соединения азота

Для азота известны окислы, по составу формально
отвечающие всем валентностям от . единицы до пяти. Их формулы и названия
сопоставлены ниже:

N2 O – закись азота

NO – окись азота

N2 O3азотистый ангидрид

NO2 – двуокись азота

N2 O5
азотный ангидрид

Азотный
ангидрид
пpeдcтaвляeт собой твердое вещество, а остальные окислы при обычных
условиях газообразны.

1) За
исключением NO2 , все окислы
азота
ядовиты. При взаимодействии с раскаленной медью они полностью
разлагаются, образуя СuО и N2 . По количеству окиси меди и азота может
быть установлена формула исходного окисла.

Закись азота
может быть получена разложением азотнокислого аммония, протекающим около 200 °С
по уравнению:

NH4 NO3 = 2Н2 О
N2 O

Структура молекулы N2 O соответствует
формуле N≡N = O. 3акись азота представляет собой бесцветный газ (т. пл. –91
°С, т. кип. –89°С) со слабым приятным запахом. В воде она довольно хорошо
растворима, но химически с ней не взаимодействует. Выше 500°С закись азота
разлагается по реакции:

2N2 O = 2N2 О2

Поэтому при
повышенных температурах она действует как сильный окислитель. Например, тлеющая
лучина вспыхивает в ней.

Так как
температура человеческого тела далеко недостаточна Для разложения N2 O, этот газ, поддерживающий горение, дыхания
не поддерживает. Вдыхание закиси азота в смеси с воздухом вызывает характерное
состояние опьянения, сопровождающееся значительным ослаблением болевых
ощущений. На этом основано использование N2 O при операциях в качестве наркотика.

2) Молекула N2 O линейна [d(NN) = 1,13 А, d(N0) = 1,19 А].
Закись азота является постоянной составной частью воздуха (0,00005% по объему).
Один объем воды поглощает при 0°С около 1,3, а
при 25 °С – 0, 6 объема N2 O.

Образование
окиси азота из элементов при обычных условиях не происходит. Лишь примерно с
1200 °С начинает заметно протекать обратимая реакция:

N2 О2 43 ккал < = >2NO

Как видно из
рис. 117, около 1500°С равновесие еще почти нацело смещено влево.
Устанавливается оно при этих условиях чрезвычайно медленно: для достижения
равновесного состояния требуется30 часов.
Напротив, более высоким температурам отвечает не только большее содержание N0 в
газовой смеси, но и несравненно быстрейшее достижение равновесия, которое при
3000°С устанавливается за миллионные дбли секунды. По Этим причинам NO всегда образуется в атмосфере при грозовьц
разрядах.

Несмотря на
эндотерйичность окиси азота, при обычных условиях она вполне устойчива. В
лабораториях ее чаще всего получают по реакции:

3Cu 8HNO3 = 3Cu(NO3 )2
2NO 4Н2 О

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

 Окись азота
представляет собой бес цветный газ (т. пл. –164 °С, т. кип. –151°С),
сравнительно малорастворимый в воде и химически с ней не взаимодействующий.
Свой кислород она отдает лишь с трудом. Поэтому горящая лучина в атмосфере NO гаснет.

Наиболее
характерны для окиси азотареакции присоединения. Так, при взаимодействии ее с
хлором по реакции

2NO Сl2 = 2NOCl

образуется
хлористый нитрозил (Сl–N = O), представляющий собой желтый газ (т. пл. –
64°С, т. кип. –6°С). Непосредственно соединяется NO и с кислородом. Известен также ряд комплексных соединений,
содержащих NO во внутренней
сфере.

3) Молекула NO
характеризуется расстоянием d(NO) = 1,15 А и
очень малой полярностью (длина диполя 0,03 А). Сто объемов воды растворяют при
0°С около 7 объемов окиси азота. В жидком и твердом состояниях она имеет синий
цвет.

4) Если подсчитать
общее число внешних электронов в молекуле NO, то получается цифра 11 (5 у азота и 6 у кислорода). Так как
валентная связь осуществляется электронной парой, последняя должна быть
системой более устойчивой, чем неспаренный электрон. Можно поэтому ожидать, что
молекулы с нечетным числом электронов («нечетные» молекулы) будут склонны к
димеризации (т. е. попарному сочетанию). Как правило, это и наблюдается уже при обычных условиях. К очень немногочисленным исключениям
относится окись азота, проявляющая заметные признаки димеризации по схеме

NO NO < = > N2 O2

лишь при низких
температурах. В жидком состоянии при –163 °С содержание
молекул N2 O2 достигает 95, а
твердая окись азота состоит, по–видимому, уже только из таких молекул.

Спокойно протекающая реакция соединения NO с кислородомвоздуха ведет к образованию
двуокиси азота по уравнению:

2NO O2 = 2NO2 27 ккал

Двуокись азота представляет собой бурыйгаз, легко сгущающийся в жидкость, кипящую при 21 °С. Будучи охлаждена до –11
°С, жидкость эта застывает в бесцветную кристаллическую массу. Определение
молекулярного веса по плотности пара дает цифры, лежащие между простым (14 2 ·16 = 46) и удвоенным (92) его значениями,
причем цифры эти зависят от температуры опыта, уменьшаясь при ее повышении и увеличиваясь
при понижении.

5) Реакция
присоединения
кислорода к NO особенно
интересна тем, что она является одним из очень немногих известных случаев,
когда при повышении температуры химический процесс не только не ускоряется, но
даже несколько замедляется. Объяснение этой аномалии скорости исходит из того,
что в реакцию вступают лишь димерные молекулы N2 O2 , вероятность возникновения которых с повышением
температуры очень быстро уменьшается.

Такие результаты обусловлены наличием
равновесия между молекулами двуокиси азота (NO2 ) и азотноватой окиси (N2 O4 ).
Результаты определения
молекулярного веса около 140 °С показывают, что при этих условиях в газе
имеются только молекулы двуокиси азота, тогда как при более низких температурах
они частично соединяются попарно, образуя молекулы N2 O4 .
Так как процесс образования
из нейтральных молекул одного и того же вещества более сложных частиц с
удвоенным, утроенным и т. д. молекулярным весом называется полимеризацией,
можно сказать, что ниже 140 °С NO2 частично полимеризуется (точнее –
димеризуется) в N2 O4 . Это происходит тем в большей степени, чем
ниже температура, и вблизи точки замерзания (–11°С) вещество состоит уже
исключительно из молекул N2 O4 . Напротив, при нагревании азотноватой
окиси она диссоциирует на простые молекулы.

Каждой промежуточной между –11 °С и 140сС
температуре отвечает определенное состояние равновесия обратимой реакции:

полимеризация
–––––––––––––––––>>>

NO

2

NO

2

< = > N

2

O

4

13 ккал

<<<––––––––––––––––
диссоциация

Положения этого равновесия при различных
температурах показаны на рис. 118. Так как N2 O4 бесцветна, a NO2 имеет красно–бурый цвет, за
смещением равновесия при нагревании или охлаждении газовой смеси легко следить
по изменению ее окраски.

Склонность
молекул O = N = O к взаимодействию друг с другом
обусловлена наличием в каждой из них одного непарного электрона (при атомеазота). Сочетание двух таких электронов и создает связь N–N в молекуле N2 O4 . Неустойчивость
последней является следствием непрочности этой связи. Пространственное строение
молекул
NO2 и N2 O4 показано на
рис. 119.

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

Двуокись азота
является очень сильным окислителем. Уголь, сера, фосфор и т. п. энергично
сгорают в ней. С парами многих органических веществона дает взрывчатые смеси.

6) Молекула NO2 характеризуется малой полярностью (длина
диполя 0,08А). Выше 140 °С реакция образования двуокиси азота из N0 и кислорода
становится заметно обратимой. Положения ее равновесия при различных
температурах показаны на рис. 120. Как видно из последнего, выше 620 °С
двуокись азота под обычным давлением существовать уже не может.

Взаимодействие NO2 с NO по обратимой реакции

NO2 NO < = > N2 O3
10 ккал

ведет к
частичному образованию азотистого ангидрида (N2 O3 ), который при охлаждении системы может быть
получен в виде синей жидкости. Строение азотистого ангидрида выражается
формулой O = N–О–N = O. В обычных условиях он неустойчив и равновесие приведенной выше
реакции сильно смещено влево.

Растворение NO2 (или N2 O4 ) в воде сопровождается образованием азотной (HNO3 ) и азотистой (HNO2 ) кислот:

2NO2 Н2 О = HNO3 HNO2

Тогда как
азотная кислота в растворе вполне устойчива, азотистая легко распадается по
обратимой реакции:

2HNO2 < = > H2 O N2 O3 < = > H2 O NO NO2

поэтому
практически взаимодействие NO2 с водой идет по
уравнению:

3NO2 Н2 О = 2HNO3 NO

Если
растворение двуокиси азота вести в присутствии избытка кислорода, то
выделяющаяся NO окисляется им
до NO2 . При этих
условиях можно полностью перевести двуокись азота в азотную кислоту по суммарной
схеме:

4NO22 О O2 = 4HNO3

Подобным же
образом (с образованием солей HNO3 ) протекает
растворение NO2 в щелочах при
наличии избытка кислорода. Напротив, в отсутствие последнего по реакции,
например

2NO2 2NaOH = NaNO3 NaNO2 H2 O

образуется
смесь солей азотной и азотистой кислот (в отличие от самой HNO2соли ее в растворе устойчивы).

