Аммиак и азотистая кислота уравнение

Аммиак: получение и свойства

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.

Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Соединения азота

Аммиак (NH₃)

Способы получения аммиака

Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.

В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550 о С):

Лабораторный способ

• В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:

Физические свойства аммиака

При обычной температуре NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза.

Очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH₃ — хороший полярный растворитель.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н₂О растворяется

25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.

Химические свойства аммиака

NH₃— очень химически активен. NH₃ как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.

Газообразный аммиак вступает в реакции с:

• кислородом (без катализатора):

(в присутствии катализаторов Pt):

• оксидами малоактивных металлов

• Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:

Водный раствор NH₃ – слабое основание

• При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:

Комплексный катион NH₄ + — является продуктом присоединения ионов Н + к молекуле NH₃ по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН — раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

• Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:

• Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:

• Молекулы NH₃ способны образовывать донорно — акцепторные связи с катионами многих переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.). При этом образуются комплексные ионы такие как [Аg(NH₃)₂], [Cu(NH₃)₄], [Cr(NH₃)₆], входящие в состав комплексных соединений — аммиакатов.

Образуемые аммиакаты растворимы воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.

Так, в аммиаке легко растворяются Аg₂О, Cu₂O, Cu(OH)₂, AgCl:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl хлорид диамминсеребра (I)

NH₃ выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)

Аммиачные растворы Ag₂O, Cu₂O, Си(ОН)₂ применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.

• В реакциях с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:

Кроме NaNH₂ возможно образование Na₂NH, Na₃N.

• NH₃ является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:

Соли аммония

Способы получения солей аммония

• Пропускание аммиака через растворы кислот:

• Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами:

• Взаимодействие аммиака с хлором (качественная реакция на хлор):

Физические свойства солей аммония

Все соли аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Большинство из них бесцветны, но некоторые окрашены за счет анионов, например:

Химические свойства солей аммония

В солях аммония катионом является NH₄ + , анионом – кислотный остаток.

• В водных растворах полностью диссоциируют:

Общие с другими солями свойства

• Для солей аммония характерны свойства обычных растворимых солей. Они реагируют с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода):

• Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:

Специфические свойства

• Сильные основания вытесняют NH₃ из солей аммония:

Реакция с щелочами используется для обнаружения ионов аммония (качественная реакция). Выделяется газ — аммиак с характерным резким запахом нашатыря. Лакмусовая бумажка приобретает синий цвет.

• При нагревании соли аммония разлагаются:

a) Если соли аммония содержат неокисляющий анион, то при их разложении выделяется NH₃:

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

Разложение бихромата аммония – бурная реакция, известная под названием «вулкан». Оранжевая соль дихромата аммония при поджигании превращается в зеленый оксид хрома. При этом также выделяется газ — азот.

Видео Опыт «Вулкан»

Оксид азота (I), закись азота, веселящий газ (N₂O)

Способы получения оксида азота (I)

• Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

• Действие HNO₃ на активные металлы:

Физические свойства оксида азота (I)

При обычной температуре N₂O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и сладковатый вкус;

Обладает наркотическим действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость. Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю сознания.

Химические свойства оксида азота (I)

N₂O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N₂O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

• При нагревании выше 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

• диоксидом серы:

• сильными окислителями:

Оксид азота (II), монооксид азота (NO)

Способы получения монооксида азота

• В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO₃ путем каталитического окисления NH₃:

• В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO₃ на малоактивные металлы:

• окислением хлорида железа (II) или йодоводорода азотной кислотой:

• В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

Физические свойства монооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойства монооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

• водород при 200ºС

• углерод (графит) при 400-500ºС

• сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

Оксид азота (III), азотистый ангидрид, триоксид диазота (N₂O₃)

Способы получения азотистого ангидрида

• N₂O₃можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:

• Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:

Физические свойства азотистого ангидрида

N₂O₃ – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO₂ и NO, окрашиваясь в бурый цвет.

В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.

Химические свойства азотистого ангидрида

Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

• Вступает в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:

• Взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Оксид азота (IV), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (NO₂)

Способы получения диоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

Лабораторные способы:

• действие концентрированной HNO₃ на неактивные металлы:

• разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

Физические свойства диоксида азота

При комнатной температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO₂ и N₂O₄ (1:4) с резким запахом.

Хорошо растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает коррозию металлов.

! NO₂ — ядовитый газ.

