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

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⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- ® 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ ® Н₂O + CO₂­

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

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- ® BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- ® 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⁺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

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⁺ + СO₃^2- ® 2Na⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂­

2H⁺ + СO₃^2- ® 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