Солиазотистой
кислоты
называются азотистокислыми или нитритами. Подобно самому аниону NO2 , большинство их бесцветно. Почти все
нитриты хорошо растворимы в воде (труднее других – AgNO2 ). Чаще всего встречается в практике NaNO2 , который получают обычно из окислов азота
по реакции:

NO2 NO 2NaOH = 2NaNO2 Н2 O

Все солиазотистой кислоты весьма ядовиты.

Сама HNO2 известна только в разбавленных водных растворах.
По силе она лишь немного превышает уксусную кислоту.

Наиболее
характерны для азотистой кислоты сильно выраженные окислительные свойства,
причем восстанавливается она в большинстве случаев до NO. С другой стороны, действием сильных окислителейазотистая
кислота
может быть окислена до азотной. Типичные примеры характерных для нее
окислительно–восстановительных процессов приводятся ниже:

2HNO2 2HJ = J2 2NO 2Н2 О

2НМnО4
5HNO2 = 2Mn(NO3 )2 HNO3 ЗН2 О

Обе эти реакции
протекают в кислой среде.

7) Для азотистой
кислоты
(K = 5 ·104) вероятно
наличие двух способных переходить друг в друга структур:

Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

Нитриты активных
металлов (например, NaNO2 ) построены,
по–видимому, в соответствии с первой из них, нитриты малоактивных (например, AgNO2 ) – со второй. Органические производные
известны для обеих форм HNO2 .

Основной
продукт взаимодействия NO2 с водой
азотная кислота является одним из важнейших химических соединений. Она
потребляется при выработке взрывчатых веществ, органических красителей, пластических
масс
и в ряде других производств. Для получения азотной кислоты могут быть
использованы три технических метода, причем исходными продуктами служат
соответственно: а) аммиак, б) воздух и в) селитра.

Сущность
первого метода заключается в каталитическом окисленииаммиакакислородомвоздуха. Как было выяснено еще в 1900 г., при быстром пропускании смеси NH3 с избытком воздуха над платиновым
катализатором (нагретым до 800 °С) по реакции

4NH32 = 6Н2 О 4NO 216 ккал

образуется
окись азота. Последняя переводится затем в NO2 и HNO3 . Каталитическое
окислениеаммиака является в настоящее время основным методом получения азотной
кислоты
.

8) Схема
установки для окисленияаммиака показана на рис. 121 (А –теплообменник).
Катализатор из сплаваплатины с 5–10% родия оформляют в виде тонкой сетки,
сквозь которую ‘ и продувается смесь исходных газов. На практике пользуются
смесью аммиака с воздухом, содержащей не более 12%

NH3 по объему. Максимальный выход окиси азота
составляет около 98% от теоретического.

Второй метод
(т. н. дуговой) – получение азотной кислоты «сжиганием воздуха»–был разработан в 1905 г. Как видно из
рис. 117, более или менее выгодное положение равновесия синтеза NO из элементов достигается лишь при очень высоких
температурах. С другой стороны, устанавливается оно при этих условиях
практически моментально. В связи с этим задача.технического осуществления
синтеза NO формулировалась следующим образом:
необходимо было изыскать способ нагреть воздух до возможно высокой температуры
и затем очень быстро охладить газовую смесь ниже 1200°С с тем, чтобы не дать
возможности образовавшейся окиси азота распасться обратно на азот и кислород.

 Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

При разрешении
этой задачи в качестве нагревателя была использована электрическая дуга, дающая
температуры около 4000°С. Если такую дугу поместить между полюсами сильного электромагнита,
то пламя ее образует огненный диск. При быстром пропускании сквозь него струи
воздуха последний в момент соприкосновения с пламенем очень сильно нагревается,
а затем тотчас же охлаждается ниже 1200°С. В процессе дальнейшего охлаждения
газовой смеси N0 присоединяет кислород с образованием NO2 , из которой затем и может быть получена азотная
кислота
.

Хотя при
техническом осуществлении дугового метода выход NO составляет лишь около 2% по объему, однако это не играет особой
роли ввиду бесплатности исходного сырья – воздуха. Гораздо более важным
недостатком дугового метода является большой расход электроэнергии. Именно
поэтому его промышленное значение в настоящее время невелико.

