Аммиак(NH3)

АММИАК (NH3)

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

 

 

 

 

Физические свойства

 

 NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

 

 

 

 

    Благодаря водородным  связям, аммиак имеет сравнительно  высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается. Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм).

     В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

 

 

 

 

 

 

Получение

1.      Промышленный способ:

N2 + 3H2 ® 2NH3

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

 

 2.      Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

 

 

2NH4Cl + Ca(OH)2  –t°®  CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O

(NH4)2SO4 + 2KOH  –t°®  K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O

 

 

 

 

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

 

 Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

 

 

 

 

1.      Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-

 

 2.      Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH3 + HCl ® NH4Cl

2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4

NH3 + H2O + CO2 ® NH4HCO3

Аммиак - восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)

 

 1.      Разложение при нагревании

2N-3H3  ¬t°®  N20 + 3H2

 

 2.      Горение в кислороде

 

 a)     без катализатора

4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O

 

 b)     каталитическое окисление ( kat = Pt )

4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O

 

 3.      Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2O

 

ОКСИДЫ АЗОТА

 

 N2+1O

ОКСИД АЗОТА (I) 
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"

N+2O

ОКСИД АЗОТА (II) 
ОКИСЬ АЗОТА 

N2+3O3

ОКСИД АЗОТА (III) 
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N+4O2

ОКСИД АЗОТА (IV) 
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N2+5O5

ОКСИД АЗОТА (V) 
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

Оксид азота (I)

N2+1O  закись азота, "веселящий газ"

Физические свойства

 

 Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

Получение

NH4NO3 –t°®  N2O + 2Н2O

Химические свойства

1.      Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2+1O  –t°®  2N20 + O20

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

2.      С водородом:

N2+1O + H2 ® N20 + Н2O

3.      Несолеобразующий

 

 

Оксид азота (II)

 

 

N+2O окись азота

 

 Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

Получение

1.      Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O

2.       

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

3.       

N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

1.      Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 ® 2NO2

2NO + Cl2 ® 2NOCl (хлористый нитрозил)

2.      Окислитель

2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20

3.      Несолеобразующий

Оксид азота (III)

N2+3O3 азотный ангидрид

Физические свойства

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

NO2 + NO « N2O3

Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

Оксид азота (IV)

N+4O2 двуокись азота, диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

Получение

 

 

1.       

2NO + O2 ® 2NO2

2.       

Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Химические свойства

1.      Кислотный оксид

с водой

2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2

4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3

со щелочами

2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

2.      Окислитель

N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O

3.      Димеризация

2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V)

N2+5O5 азотный ангидрид

Физические свойства

 

 Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Получение

 

 

1.     

2NO2 + O3 ® N2O5 + O2

2.       

2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5

Химические свойства

1.      Кислотный оксид

N2O5 + H2O ® 2HNO3

 

 

2.      Сильный окислитель

 

 3.      Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

2N2O5 ® 4NO2 + O2

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO2 Азотистая кислота

H–O–N=O

Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

Химические свойства

1.      Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

2.      Разлагается при нагревании:

3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O

3.      Слабый окислитель (окислительные  свойства проявляет только в  реакциях с сильными восстановителями)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

2I- - 2ē ® I20

1

NO2- + 2H+ + 1ē  ® NO + H2O

2

2I- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O

4.      Сильный восстановитель:

HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO3 Азотная  кислота

Физические свойства

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3

Получение

1.      Лабораторный способ

KNO3 + H2SO4(конц)  –t°®  KHSO4 + HNO3­

2.      Промышленный способ. Осуществляется  в три этапа:

a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH3 + 5O2  –500°,Pt®  4NO + 6H2O

b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO2

2NO + O2 ® 2NO2

c)      Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3

 

 

Химические свойства

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO3 « H+ + NO3-

Реагирует:

с основными оксидами

CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O

CuO + 2H+ + 2NO3- ® Cu2+ + 2NO3- + H2O

или CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O

с основаниями

HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O

H+ + NO3- + Na+ + OH- ® Na+ + NO3- + H2O

или H+ + OH- ® H2O

вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO3 + Na2CO3 ® 2NaNO3 + H2O + CO2­

2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- ® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2­

2H+ + СO32- ® H2O + CO2­

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1.      Разлагается на свету и при  нагревании

4HNO3  –t°,hn®  2H2O + 4NO2­ + O2­

2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый  цвет (при попадании на кожу  рук - "ксантопротеиновая реакция")

3.      При взаимодействии с металлами  никогда не выделяется водород

металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ

 

 

 

 

 

HNO3:

1)концентрированная                                                                2)разбавленная

 Fe, Al, Cr, Au, Pt                                                                             с тяжелыми металлами

пассивирует (без нагревания)                                                             NO

 

с тяжелыми металлами

NO2

 

со щелочными и щел.зем. металлами

N2O

                                                                                            со щелочными и щел.зем.                  

                                                                                               металлами, а также Sn и Fe

                                                                       NH3 (NH4NO3  

 

 

 

 

 

 

 

HNO3 + 4HCl

 

+ Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O

 

"царская  водка"

(1:3 по  объему)

4.      С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

B0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO2

3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4

ПОДГРУППА АЗОТА

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

1)     Нитраты щелочных металлов разлагаются  до нитритов:

2NaNO3  –t°®  2NaNO2 + O2­

2)     Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO3)2  –t°®  2MgO + 4NO2­ + O2­

2Cu(NO3)2  –t°®  2CuO + 4NO2­ + O2­

3)     Нитраты наименее активных металлов  разлагаются до металлов:

Hg(NO3)2  –t°®  Hg + 2NO2­ + O2­

2AgNO3  –t°®  2Ag + 2NO2­ + O2­

4)     Нитрат аммония разлагаются до N2O

NH4NO3  –t°®  N2O­ + 2H2O­