Химические свойства диоксида азота

NO₂ – кислотный оксид. Смешанный ангидрид 2х кислот

Для него характерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

• Оксид азота (IV) димеризуется:

• NO₂взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота +4 не существует и NO₂ при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

в присутствии O₂ растворение NO₂ приводит к образованию только азотной кислоты:

• Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO₂ в теплойводе образуются HNO₃ и NO:

А при нагревании выделяется кислород:

• Взаимодействие NO₂со щелочами:

в отсутствие O₂:

в присутствии O₂:

NO₂ – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO₂ даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

• Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

• NO₂ используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

Оксид азота (V), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (N₂O₅)

Способы получения азотного ангидрида

N₂O₅ можно получить:

• при окислении диоксида азота:

• придействии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P₂O₅):

Физические свойства азотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N₂O₅– кислотный оксид.

• При растворении его в воде образуется азотная кислота:

• Вступает в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N₂O₅– сильный окислитель

• Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO₂:

• N₂O₅ энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

Азотистая кислота (HNO₂)

Способы получения азотистой кислоты

• Растворение азотистого ангидрида N₂О₃ в воде:

• Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

Физические свойства и строение азотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойства азотистой кислоты

HNО₂слабая кислота и существует лишь в разбавленных растворах;

• Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

Кислотные свойства у HNО₂ выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

• Взаимодействует с сильными основаниями:

• Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО₂ проявляет окислительно-восстановительную активность.
• Окислительные свойства HNO₂ проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

Использование HNО₂ в органическом синтезе

• В реакциях HNО₂ с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):

• Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C₆H₅-N=N-C₆H₅):

• В реакциях HNО₂ с алифатическими первичными аминами также образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

• Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО₂ с раствором щелочи:

• Реакции обмена NaNО₂ и солей металлов:

• Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение получили нитриты щелочных металлов — NaNО₂ и KNО₂.

!Нитриты ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна +3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО₂ обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

• При взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

• В реакциях с восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

• При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

• Смесь солей азотной и азотистой кислот (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

• Нитрит аммония при нагревании разлагается:

Азотная кислота (HNO₃)

Способы получения азотной кислоты:

• Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:

2 стадия. Окисление NO до NO₂ кислородом воздуха:

3 стадия. Поглощение NO₂ водой в избытке кислорода:

• Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с концентрированной H₂SO₄:

Физические свойства и строение азотной кислоты

Молекулярная формула: HNO₃, B(N) = IV, С.О. (N) = +5 Структурная формула:

Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии

При комнатной температуре безводная HNO₃ — бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).

Концентрированная («дымящая») HNO₃ имеет красноватый или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO₂, придающим окраску кислоте.

С водой смешивается неограниченно.

Химические свойства азотной кислоты

HNO₃ — Сильная кислота

• Молекулы HNO₃разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ NO₂ усиливает окислительные свойства HNO₃

• HNO₃ — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:

Общие свойства кислот

• с оксидами металлов:

• с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• с солями слабых кислот:

Отличительные свойства азотной кислоты

• Окисление металлов

При взаимодействии HNO₃ с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO₃ — , а не ионы H + , поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н₂.

HNO₃ растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.

Смесь 1 части HNO₃ и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:

• Пассивация металлов. При обычной температуре сильноконцентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr

• Окисление неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO₃ разбавленная) или до NO₂ (если HNO₃ концентрированная).

• Окисление сложных веществ

Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.

При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например:

При нагревании:

• «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.

• HNO₃ – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.

• Реакции нитрования:

• Реакции этерификации спиртов:

Соли азотной кислоты (нитраты)

Физические свойства нитратов

Нитраты металлов представляют собой твердые кристаллические вещества без цвета.

Большинство из них хорошо растворимы в воде.

Химические свойства нитратов

Имеют химические свойства, общие с типичными солями.

Отличительные особенности:

• окислительно-восстановительное разложение при нагревании:

• Водные растворы нитратов не обладают окислительно-восстановительными свойствами, однако сильная окислительная способность присуще расплавленным нитратам щелочных металлов и аммония:

смесь KNO₃ (75%), C (15%) и S (10%) называется «черным порохом»

Азотные удобрения

Соединения азота широко используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве.

Азотные удобрения способствуют росту урожая и улучшению качество растений, например, в зерновых культурах увеличивается содержание белка и клейковины.

В таблице ниже представлены основные виды азотных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Метки азотистая кислота, азотная кислота, нитраты, нитриты, оксид азота, порох

3.7. Характерные химические свойства азотсодержащих органических соединений: аминов и аминокислот.

Амины

Амины – производные аммиака, в молекуле которого один, два или все три атома водорода замещены на углеводородные радикалы.

По количеству замещенных атомов водорода амины делят на:

первичные	вторичные	третичные
R-NH2

По характеру углеводородных заместителей амины делят на

Общие особенности строения аминов

Также как и в молекуле аммиака, в молекуле любого амина атом азота имеет неподеленную электронную пару, направленную в одну из вершин искаженного тетраэдра:

По этой причине у аминов как и у аммиака существенно выражены основные свойства.

Так, амины аналогично аммиаку обратимо реагируют с водой, образуя слабые основания:

Связь катиона водорода с атомом азота в молекуле амина реализуется с помощью донорно-акцепторного механизма за счет неподеленной электронной пары атома азота. Предельные амины являются более сильными основаниями по сравнению с аммиаком, т.к. в таких аминах углеводородные заместители обладают положительным индуктивным (+I) эффектом. В связи с этим на атоме азота увеличивается электронная плотность, что облегчает его взаимодействие с катионом Н + .

Ароматические амины, в случае если аминогруппа непосредственно соединена с ароматическим ядром, проявляют более слабые основные свойства по сравнению с аммиаком. Связано это с тем, что неподеленная электронная пара атома азота смещается в сторону ароматической π-системы бензольного кольца в следствие чего, электронная плотность на атоме азота снижается. В свою очередь это приводит к снижению основных свойств, в частности способности взаимодействовать с водой. Так, например, анилин реагирует только с сильными кислотами, а с водой практически не реагирует.

Химические свойства предельных аминов

Как уже было сказано, амины обратимо реагируют с водой:

Водные растворы аминов имеют щелочную реакцию среды, вследствие диссоциации образующихся оснований:

Предельные амины реагируют с водой лучше, чем аммиак, ввиду более сильных основных свойств.

Основные свойства предельных аминов увеличиваются в ряду.

Вторичные предельные амины являются более сильными основаниями, чем первичные предельные, которые являются в свою очередь более сильными основаниями, чем аммиак. Что касается основных свойств третичных аминов, то то если речь идет о реакциях в водных растворах, то основные свойства третичных аминов выражены намного хуже, чем у вторичных аминов, и даже чуть хуже чем у первичных. Связано это со стерическими затруднениями, существенно влияющими на скорость протонирования амина. Другими словами три заместителя «загораживают» атом азота и мешают его взаимодействию с катионами H + .

Взаимодействие с кислотами

Как свободные предельные амины, так и их водные растворы вступают во взаимодействие с кислотами. При этом образуются соли:

Так как основные свойства предельных аминов сильнее выражены, чем у аммиака, такие амины реагируют даже со слабыми кислотами, например угольной:

Соли аминов представляют собой твердые вещества, хорошо растворимые в воде и плохо в неполярных органических растворителях. Взаимодействие солей аминов с щелочами приводит к высвобождению свободных аминов, аналогично тому как происходит вытеснение аммиака при действии щелочей на соли аммония:

2. Первичные предельные амины реагируют с азотистой кислотой с образованием соответствующих спиртов, азота N₂ и воды. Например:

Характерным признаком данной реакции является образование газообразного азота, в связи с чем она является качественной на первичные амины и используется для их различения от вторичных и третичных. Следует отметить, что чаще всего данную реакцию проводят, смешивая амин не с раствором самой азотистой кислоты, а с раствором соли азотистой кислоты (нитрита) и последующим добавлением к этой смеси сильной минеральной кислоты. При взаимодействии нитритов с сильными минеральными кислотами образуется азотистая кислота, которая уже затем реагирует с амином:

Вторичные амины дают в аналогичных условиях маслянистые жидкости, так называемые N-нитрозаминами, но данная реакция в реальных заданиях ЕГЭ по химии не встречается. Третичные амины с азотистой кислотой взаимодействуют также как и с другими кислотами — с образованием соответствующих солей, в данном случае, нитритов.

Полное сгорание любых аминов приводит к образованию углекислого газа, воды и азота:

Взаимодействие с галогеналканами

Примечательно, что абсолютно такая же соль получается при действии хлороводорода на более замещенный амин. В нашем случае, при взаимодействии хлороводорода с диметиламином:

1) Алкилирование аммиака галогеналканами:

В случае недостатка аммиака вместо амина получается его соль:

2) Восстановление металлами (до водорода в ряду активности) в кислой среде:

с последующей обработкой раствора щелочью для высвобождения свободного амина:

3) Реакция аммиака со спиртами при пропускании их смеси через нагретый оксид алюминия. В зависимости от пропорций спирт/амин образуются первичные, вторичные или третичные амины:

Химические свойства анилина

Анилин – тривиальное название аминобензола, имеющего формулу:

Как можно видеть из иллюстрации, в молекуле анилина аминогруппа непосредственно соединена с ароматическим кольцом. У таких аминов, как уже было сказано, основные свойства выражены намного слабее, чем у аммиака. Так, в частности, анилин практически не реагирует с водой и слабыми кислотами типа угольной.

Взаимодействие анилина с кислотами

Анилин реагирует с сильными и средней силы неорганическими кислотами. При этом образуются соли фениламмония:

Взаимодействие анилина с галогенами

Как уже было сказано в самом начале данной главы, аминогруппа в ароматических аминах , втянута в ароматическое кольцо, что в свою очередь снижает электронную плотность на атоме азота, и как следствие увеличивает ее в ароматическом ядре. Увеличение электронной плотности в ароматическом ядре приводит к тому, что реакции электрофильного замещения, в частности, реакции с галогенами протекают значительно легче, особенно в орто- и пара- положениях относительно аминогруппы. Так, анилин с легкостью вступает во взаимодействие с бромной водой, образуя белый осадок 2,4,6-триброманилина:

Данная реакция является качественной на анилин и часто позволяет определить его среди прочих органических соединений.

Взаимодействие анилина с азотистой кислотой

Анилин реагирует с азотистой кислотой, но в виду специфичности и сложности данной реакции в реальном ЕГЭ по химии она не встречается.

Реакции алкилирования анилина

С помощью последовательного алкилирования анилина по атому азота галогенпроизводными углеводородов можно получать вторичные и третичные амины:

Получение анилина

1. Восстановление маталлами нитробензола в присутствии сильных кислот-неокислителей:

2. Далее полученную соль обрабатывают щелочью для высвобождения анилина:

В качестве металлов могут быть использованы любые металлы, находящиеся до водорода в ряду активности.

Реакция хлорбензола с аммиаком:

Химические свойства аминокислот

Аминокислотами называют соединения в молекулах которых присутствуют два типа функциональных групп – амино (-NH₂) и карбокси- (-COOH) группы.

Другими словами, аминокислоты можно рассматривать как производные карбоновых кислот, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на аминогруппы.

Таким образом, общую формулу аминокислот можно записать как (NH₂)_xR(COOH)_y, где x и y чаще всего равны единице или двум.

Поскольку в молекулах аминокислот есть и аминогруппа и карбоксильная группа, они проявляют химические свойства схожие как аминов, так и карбоновых кислот.

Кислотные свойства аминокислот

Образование солей с щелочами и карбонатами щелочных металлов

Этерификация аминокислот

Аминокислоты могут вступать в реакцию этерификации со спиртами:

Основные свойства аминокислот

1. Образование солей при взаимодействии с кислотами

2. Взаимодействие с азотистой кислотой

Примечание: взаимодействие с азотистой кислотой протекает так же, как и с первичными аминами

4. Взаимодействие аминокислот друг с другом

Аминокислоты могут реагировать друг с другом образуя пептиды – соединения, содержащие в своих молекулах пептидную связь –C(O)-NH-

При этом, следует отметить, что в случае проведения реакции между двумя разными аминокислотами, без соблюдения некоторых специфических условий синтеза, одновременно протекает образование разных дипептидов. Так, например, вместо реакции глицина с аланином выше, приводящей к глицилананину, может произойти реакция приводящая к аланилглицину:

Кроме того, молекула глицина не обязательно реагирует с молекулой аланина. Протекают также и реакции пептизации между молекулами глицина:

Помимо этого, поскольку молекулы образующихся пептидов как и исходные молекулы аминокислот содержат аминогруппы и карбоксильные группы, сами пептиды могут реагировать с аминокислотами и другими пептидами, благодаря образованию новых пептидных связей.

Отдельные аминокислоты используются для производства синтетических полипептидов или так называемых полиамидных волокон. Так, в частности с помощью поликонденсации 6-аминогексановой (ε-аминокапроновой) кислоты в промышленности синтезируют капрон:

Получаемая в результате этой реакции капроновая смола используется для производства текстильных волокон и пластмасс.

Образование внутренних солей аминокислот в водном растворе

В водных растворах аминокислоты существуют преимущественно в виде внутренних солей — биполярных ионов (цвиттер-ионов):

Получение аминокислот

1) Реакция хлорпроизводных карбоновых кислот с аммиаком:

2) Расщепление (гидролиз) белков под действием растворов сильных минеральных кислот и щелочей.