Химические свойства:
1) при растворении NH3 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.
2) NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4 = NH4НSO4;
3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;
4) в кислороде NH3 горит желтым пламенем: 4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;
5) кислородом воздуха NH3 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;
6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;
7) водород в NH3 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.
Нашатырь (хлорид азота).
Получение: в промышленности до концаХ1Х века аммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота.
В начале XX века были разработаны новые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или фиксации атмосферного азота.
В 1904 году появился циамидный способ, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция, образуя циамид кальция CaCN2, который при воздействии с водяным паром при давлении 0,6 МПа легко разлагается на аммиак и карбонат кальция:
Позднее появился другой способ получения аммиака – прямое взаимодействие азота и кислорода под воздействием электрических разрядов, но эта реакция была обратимой, пока для нее не нашли оптимальные условия. Этими условиями явились высокое давление и низкая температура, использование катализаторов – губчатого железа с добавками активаторов (оксиды алюминия, калия, кальция, кремния, магния).
31. Соли аммония
Соли аммония – сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+и кислотные остатки.
Физические свойства: соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных металлов (калия) имеют примерно одинаковые радиусы. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород. Доказательством металлического характера аммония является наличие амальгамы аммония – сплав аммония с ртутью, схожего с таковой щелочных металлов. При обработке амальгамы аммония холодным раствором сульфата меди, амальгама вытеснит n-е количество меди:
Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:
1) являются сильными электролитами – подвергаются диссоциации в водных растворах, образуя катион аммония и анион кислоты:
2) подвергаются гидролизу (соль слабого основания и сильной кислоты):
среда кислая, рН<7, лакмус красный;
3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:
4) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония:
соли аммония определяют по запаху выделившегося в результате реакции аммиака, а также по синей окраске лакмуса;
5) разлагаются при нагревании:
Получение: NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.
Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH4)2SO4, нитрат аммония – NH4NO3, дигидрофосфат аммония – NH4Н2РO4 и гидрофосфат аммония – (NH4)2НРO4 используются в качестве минерального удобрения. Преимущество удобрения – повышенное содержание в нем аммиака. Используется хлорид аммония (NH4Cl) – нашатырь.
32. Оксиды азота
С кислородом N образует оксиды: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 и NO3. Оксид азота I – N2O – закись азота, «веселящий газ». Физические свойства: бесцветный, со сладковатым запахом, растворим в воде, t плавления -91 °C, t кипения -88,5 °C. Анестезирующее средство.
Химические свойства: разлагается при 700 °C: 2N2O?2N2 + O2 поддерживает горение и является окислителем; взаимодействует с водородом: N2+1O + H2?N20+ Н2O.
Получение: NH4NO3?N2O + 2Н2O. N2O соответствует азотноватистая кислота: Н2N2O2, но при действии Н2O и щелочей он не образует ни Н2N2O2, ни ее солей. N2O – несолеобразующий.
Оксид азота (II) NO – окись азота. Физические свойства: бесцветный газ, плохо растворим в воде, t плавления -164 °C, t кипения -152 °C.
Химические свойства: NO обладает окислительно-восстановительными свойствами:
1) при обычной температуре устойчив, при понижении t димеризуется в N2O2;
2) при 700 °C разлагается: 2NO?2N2 + O2? поддерживая горение, является восстановителем;
3) с водородом. Смесь равных объемов NO и H2 взрывается: 2NO + 2H2 = N2? + Н2O, где NO – окислитель;
4) с галогенами: 2NO + Сl2 = 2NOСl? (нитрозилхлорид). NO – несолеобразующий.
Получение:
1) в лаборатории: 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;
2) в промышленности: каталитическое окисление аммиака: 4NH3 +5O2 = 4NO? + 6H2O;
3) NO образуется в грозу: N2 + O2 = 2NO?.
Оксид азота (III) N203. Физические свойства: темно-синяя жидкость (при низких t), t плавления -102 °C, t кипения 3,5 °C. Химические свойства: N2O3 – ангидрид азотистой кислоты HN02. При взаимодействии с водой и щелочами соответственно дает НNO2 и ее соли – нитриты: N2O + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O.
Получение: NO2 + NO = N2O3.
Оксид азота (IV) – NO2. Физические свойства: ядовитый газ бурого цвета с резким запахом; t плавления —11,2 °C, t кипения – 21 °C. Химические свойства: кислотный ангидрид:
Реагирует со щелочами: 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.
Окислитель: N+4O2 + S+4O2 = S+6O3 + N+2O. Димеризуется при низких температурах: 2NO2(бурый газ)?N2O4(бесцветная жидкость).
Получение: 2NO + O2 = 2NO2; Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Оксид азота (V) – N2O5. Физические свойства: малостойкое белое кристаллическое вещество. Сильный окислитель. Химические свойства: ангидрид HN03.
Разлагается со взрывом: 2N2O5?4NO2 + О2.
Получение:
33. Азотная кислота
Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с
