Соединения азота

Соединения азота Кислород

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, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

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

Соединения азотаУрок 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.

Соединения азотаАммиак 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


Соединения азотаСоединения азотаСоединения азота

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)

Соединения азотаВидео — 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

Соединения азотаОбщие 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”

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 (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

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий