Напишите уравнения реакций а) азота с водородом; б) аммиака с кислородом без катализатора (уравняйте метод ОВР, укажите окислите

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.

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.

Аммиак и его производные как лиганды.

У аммиака и его производных, за исключением тригалогенидов азота, очень сильно выражена электронодонорная способность. Поэтому аммиак, а также практически все соединения, имеющие аминогруппы и группы >C=N—R, являются N-донорны- ми лигандами, образующими комплексные соединения с катионами многих металлов.

Эти же свойства присущи и многим хелатообразующим лигандам, имеющим один, два или более донорных атомов азота. К числу N-донорных лигандов относятся, например, этилендиамин и этилендиаминтетра- ацетат-ион, описанные в табл. 13.2, а также глицинат-ион

и глицилглицинат-ион

Обычно при образовании комплексных соединений с участием N-донорных лигандов сохраняется такая же конфигу-

рация координационной сферы, которая существует в аквакомплексах того же иона-комплексообразователя. Комплексы с N-донорными лигандами чаще всего лабильны, т.е. они быстро образуются и быстро диссоциируют. О прочности комплексов с этими N-донорными лигандами можно судить по значениям lgKlycT, представленным в табл. 19.4.

Комплексы сложных лигандов, имеющих N-донорные группы, очень многочисленны. Среди них следует выделить металлопротеины, включая металлоферменты, в которых катион металла и лиганды белковой природы связаны в очень прочное целое. Существуют, кроме того, белки и ферменты, активируемые металлами, т.е. менее прочные и более лабильные комплексные соединения.

II ..

—N<, пептидные группы —С—NH— и ряд других.

Координация металлов белками изменяет электронное и структурно-геометрическое состояние белка, т.е. его конформацию, а это изменяет его реакционную способность и тем самым обеспечивает его химические функции как молекулярного механизма.

Аммиак, химические свойства, получение

Если аммиак сжигать в кислороде без катализатора то образуются азот и вода. составьте…

Записать реакции горения аммиака. составить овр.

Напишите уравнения реакций а) азота с водородом; б) аммиака с кислородом без катализатора (уравняйте метод овр, укажите окислите

Нитраты

С металлами (Al, Zn, Mg) в щелочной среде нитраты восстанавливаются до аммиака:

Сначала выделяется атомарный водород, который и восстанавливает нитрат до аммиака.

3NaNO3 8Al 5NaOH 18H2O → 3NH3NH3

При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

3NaNO3 Cr2O3 4KOH → 3NaNO2 2K2CrO4 2H2O

3NaNO3 Cr2O3 2Na2CO3 → 3NaNO2 2Na2CrO4 2CO2

KNO3 MnO2 2KOH → KNO2 K2MnO4 H2O

KNO3 MnO2 K2CO3 → KNO2 K2MnO4 CO2

2NaNO3 FeSO4 4NaOH → 2NaNO2 Na2FeO4 Na2SO4 2H2O

3NaNO3 Fe2O3 NaOH → 3NaNO2 2Na2FeO4 2H2O

3KNO3 Fe 2KOH → 3KNO2 K2FeO4 H2O

Неметаллами нитраты восстанавливаются до нитритов:

2KNO3 C → 2KNO2  CO2NO2 SO2

 В кислотной среде нитраты также являются сильными окислителями:

Cu 2KNO3 2H2SO4 → CuSO4 2NO2NO

С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

KNO3 NH4Cl → N2O

 В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

8AgNO3 PH3 4H2O → Ag H3PO4 HNO3

Термическое разложение нитратов:

MNO3 →  MNO2 O2

M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li.

MNO3 →  MO NO2

M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.

MNO3 →  M NO2

M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu.

Если металл, входящий в состав соли, может быть окислен (выделяющимися газами), то при разложении образуется оксид с более высокой степенью окисления металла:

4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 8NO2

Нитриты

 Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO2 2CrO3 3H2SO4 → 3KNO3 Cr2(SO4)3 3H2O

3KNO2 K2Cr2O7 4H2SO4 → 3KNO3 Cr2(SO4)3 K2SO4 4H2O

NaNO2 2KMnO4 2KOH → NaNO3 2K2MnO4 H2O

3KNO2 2KMnO4 H2O → 3KNO3 2MnO2

KNO2 H2O2 → KNO3 H2O

KNO2 I2 H2O → KNO3 2HI

 В реакциях с типичными восстановителями (I–, Fe 2 и др.) нитриты восстанавливаются до NO:

2KNO2 2KI 2H2SO4 → 2NONO

Исключение: реакции нитритов с солями аммония, выделяется азот:

NaNO2 NH4Cl → N2N2

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

Окислительно-восстановительные реакции аммиака.

Как уже отмечалось, аммиак проявляет свойства очень слабого окислителя и очень медленно окисляет растворенные в нем щелочные и щелочноземельные металлы с выделением водорода. Степень окисления азота при этом не изменяется. Вместе с тем известно большое число реакций, в которых NH3 и катион NHJ проявляют восстановительные свойства и окисляются до соединений с более высокими степенями окисления атома азота.

Таблица 193

Значения gKlycT некоторых комплексных соединений с N-донорными лигандами в водных растворах при 25°С

Гипохлориты в растворе окисляют NH3 до гидразина, в котором оба атома азота имеют степень окисления 2:

Кислород окисляет аммиак до молекулярного азота с очень большой константой равновесия:

Эта реакция не идет при контакте аммиака с воздухом, но в пламени аммиак сгорает полностью.

Большую роль в производстве азотной кислоты и соединений азота играет каталитическое окисление NH3 до NO, в котором азот имеет степень окисления 2:

Хотя константа равновесия этой реакции много меньше, ее осуществляют в промышленности с высоким выходом оксида азота(П) за счет выбора избирательно действующего катализатора при температурах 750—900°С.

Аммиак окисляется также галогенами в водных растворах при обычной температуре с образованием или галогенозамещенных производных (см. с. 419), или молекулярного азота:

Многие реакции окисления катиона аммония NH4 проходят в твердой фазе при нагревании как внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции:

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

Оксиды азота

 Оксид азота (IV) диспропорционирует в реакциях с водой и растворами щелочей и карбонатов щелочных металлов:

Т.к. оксиду NO2 соответствуют две кислоты, при взаимодействии с щелочью или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла:

2NO2 2NaOH → NaNO2 NaNO3 H2O

2NO2   Na2CO3 →  NaNO3   NaNO2   CO2

4NO2 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 Ba(NO3)2 2H2O

3NO2 H2O → 2HNO3 NO

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N 5 :

4NO2 O2 4NaOH → 4NaNO3 2H2O

4NO2 O2 2H2O → 4HNO3 (растворение в избытке кислорода)

 Сильными окислителями NO, как правило, окисляется до N 5 :

2NO 3KClO 2KOH → 2KNO3 3KCl H2O

8NO 3HClO4 4H2O → 8HNO3 3HCl

14NO 6HBrO4 4H2O → 14HNO3 3Br2

Но есть и исключения:

2NO O2 → 2NO2(идет самопроизвольно на воздухе)

NO в роли окислителя:

2NO 2SO2 → N2N2

 В реакциях с типичными восстановителями NO2, как правило, восстанавливается до NO или N2:

2NO2 P2O3 4KOH → 2NONONO NON2 2CO2N2N2

 Как и у всех оксидов азота, у N2O преобладают окислительные свойства, что делает возможным окисление металлов:

N2O Cu → CuO N2N2

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.

Степень окисления

Степень окисления аммиака зависит от степени окисления элементов, входящих в его состав. На внешнем энергетическом уровне азота находится пять электронов. В составе аммиака атом азота проявляет валентность III. К трём валентным электронам присоединены атомы водорода. Следовательно, при синтезе аммиака произошло окисление азота водородом:

3H2 N2 → 2NH3.

Поэтому азот имеет степень окисления -3, водород – 1.