Составьте уравнение реакции схемы превращений аммиак оксид азота

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6e16f2b29bd77b53 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

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

Оксид азота II: получение и химические свойства

Оксиды азота

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) NO – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например , при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

FeCl₂ + NaNO₃ + 2HCl → FeCl₃ + NaCl + NO + H₂O

2HNO₃ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака :

Химические свойства

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей .

Например , горит в атмосфере кислорода:

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl₂ → 2NOCl

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя . В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например , оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

3. Как несолеобразующий оксид, при обычных условиях с основаниями, основными оксидами, амфотерными оксидами, кислотными оксидами, кислотами и амфотерными гидроксидами оксид азота (II) не реагирует: