Шпоры (1106648), страница 6
Текст из файла (страница 6)
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2-, называются амидами, NH2- — имидами, а N3- — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН- и NH2-, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O > NaOH + NH3
CaNH + 2H2O > Ca(OH)2 + NH3^
Zn3N2 + 6H2O > 3Zn(OH)2 + 2NH3^
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH > C2H5OK + NH3
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
MNH2 > M+ + NH2-
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы. При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H20
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl > 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин:
2NH3 + NaClO > N2H4 + NaCl + H2O
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот). С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
NH3 + CH3Cl > CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)
С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование). При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
CH4 + NH3 + 1,5O2 > HCN + 3H2O
В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента. Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г) + 45,9 кДж
Это так называемый процесс Габера Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их амминокомплексов: CuSO4 + 4NH3 > [Cu(NH3)4]
Ca(NO3)2 + 6NH3 > [Ca(NH3)6](NO3)2
Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зеленой в светло-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Соли аммония — соли, содержащие одновалентный ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):
NH4Cl - NH4+ + Cl-
Разложение при нагревании:
а)если кислота летучая
NH4Cl > NH3^ + HCl
NH4HCO3 > NH3^ + Н2O+ CO2
б)если анион проявляет окислительные свойства
NH4NO3 > N2O^ + 2Н2O
(NH4)2Cr2O7 > N2^ + Cr2O3+ 4Н2O
С кислотами (реакция обмена):
NH4)2CO3 + 2НCl > 2NH4Cl + Н2O + CO2 ^
2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- > 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2 ^
CO32- + 2H+ > Н2O + CO2 ^
C солями (реакция обмена):
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 > BaSO4 v + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- > BaSO4 v + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- > BaSO4 v
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 ион аммония)
NH4Cl + NaOH > NaCl + NH3 ^ + Н2O
18. Оксид азота(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла.
NH4NO3 > N2O^ + 2Y2O
Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой: NH2SO2OH + HNO3 (73 %) > N2O^ + SO2(OH)2 + H2O.
Относится к несолеобразующим оксидам. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:
N2O + H2 > N2^ + H2O;
N2O + C > N2^ + CO^.
При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:
5N2О + 8KMnO4 + 7H2SO4 > 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O.
При нагревании N2O разлагается: N2O > 2N2^ + O2^.
С водой не взаимодействует Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. NO — несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:
N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж
NO можно получить по реакциям:
FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;
2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.
Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.
При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:
2NO + O2 > 2NO2
Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:
2NO + Cl2 > 2NOCl (нитрозилхлорид).
В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:
2SO2 + 2NO > 2SO3 + N2^.
В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.
N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже ?101 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.
50%-ю азот кисл и твёрдый оксид мышьяка(III):
2HNO3 (50 %) + As2O3 > NO2^ + NO^ + HAsO3.
N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:
N2O3 - NO2 + NO.
При 25 °C содержание N2O3 в смеси газов составляет около 10,5 %. Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован. Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:
N2O3 + H2O - 2HNO2.
При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:
N2O3 + 2KOH > 2KNO2 + H2O.
Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей. NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом. В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре ниже ?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4, при температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет из себя красно-бурую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2. В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь: Cu + 4HNO3 (конц.) > Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O. Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность: 2Pb(NO3)2 > 2PbO + 4NO2^ + O2^. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:
2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;
10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:
SO2 + NO2 > SO3 + NO^.
При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования): 2NO2 + H2O - HNO3 + HNO2.
Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:
3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.
Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя): 4NO2 + 2H2O + O2 - 4HNO3.
При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:
2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.
Применение.
В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах. N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив. Получают:
1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 посредством P2O5:
2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;
12HNO3 + P4O10 > 4H3PO4 + 6N2O5;
2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:
4AgNO3 + 2Cl2 > 4AgCl + 2N2O5 + O2^;
3) Путём взаимодействием оксида азота(IV) с озоном:
2NO2 + O3 > N2O5 + O2^.
Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:
2N2O5 > 4NO2^ + O2^ + Q.
Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):
N2O5 + H2O - 2HNO3.
Растворяется в щелочах с образованием нитратов:
N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.
Вредное воздействие
Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьезную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.
19. HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Получается при каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (метод Габера) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой 4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O
2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется, в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:
4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O
Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:
KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) > KHSO4 + HNO3^
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
