Окисление аммиака и его свойства — OneKu

Окисление аммиака и его свойства  — OneKu Кислород

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO2— слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO2      HCl   →    HNO2       AgCl

Химические свойства.

1.Азотистая кислота HNO2  существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается:

3HNO2   →  HNO3      2NO      H2O

без нагревания азотистая кислота также разлагается:

2HNO2    →    NO2       NO     H2O

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом натрия:

HNO2     NaOH   →   NaNO2      H2O

3.За счет азота в степени окисления 3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства. Окислительные свойства HNO2 проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например, HNO2 окисляет иодоводород:

2HNO2      2HI   →   2NO      I2       2H2O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

2НNO2      2KI     2H2SO4   →   K2SO4      I2   2NO    2H2O

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

2HNO2       3H2SO4      6FeSO4  →   3Fe2(SO4)3      N2        4H2O

4. За счет азота в степени окисления 3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

HNO2     Cl2       H2O   →  HNO3     2HCl

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

2HNO2       O2  →  2HNO3

HNO2       H2O2  →  HNO3      H2O

Соединения марганца (VII) окисляют HNO2:

5HNO2       2HMnO4  →   2Mn(NO3)2      HNO3       3H2O

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

Окисление аммиака и его свойства  — OneKuУрок посвящен изучению темы «Аммиак». Вы узнаете о свойствах соединений азота, в которых он проявляет степень окисления -3, в какие химические реакции и при каких условиях вступает аммиак.

Окисление аммиака и его свойства  — OneKuАммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода. 

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

I. Строение молекулы аммиака


Окисление аммиака и его свойства  — OneKuОкисление аммиака и его свойства  — OneKuОкисление аммиака и его свойства  — OneKu

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных  p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4 .

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H.

II. Физические свойства аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

III. Получение аммиака

IV. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

  1. C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
  2. Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

1. Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N-3 → N0 → N 2 

NH3 – сильный восстановитель

  • Взаимодействие с кислородом

1.Горение

Опыт: “Горение аммиака”(при нагревании)

4NH3  3O2 → 2N2  6H20

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

4NH3  5O2 → 4NO 6H2O

Видео — эксперимент: «Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»

  • Взаимодействие с оксидами металлов

2NH3   3CuO = 3Cu N 3H2O

  • Взаимодействие с сильными окислителями

2NH3  3Cl2 = N2  6HCl (при нагревании)

  • Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2NH3↔ N2  3H2

2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение —Образование иона аммония NH4  по донорно-акцепторному механизму)

Окисление аммиака и его свойства  — OneKuВидео — эксперимент: “Качественная реакция на аммиак” 

Видео — эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)” 

Видео-эксперимент:“Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами”

Видео — эксперимент: «Фонтан» 

Видео — эксперимент: «Растворение аммиака в воде»

V. Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

VI.  Соли аммония

1. Составление формул солей аммония

Соли аммония — это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4 , соединённые с кислотными остатками.

Например, 

NH4Cl – хлорид аммония

(NH4)2SO4  — сульфат аммония

NH4NO– нитрат аммония

(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония

(NH4)2HPO4 – гидроортофосфат аммония

NH4H2PO4 – дигидроортофосфат аммония

2. Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

3. Получение

1 способ:   Аммиак кислота:   NH3  HNO3 → NH4NO3       

2 способ:  Аммиачная вода кислота:   2NH4OH   H2SO4 → (NH4)2SO4 2Н2O

4. Химические свойства

Окисление аммиака и его свойства  — OneKuОбщие свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью) 

NH4Cl → NH4   Cl— 

2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)

(NH4)2CO3  2НCl → 2NH4Cl  Н2O CO2­

2NH4   CO32-  2H   2Cl → 2NH4   2Cl   Н2O CO2­

CO32-  2H  → Н2O CO2­ 

Взаимодействие с солями (реакция обмена)                                    

(NH4)2SO4  Ba(NO3)2 → BaSO4↓  2NH4NO3

2NH4   SO42-  Ba2   2NO3 → BaSO4↓  2NH4   2NO3

Ba2    SO42- → BaSO4↓

Спецефические свойства

1. Разложение при нагревании

a) если кислота летучая: NH4Cl  → NH3­ HCl­ (при нагревании)