Наконец, третий
способ получения азотной кислотыиз селитры
являлся в прошлом единственным, но теперь почти не имеет промышленного
значения. В его основе лежит взаимодействие селитры с концентрированной серной
кислотой
:

NaNO3 H2 SO4 = NaHSO4 HNO3

Реакция эта
легко протекает при нагревании.

9) Очень
концентрированная (98%) HNO3 может быть
получена взаимодействием воды или разбавленной кислоты с жидкой N2 O4 и кислородом под
давлением 50 ат. Этот «прямой синтез» осуществляют обычно при 70 °С. Получаемая
кислота находит использование в реактивной технике.

10) Строение
молекулы
азотной кислоты может быть сокращенно выражено формулой HONO2 . Значение d(NO) для связи с гидроксильным кислородом составляет 1,41 А, а для
связей с двумя другими кислородами–1,22 А. Угол ONO в группе NO2 равен 130 °С.
Ион NO3 имеет структуру плоского равностороннего треугольника с азотом в
центре [d(N0) = l,21 A].

Безводная
азотная кислота представляет собой бесцветную (при хранении быстро желтеющую)
жидкость, которая кипит при 86 °С. Кипение сопровождается частичным разложением
по реакции:

4HNO3 = 2Н2 О 4NO2 О2

Растворяясь в
перегнавшейся кислоте, двуокись азота сообщает ей желтую или красную (в
зависимости от количества NO2 ) окраску. Так
как NO2 постепенно
выделяется из раствора, подобная азотная кислота называется дымящей. Разложение
100%–ной HNO3 медленно идет
на свету уже при обычных температурах.

С водой HNO3 смешивается в любых соотношениях.
Применяемая в лабораторной практике концентрированная азотная кислота содержит
около 65% HNO3 и имеет
плотность 1,40. По составу она приблизительно соответствует формуле HNO 2H2 O.

С химической
стороны азотная кислота характеризуется прежде всего сильно выраженными
окислительными свойствами.

При этом
основным конечным продуктом восстановления не очень крепкой HNO3 является NO, а концентрированной – NO2 .

11) Основным
первоначальным продуктом восстановления крепкой НNО3 является, по–видимому, азотистая кислота. Если
процесс проводится в не очень крепких растворах, то из образующихся при ее
распаде газов выделяется только N0 (так как NO2 , реагируя с водой, дает НNО3 и NO). Однако при повышении концентрации большое
значение приобретает обратимость реакции

3NO2 H2 O < = > 2HNO3
NO 33 ккал

При
эквивалентных соотношениях –реагирующих веществравновесие ее смещено вправо,
но последовательное повышение концентрации HNO3 все более смещает его влево Поэтому основным конечным
продуктом восстановления концентрированной НNО2 и является на NO, a NO2 .

Все часто
встречающиеся в практике металлы, за исключением Au и Pt, переводятся крепкой азотной кислотой в окислы. Если последние
растворимы в HNO3 , то образуются
азотнокислые соли. По этой схеме азотная кислота растворяет и такие стоящие в
ряду напряжений правее водородаметаллы, как Сu, Hg и Ag.

Некоторые бурно
реагирующие с разбавленной азотной кислотойметаллы (например, Fe) практически не взаимодействуют с
концентрированной (и особенно – дымящей). Обусловлено это тем, что на их
поверхности образуется очень тонкий, но плотный защитный слой нерастворимого в
кислотеокисла. Благодаря такой «пассивности» железа концентрированную HNO3 можно перевозить в стальных цистернах.

Весьма
энергично действует крепкая (особенно – дымящая) азотная кислота на некоторые
металлоиды. Так, сера окисляется ею при кипячении до H2 SO4 , уголь – до СO2 и т. д.
Животные и растительные ткани при действии HNO3 разрушаются.

Для отличия
азотной кислоты от азотистой важно их отношение к йодистому водороду, В то
время как HNO3 тотчас окисляет
его до иода, разбавленная азотная кислота на HJ не действует. Напротив, концентрированная HNO3 окисляет не только HJ, но и НСl. Однако в последнем случае реакция обратима:

HNO3 3HCl < = >2H2 O NOCl Сl2

Смесь
концентрированной HNO3 с
концентрированной НСl называют обычно «царской водкой», Она действует
значительно энергичнее, чем каждая из этих кислот в отдельности. Так, даже Au и
Pt легко растворяются в царской водке с
образованием соответствующих хлористых соединений по схемам:

Au HNO3 3HCl = AuCl3 NO
2H2 O

3Pt 4HNO3 12HCl = 3PtCl4
4NO 8H2 O

Активным
действующим началом царской водки является, с одной стороны, хлор в момент
выделения с другой – легко отдающий его хлористый нитрозил.

Подобно
окислительной, очень сильно выражена у HNO3 и кислотная функция. Так как при разбавлении
раствора первая из них ослабляется, а вторая усиливается, реакции многих
металлов с разбавленной HNO3 протекают по
общему типу, т. е. с вытеснением водорода. Однако последний не выделяется, а
расходуется на восстановление избытка HNO3 до производных
более низкой валентностиазота, вплоть до NНз. Как правило, получается смесь различных продуктов
восстановления.

12) Характер
конечных продуктов восстановления HNO3 сильно зависит
от ряда факторов – концентрациикислоты, природы восстановителя, температуры и
т. д. Как влияет концентрация самой кислоты (при равных прочих услозиях),видно из
приводимого в качестве примера рис. 122. Кипячением в щелочной среде с порошкомалюминия нитраты могут быть количественно восстановлены до аммиака. Реакция
идет по уравнению, например:

8Al 3NaNO3 5NaOH 2H2 O = 8NaAlO2 3NH3 .

В качестве
очень сильной одноосновной кислоты HNO3 образует вполне
устойчивые при обычных условиях соли. Подобно самому иону NO3 , большинство нитратов бесцветно. Почти все
азотнокислые соли хорошо растворимы в воде. Многие из них находят разнообразное
практическое использование.

 Газ азот: применение, получение, свойства | Блог «ТАНТАЛ-Д»

При достаточном
нагревании нитратов они разлагаются, причем характер распада зависит от природы
катиона. Соли наиболее активных металлов (расположенных в ряду напряжения левее
Mg) с отщеплением кислорода переходят в
соответствующие нитриты, соли менее активных (Mg–Cu) распадаются с
образованием окислов и еще менее активных (правее Cu) – свободных
металлов. Примерами могут служить реакции:

2NaNO3 = 2NaNO2 O2

2Pb(NO3 )2 = 2PbO 4NO2
O2

2AgNO3 = 2Ag 2NO2 O2

Неодинаковый
характер протекания этих реакций обусловлен различной устойчивостью
соответствующих нитритов и окислов при температурах распада: в этих условиях
для Na еще устойчив нитрит, для Рb он уже неустойчив, но еще устойчив окисел, а
для Ag неустойчиво и то и другое соединение,
вследствие чего и происходит выделение свободного металла.

Ввиду легкости
отдачи нитратамикислорода при высоких температурах, смеси их с горючими
веществами сгорают чрезвычайно быстро. На этом основано применение нитратов в
пиротехнике и для изготовления черного пороха.

13) Черный порох
представляет собой тесную смесь КNО3 с
серой и углем, причем «нормальный» порох (68% KNO3 , 15% S и 17% С)
приблизительно отвечает составу
2KNO3 3C S. Горение его
протекает в основном по уравнению:

2KNO3 3C S = N2 3CO2 K2 S 169 ккал.

Отвечающий
азотной кислотеангидрид может быть получен взаимодействием NO2 с озоном:

2NO2
O3 = O2
N2 O5

Азотный
ангидрид
(N2 O5 ) представляет
собой бесцветные, очень летучие кристаллы (т. возг. 32 °С). Последние
образованы ионами NO2 и NO3 , а в парахазотный ангидрид состоит из
отдельных молекул, строение которых отвечает формуле O2 N–О–NO2 . Он крайне
неустойчив и уже при обычных условиях медленно распадается на двуокись азота и
кислород (иногда распад этот настолько ускоряется, что приобретает даже
взрывной характер). Будучи сильным окислителем, N2 O5 бурно реагирует со многими веществами. С водой
он образует азотную кислоту.

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 – амминокомплексы.

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

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH4Cl   ⇄   NH4 Cl–

2.Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

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

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH4Cl        KOH   →   KCl       NH3       H2O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH4Cl      Н2O    ↔   NH3 ∙ H2O      HCl

NH4           HOH    ↔   NH3 ∙ H2O         H

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH4Cl   →    NH3      HCl

NH4HCO3    →   NH3      CO2       H2O

  (NH4)2SO4    →   NH4HSO4     NH3

NH4HS  →   NH3      H2S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH4NO2   →   N2        2H2O  

190 – 245° C:

NH4NO3  →   N2O      2H2O

При температуре 250 – 300°C:

 2NH4NO3  →   2NO       4H2O

При температуре выше 300°C:

2NH4NO3    →   2N2      O2       4H2O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»).Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH4)2Cr2O7  →   Cr2O3       N2      4H2O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду.

Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив.

Видеоопытразложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий