Аммиак — ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

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 строениеазотистой 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 свойстваазотистой 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

ИспользованиеHNО2 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

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Аммиак как жидкость является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные металлы, а также другие простые вещества, как, например, фосфор, йод, сера.

Чистый жидкий аммиак является диэлектриком, поэтому способен к образованию на стенках сосудов статического электричества.

Сжиженный безводный аммиак относится к трудногорючим веществам.

Жидкий аммиак или струя газа, попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Твёрдый аммиак внешне представляет собой снегообразную массу из кубических кристаллов правильной формы.

Аммиак, получение, свойства, химические реакции.

Аммиак, NH3 – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак, формула, газ, характеристики

Видеоурок “Аммиак”

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики

Физические свойства аммиака

Химические свойства аммиака

Получение аммиака в промышленности и лаборатории

Химические реакции – уравнения получения аммиака

Применение и использование аммиака

Аммиак. физические и химические свойства аммиака, получение, применение. соли аммония

Оксид азота (ii), монооксид азота (no)

Способы получениямонооксида 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:

8HNO3(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 свойствамонооксида 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 свойствамонооксида 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

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 полученияазотистого 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 свойстваазотистого 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 свойстваазотистого 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 получениядиоксида 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

Физическиесвойствадиоксида 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 свойствадиоксида 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 теплойводе 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

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

2HNO3 P2O5 → 2HPO3 N2O5

Физические свойстваазотного 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

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 свойстваоксида 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 свойстваоксида 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 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:

2N2O → 2N2 O2

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

N2O H2SO4 (конц) → NO↑ SO2↑ H2O

N2O SO2 Н2О = N2↑ H2SO4

N2O H2 → N2 H2O

N2O Mg → N2 MgO

N2O 2Cu → N2 Cu2O

3N2O 2NH3 → 4N2 3H2O

 N2O C → N2 CO

5N2O 2Р → 5N2 Р2O5

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

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

Строение

Молекула аммиака состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода. Связи между атомами водорода и азота ковалентные. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.

На 2р-орбитали азота находится три свободных электрона. С ними вступают в гибридизацию три атома водорода, образуя тип гибридизации sp3.

Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества замещённых атомов различают три вида аминов:

• первичные (метиламин – CH₃NH₂);
• вторичные (диметиламин – СН₃-NH-СН₃);
• третичные (триметиламин – СН₃-N-(СН₃)₂).

К молекуле аммиака могут присоединиться С2Н4, С6Н4, (С2Н4)2 и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.

Физические свойства аммиака:

* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

Химические

Степень окисления азота в составе аммиака – -3, водорода – 1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.

Основные химические свойства описаны в таблице.