NH4HCO3 → NH3­ Н2O­ CO2­ 

б) если анион проявляет окислительные свойства: NH4NO3  → N2O­ 2Н2O­ (при нагревании)

(NH4)2Cr2O7  → N2­  Cr2O3  4Н2O­ (при нагревании) 

2. Качественная реакция на NH4  — ион аммония

При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

NH4Cl   NaOH  → NaCl   NH3­ Н2O (при нагревании)

3. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl Н2O → NH4OH HCl

NH4   Н2O → NH4OH H  

5. Применение

VII. Закрепление

Задание №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:

Соли

Химические свойства, общие с другими солями

(1 – 3)

Специфические свойства (1 – 2)

1. Хлорид аммония

2. Карбонат аммония

3. Сульфид аммония

4. Сульфат аммония

5. Нитрат аммония

Задание №2.

Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Задание №3. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

Задание №4. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

VIII. Тренажеры

Тренажёр №1: «Горение аммиака»

Тренажёр №2:«Химические свойства аммиака»

ЦОРы

Опыт: “Получение аммиака”

Опыт: “Горение аммиака

Видео — Эксперимент«Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»

Анимация: “Донорно-акцепторнорный механизм

Видео — Эксперимент: “Качественная реакция на аммиак” 

Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)” 

Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами” 

Видео — Эксперимент: «Фонтан» 

Видео — Эксперимент: «Растворение аммиака в воде»

Опыт: “Разложение карбоната аммония”

Опыт: “Качественная реакция на ион аммония”

Опыт:“Разложение дихромата аммония”

Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с водой:

 2NH3 ⟶ NH4 NH2.

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10−33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные,  Mg,  Al, а также  Eu и  Yb.

В отличие от воды с жидким аммиаком данные металлы не реагируют, а именно растворяются и могут быть выделены в исходном виде при испарении растворителя. Растворимость щелочных металлов в жидком  NH3 составляет несколько десятков процентов.

В жидком аммиаке  NH3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например,  Na4Pb9.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком  [Э(NH3)

6], обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и  NH3.

Растворённый в  NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

 2Na 2NH3 ⟶ 2NaNH2 H2 .

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион  NH2−, который также образуется при самоионизации аммиака.

Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от  Li  к  Cs.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической проводимостью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окружённые молекулами  NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Оксид азота (i)

Оксид азота (I) –  это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получитьоксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

 NH4NO3  →   N2O      2H2O

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N2O           H2    →  N2      H2O

N2O          Mg   →  N2      MgO

N2O         2Cu   →  N2      Cu2O

3N2O       2NH3  →   4N2     3H2O

N2O          H2O     SO2  →   N2      H2SO4

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N2O     C   →   N2      CO

5N2O     2Р   →   5N2      Р2O5

2. При взаимодействии с сильными окислителямиN2O может проявлять свойства восстановителя.

Например, N2O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

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

Оксид азота (ii)

Оксид азота (II) –  это несолеобразующий оксид.  В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu      8HNO3(разб.)  →  3Cu(NO3)2     2NO   4H2O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl2          NaNO3      4HCl   →   3FeCl3      NaCl      NO      2H2O

  2HNO3     6HI   →   2NO      I2       4H2O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N2      O2  →   2NO

3. В промышленностиоксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH3        5O2    →    4NO     6H2O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей.

Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO       O2   →   2NO2

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO      Cl2  →  2NOCl

NO     O3  →   NO2      O2

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO      2H2  →  N2      2H2O

2NO     2SO2   →   2SO3      N2

Оксид азота (iv)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит!  Для NO2  характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO     O2  →   2NO2

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

4HNO3(конц.)        Cu   →    Cu(NO3)2        2NO2      2H2O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра:

2AgNO3    →  2Ag      2NO2        O2

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водойс образованием двух кислот — азотной и азотистой:

2NO2       H2O   →  HNO3      HNO2

Если растворение NO2 в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO2      2H2O     O2   →  4HNO3

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO2 в теплой воде образуются HNO3  и   NO:

3NO2       H2O   →  2HNO3      NO

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочахобразуются нитраты и нитриты:

 2NO2       2NaOH   →  NaNO3      NaNO2      H2O

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

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO2       4NaOH     O2   →   4NaNO3      2H2O

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор, уголь, сера, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2NO2       2S   →  N2      2SO2

2NO2       2C   →  N2      2CO2

10NO2       8P   →  5N2      4P2O5

NO2        SO2  →   SO3       NO

4. Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO2  ⇄  N2O4

Получение и применение аммиака

Промышленным способом получения аммиака является его синтез из азота и водорода:Окисление аммиака и его свойства  — OneKu

Сырьём является азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, и водород, чаще всего получаемый разложением природного газа. Оптимальные условия проведения реакции: t° ≈ 500 °С, р ≈ 1000 атм, катализатор – губчатое железо с добавками (промоторами) К2O, Al2O3. В таких условиях выход аммиака составляет около 50%.

Лабораторным способом получения аммиака является взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании:Окисление аммиака и его свойства  — OneKu

Эта реакция также является качественной реакцией на ион аммония. Её признак – появление запаха аммиака.

Образовавшийся аммиак хорошо растворяется в воде. Для получения аммиака в лаборатории лучше брать сульфат аммония и гидроксид кальция, тогда образующийся сульфат кальция связывает воду, образуется гипс – CaSO4 • 2H2O. Иногда вместо щёлочи используется натронная известь – смесь СаО и NaOH. Реакцию ведут при нагревании:

(NH4)2SO4 Са(ОН)2 = CaSO4 2NH3↑ 2H2O

Аммиак применяется для получения азотной кислоты HNO3, мочевины (H2N–СО–NH2) – ценного удобрения, для получения соды (Na2CO3) по аммиачному методу, для аминирования органических веществ.

Жидкий аммиак и его водные растворы используются как жидкие удобрения. Аммиак применяется как хладагент в холодильниках (NH3 легко сжижается, а затем испаряется с поглощением большого количества теплоты). В медицине используется 10%-й раствор – нашатырный спирт.

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах  равна 3, то они проявляют как окислительныесвойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены ипероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

2KNO2       O2   →  2KNO3

KNO2       H2O2  →  KNO3      H2O

KNO2      H2O      Br2   →  KNO3       2HBr

Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы— также окисляют нитриты до нитратов:

5KNO2      3H2SO4      2KMnO4   →   5KNO3        2MnSO4       K2SO4    3H2O 

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

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

 2KNO2      2H2SO4      2KI   →  2NO       I2       2K2SO4    2H2O

  2KNO2    2FeSO4     2H2SO4 → Fe2(SO4)3 2NO K2SO4 2H2O

При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

NaNO2 2Al NaOH  6H2O → 2Na[Al(OH)4] NH3

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительныесвойства. Например, смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

3KNO2      Cr2O3     KNO3  →   2K2CrO4      4NO

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

  • Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:

2KNO3   →  2KNO2      O2    

Исключение – литий.

Видеоопытразложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

  • Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и литийразлагаются  до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например, разложение нитрата меди (II):

  2Cu(NO3)2   →   2CuO        4NO2      O2

  • Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например, нитрат серебра:

2AgNO3   →  2Ag      2NO2        O2

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

4Fe(NO3)2   →   2Fe2O3      8NO2      O2

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Mn(NO3)2   →   MnO2      2NO2 

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители.

Например, смесь 75%    KNO3,  15% C  и  10% S  называют «черным порохом»:

2KNO3       3C        S   →   N2       3CO2       K2S

Соли аммония

Соли аммония, как и другие соли, являются ионными соединениями, образованными катионами аммония NH4 и анионами кислотных остатков. По многим свойствам соли аммония похожи на соли натрия и калия.

Соли аммония разлагаются при нагревании. Состав продуктов реакции термического разложения зависит от природы кислотного остатка (аниона):

а) если соль аммония образована летучей кислотой и её анион не является сильным окислителем, то такая соль полностью разлагается с образованием соответствующих газов:Окисление аммиака и его свойства  — OneKuокислительной способностью, то при нагревании происходит окислительно–восстановительная реакция. Так, при нагревании нитрата или нитрита аммония происходит конпропорционирование (в результате степени окисления азота «сходятся»):Окисление аммиака и его свойства  — OneKuокислительной способностью, то при нагревании происходит окислительно–восстановительная реакция. Так, при нагревании нитрата или нитрита аммония происходит конпропорционирование (в результате степени окисления азота «сходятся»):Окисление аммиака и его свойства  — OneKuОкисление аммиака и его свойства  — OneKuОкисление аммиака и его свойства  — OneKuОкисление аммиака и его свойства  — OneKu

Данную реакцию можно рассматривать как качественную на наличие ионов аммония. При нагревании аммиак улетучивается за счёт уменьшения его растворимости. Это легко определяется по характерному запаху аммиака и по окрашиванию влажной лакмусовой бумаги в синий цвет.

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды.

NaNO2      NH4Cl   →   NH4NO2      NaCl

NH4NO2  →   N2       2H2O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO2      NH4Cl   →   N2     NaCl     2H2O

Видеоопытвзаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH3    3O2   →   2N2     6H2O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидовщелочныхметаллов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN3   →   2Na        3N2

3.Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO    2NH3  →   3Cu   N2      3H2O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на  разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Физические свойства аммиака:

Наименование параметра:Значение:
Цветбез цвета
Запахс резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта»)
Вкуседкий
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)газ
Плотность жидкости (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3682,8
Плотность газа (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м30,8886
Плотность (при 15 °C и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м30,73
Плотность (при 25 °C и атмосферном давлении 100 кПа ≈ 1 атм.), кг/м30,7723
Температура плавления, °C-77,73
Температура кипения, °C-33,34
Критическая температура*, °C132,4
Критическое давление, МПа11,32
Критический удельный объем, м3/кг0,00426
Коэффициент теплопроводности газа (при 0 °C и атмосферном давлении 1 атм.), Вт/(м·К)0,026
Температура самовоспламенения, °C651 ± 1
Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмныхот 14,5 (15,0) до 33,6
Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмныхот 13,5 до 82
Удельная теплота сгорания, МДж/кг20,5
Температура пламени, °C700
Константа диссоциации кислоты9,21 ± 0,01
Молярная масса, г/моль17,0304

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

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления 5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциируетв водном растворе.

 HNO3 → H NO3–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO     2HNO3   →   Cu(NO3)2     H2O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO3      NaOH   →   NaNO3     H2O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO3     Na2CO3   →  2NaNO3     H2O     CO2

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO3  →   4NO2      O2      2H2O

5.Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот 5.

металл HNO3 → нитрат металла вода газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железомна холодуконцентрированная HNO3  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления 4:

Fe       6HNO3(конц.)  →   Fe(NO3)3      3NO2     3H2O

 Al      6HNO3(конц.)   →  Al(NO3)3      3NO2     3H2O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO3         3HCl      Au   →   AuCl3      NO      2H2O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO3(конц.)        Cu   →    Cu(NO3)2        2NO2      2H2O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO3          4Ca   →    4Ca(NO3)2        2N2O      5H2O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO3 (разб.)          3Cu   →    3Cu(NO3)2        2NO      4H2O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловоми железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO3(разб)        10Na   →    10NaNO3       N2       6H2O

При взаимодействии кальцияи магнияс азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO3          4Ca    →   4Ca(NO3)2        2N2O      5H2O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO3            4Zn   →    4Zn(NO3)2        NH4NO3      3H2O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
КонцентрированнаяРазбавленная
с Fe, Al, Crс неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)с щелочными и щелочноземельными металлами с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe 
пассивация при низкой Тобразуется NO2образуется N2O образуется NO образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3  обычно восстанавливается до NO  или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO3           S     →   H2SO4      6NO2        2H2O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO3          P   →    H3PO4        5NO2        H2O

5HNO3          3P         2H2O   →    3H3PO4        5NO

Видеоопытвзаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO3         C   →   CO2        4NO2        2H2O

Видеоопытвзаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO3      I2  →   2HIO3      10NO2       4H2O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO3        SO2  →   H2SO4        2NO2

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO3      HI   →  HIO3      6NO2      3H2O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С        4HNO3   →    3СО2       4NO       2H2O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO3        H2S     →  S        2NO2      2H2O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO3        H2S     →  H2SO4         2NO2      2H2O

8HNO3         CuS   →   CuSO4       8NO2       4H2O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO3         FeS   →   Fe(NO3)3     NO       S       2H2O

8. Азотная кислота окрашивает белкив оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя(с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС),  на электрической дуге  (в природе – во время грозы):

N2    O2  ⇄   2NO –  Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000оС-5000оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С   N2  →  N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3.Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N2     ЗН2   ⇄    2NH3

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N2      6Li   →   2Li3N

2.Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N2      3LiH  →   Li3N      NH3

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий