Виртуальная химическая школа

Подпись: Теория  ЕГЭ по химии

Химия+методика+психология

 

 Азот

АЗОТ

 

N

:NºN:

 

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

 

Физические свойства

 

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

 

Получение

 

Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.

Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

 

NH4NO2  –t°® N2 + 2H2O

 

Химические свойства

 

Молекула азота (:NºN:)

 

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

 

Восстановитель N20 ® 2N+2

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

 

N20 + O2 « 2N+2O

(в природе - во время грозы)

 

Окислитель N20 ® 2N-3

c водородом (500°С, kat, p)

N20 + 3H2 « 2N-3HЗ

 

с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

 

6Li + N20 ® 2LiЗN-3

3Mg + N20  –t°® MgЗN2-3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

.

                       

 

 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 NH, 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

 

Промышленный способ

 

N2 + 3H2 ® 2NH3

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

 

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.

 

 

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-

 

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)

 

Разложение при нагревании

2N-3H3  ¬t°® N20 + 3H2

 

Горение в кислороде

 

без катализатора

4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O

 

каталитическое окисление ( kat = Pt )

 

4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O

 

Восстановление оксидов некоторых металлов

 

3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2O

 

 

СОЛИ АММОНИЯ

 

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+, связанные с кислотным остатком.

 

Физические свойства

 

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

 

Получение

 

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

 

NH3 + HNO3 ® NH4NO3(нитрат аммония)

2NH4OH + H2SO4 ® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

 

Химические свойства

 

Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

 

NH4Cl « NH4+ + Cl-

 

Разложение при нагревании.

 

если кислота летучая

NH4Cl  ¬t°® NH3­ + HCl­

NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­

 

если анион проявляет окислительные свойства

 

NH4NO3  –t°® N2O­ + 2Н2O­

(NH4)2Cr2O7  –t°® N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­

 

С кислотами и солями (реакция обмена)

 

 

(NH4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- ® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­

 

 

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ® BaSO4¯ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- ® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-

Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯

 

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

 

NH4Cl + Н2O « NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O « NH4OH + H+

 

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)

 

NH4Cl + NaOH  –t°® NaCl + NH3­ + Н2O

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+1закись 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

 

Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

 

2N2+1O  –t°® 2N20 + O20

 

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

С водородом:

N2+1O + H2 ® N20 + Н2O

 

Несолеобразующий

 

Оксид азота (II)

 
N+2O окись азота

 

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

 

Получение

 

Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

 

4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O

 

 

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

 

 

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

 

Химические свойства

 

Легко окисляется кислородом и галогенами

 

2NO + O2 ® 2NO2

2NO + Cl2 ® 2NOCl(хлористый нитрозил)

 

Окислитель

2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20

 

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

 

 

2NO + O2 ® 2NO2

 

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

 

Химические свойства

 

Кислотный оксид

с водой

2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2

4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3

 

со щелочами

2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

 

Окислитель

N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O

 

Димеризация

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

 

Оксид азота (V)

 

N2+5O5 азотный ангидрид

 

Физические свойства

 

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

 

Получение

 

 

2NO2 + O3 ® N2O5 + O2

 

2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5

 

Химические свойства

 

Кислотный оксид

N2O5 + H2O ® 2HNO3

 

Сильный окислитель

 

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

 

Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

 

HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

 

Разлагается при нагревании:

 

3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O

 

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

 

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

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

 

Лабораторный способ

 

KNO3 + H2SO4(конц) t°® KHSO4 + HNO3­

 

Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

 

Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

 

4NH3 + 5O2  –500°,Pt® 4NO + 6H2O

 

Окисление кислородом воздуха NO до NO2

 

2NO + O2 ® 2NO2

 

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

 

Разлагается на свету и при нагревании

 

4HNO3  –t°,hn® 2H2O + 4NO2­ + O2­

 

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

 

При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

 

металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ

 

HNO3 + 4HCl       + Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O

"царская водка"
(1:3 по объему)
        

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

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

 

Реакции разложения нитратов при нагревании

 

Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

 

2NaNO3  –t°® 2NaNO2 + O2­

 

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

 

Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

 

Hg(NO3)2  –t°® Hg + 2NO2­ + O2­

2AgNO3  –t°® 2Ag + 2NO2­ + O2­

 

Нитрат аммония разлагаются до N2O

 

NH4NO3  –t°® N2O­ + 2H2O­