NH3 O2 = NO H2O расставить коэффициенты

NH3   O2 = NO   H2O расставить коэффициенты Кислород

Nh3 o2 = no h2o расставить коэффициенты

Реакция протекает по схеме:
NH3 O2 = NO H2O.
В ходе реакции степень окисления азота повышается от (-3) до ( 2) (азот окисляется), а кислорода – понижается от 0 до (-2) (кислород восстанавливается).
Уравнение полуреакции окисления азота:

    [N^{-3} -5e rightarrow N^{ 2} (1).]

Уравнение полуреакции восстановления кислорода:

    [O^{0}  2e rightarrow O^{-2} (2).]

Поскольку отношение чисел электронов, принятых при восстановлении кислорода и отданных при окислении азота, равно 2:5, то, складывая уравнения полуреакций восстановления и окисления, надо первое из них умножить на 2, а второе – на 5:

    [ 2N^{-3}   5O^{0} rightarrow 2N^{ 2}   5O^{-2}.]

В молекулярной форме полученное уравнение имеет следующий вид:

    [ 4NH_3   5O_2 rightarrow 4NO   6H_2O.]

Оксид (окись) азота (II) представляет собой бесцветный трудно сжижаемый газ. В воде он мало растворим: 1 объем воды при 0^{0}C растворяет всего 0,07 объема NO растворяет всего 0,07 объема NO.
По химическим свойствам монооксид азота относится к безразличным оксидам, так как не образует никакой кислоты.
В лаборатории оксид азота (II) обычно получают взаимодействием 30 – 35%-ной азотной кислоты с медью:

    [ 3Cu   8HNO_3 rightarrow 3Cu(NO_3)_2   2NO   4H_2O.]

В промышленности он является промежуточным продуктом при производстве азотной кислоты.
Для монооксида азота характерна окислительно-восстановительная двойственность. Под действием сильных окислителей он окисляется, а в присутствии сильных восстановителей – восстанавливается.

Составьте схемы реакций аммиака с кислородом: а) каталитической б) некаталитической расставьте коэффициенты в схемах реакций методом электронного баланса.  — знания.site

2N(3-) — 6e = N2 коэффициент 2
O2 4e = 2O(2-) коэффициент 3
4NH3 3O2 = (над равно : t)2N2 6H2O.

N(3-) — 5e = N(2 ) коэффициент 4
O2 4e = 2O(2-) коэффициент 5
4NH3 5O2 =(над равно : t,kat) 4NO 6H2O

Про кислород:  Составьте схемы реакций аммиака с кислородом: а) каталитической б) некаталитической расставьте коэффициенты в схемах реакций методом электронного баланса.  — Знания.site

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:

Про кислород:  При сгорании аммиака в избытке кислорода образовался азот и водяной пар.

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):

Про кислород:  Аммиак - ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

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