Составьте конспект лекции по теме «Важнейшие соединения азота»
2. Дайте ответы на контрольные вопросы в письменном виде:
1. Какие оксиды азота вам известны?
2. Как можно получить монооксид азота? Каковы его физические свойства?
3. Как можно получить диоксид азота? Каковы его физические свойства?
4. Как диоксид азота взаимодействует с водой и щелочами? Напишите уравнения реакций.
5. Каковы физические свойства азотной кислоты?
6. Каково строение молекулы азотной кислоты?
7. Каковы валентность и степень окисления азота в азотной кислоте?
8. Как можно получить азотную кислоту? Приведите уравнение реакции.
9. Почему азотная кислота является сильным окислителем?
3. Выполненные задания присылать в личном сообщении ВК в виде фото или скринов (не перевернутые). Под своим именем.
Срок сдачи: до 07.10.2020г.
.
Важнейшие соединения азота
Аммиак NH3
Бинарное соединение, степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)3] (sp3-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH3 донорской пары электронов на sp3-гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH4. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H2O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и 99% по объему, pH= 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N-3) и окислительные (за счет H+1) свойства. Осушается только оксидом кальция.
Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2.
Промежуточный продукт при синтезе HNO3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
2NH3(г)↔ N2+ 3H2
NH3(г)+ H2O↔ NH3 *H2O(р)↔ NH4++ OH—
NH3(г)+ HCl(г)↔ NH4Cl(г)белый «дым»
4NH3+ 3O2(воздух) = 2N2+ 6 H2O (сгорание)
4NH3+ 5O2= 4NO+ 6 H2O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH3+3CuO = 3Cu + N2+ 3 H2O (500˚C)
2 NH3+3Mg = Mg3N2+3 H2(600 ˚C)
NH3(г)+ CO2(г)+ H2O = NH4HCO3(комнатная температура, давление)
Получение.
В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью:
Ca(OH)2+ 2NH4Cl = CaCl2+ 2H2O +NH3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.
Гидрат аммиака NH3*H2O.
Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH3 и H2O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH4 и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N-3) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.
Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
Уравнения важнейших реакций:
NH3*H2O (конц.) = NH3↑ + H2O (кипячение с NaOH)
NH3*H2O + HCl (разб.) = NH4Cl + H2
3(NH3*H2O) (конц.) + CrCl3= Cr(OH)3↓ + 3 NH4Cl
8(NH3*H2O) (конц.) + 3Br2(p)= N2↑ + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH3*H2O) (конц.) + 2KMnO4= N2↑ + 2MnO2↓ + 4H2O + 2KOH
4(NH3*H2O) (конц.) + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
4(NH3*H2O) (конц.) + Cu(OH)2+ [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
6(NH3*H2O) (конц.) + NiCl2= [Ni(NH3)6]Cl2+ 6H2O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).
Оксиды азота
Монооксид азота NO
Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O), в твердом состоянии димер N2О2 со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. весьма реакционноспособная смесь NO и NO2(«нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O2(изб.) = 2NO2(20˚C)
2NO + C(графит) = N2 + CО2(400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) = 5N2+2P2O5(150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N2+ 2 Cu2O (500- 600˚C)
Реакции на смеси NO и NO2:
NO + NO2+H2O = 2HNO2(p)
NO + NO2+ 2KOH(разб.) = 2KNO2+ H2O
NO + NO2 + Na2CO3= 2Na2NO2+ CО2(450- 500˚C)
Получение в промышленности: окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO3+ 6Hg = 3Hg2(NO3)2+ 2 NO↑ + 4 H2O
или восстановлении нитратов:
2NaNO2+ 2H2SO4+ 2NaI = 2 NO↑ + I2↓ + 2 H2O + 2Na2SO4
Диоксид азота NO2
Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO2 и HNO3 (кислота для N4не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO2, на холоду жидкий бесцветный димер N2О4(тетраоксид диазота). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO2↔ 2NO + O2
4NO2(ж) + H2O = 2HNO3+ N2О3 (син.) (на холоду)
3 NO2+ H2O = 3HNO3+ NO↑
2NO2+ 2NaOH(разб.) = NaNO2+ NaNO3+ H2O
4NO2+ O2+ 2 H2O = 4 HNO3
4NO2+ O2+ KOH = KNO3+ 2 H2O
2NO2+ 7H2= 2NH3+ 4 H2O (кат. Pt, Ni)
NO2+ 2HI(p) = NO↑ + I2↓ + H2O
NO2+ H2O + SO2= H2SO4+ NO↑ (50- 60˚C)
NO2+ K = KNO2
6NO2+ Bi(NO3)3+ 3NO (70- 110˚C)
Получение
В промышленности — окислением NO кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO3(конц.,гор.) + S = H2SO4+ 6NO2↑ + 2H2O
5HNO3(конц.,гор.) + P (красный) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
2HNO3(конц.,гор.) + SO2= H2SO4+ 2 NO2↑
Оксид диазота N2O
Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:
2N2O + C = CO2+ 2N2 (450˚C)
N2O + Mg = N2+ MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH4NO3= N2O + 2 H2O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.
Триоксид диазота N2O3
При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO2, формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C на 90% разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO2(«нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N2O3– кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO2, при нагревании реагирует иначе:
3N2O3+ H2O = 2HNO3 + 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO2,например NaNO2.
Получают взаимодействием NO c O2(4NO + 3O2= 2N2O3) или с NO2(NO2+ NO = N2O3) при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.
Пентаоксид диазота N2O5
Бесцветное, твердое вещество, O2N – O – NO2, степень окисления азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO2и O2. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N2O5+ H2O = 2HNO3
N2O5+ 2NaOH = 2NaNO3+ H2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO3+ P2O5= N2O5+ 2HPO3
или окислением NO2 озоном при -78˚C:
2NO2+ O3= N2O5+ O2
Азотная кислота HNO3
— бесцветная дымящая на воздухе жидкость с неприятным запахом. При хранении на свету она разлагается и может окрашиваться в жёлтый цвет за счёт образования бурого оксида азота(IV):
4HNO3=2H2O+4NO2↑+O2↑.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях и в водном растворе полностью распадается на ионы:
HNO3→H++NO3−.
Общие свойства кислот
Азотная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием нитратов:
CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O,
Al(OH)3+3HNO3=Al(NO3)3+3H2O.
Азотная кислота вступает в реакции обмена с солями других кислот, если образуется газ или осадок:
CaCO3+2HNO3=Ca(NO3)2+H2O+CO2↑.
Особые свойства
В отличие от других кислот азотная кислота реагирует с большинством металлов, кроме благородных.
Обрати внимание!
В реакциях азотной кислоты с металлами никогда не образуется водород.
Окислителем в этих реакциях выступает атом азота кислотного остатка, поэтому продуктами реакции являются соединения азота в разной степени окисления. Состав соединений зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты. Так, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью образуется бурый оксид азота(IV):
4HNO3+Cu0=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O.
Медь с концентрированной азотной кислотой
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью продукт реакции — бесцветный оксид азота(II):
8HNO3+3Cu0=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O.
Обрати внимание!
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо и алюминий.
На их поверхности под действием концентрированной кислоты образуется прочная плёнка, которая защищает металл от дальнейшей реакции. Поэтому концентрированную азотную кислоту можно транспортировать в стальных или алюминиевых цистернах.
Азотная кислота способна окислять и другие неорганические и органические вещества. Органические вещества могут воспламеняться при соприкосновении с азотной кислотой, и работа с ней требует аккуратности и осторожности.
Применение
Азотная кислота используется в промышленности для получения:
· минеральных удобрений,
· лекарств,
· взрывчатых веществ,
· пластмасс,
· красителей,
· лаков.
Нитриты и нитраты
Нитрит калия KNO2. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции на ион NO2—обесцвечивание фиолетового раствора MnO4 и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнения важнейших реакций
2KNO2(т) + 2HNO3(конц.) = NO2↑ + NO↑ + H2O + 2KNO3
2KNO2(разб.)+ O2(изб.) → 2KNO3(60-80 ˚C)
KNO2+ H2O + Br2= KNO3+ 2HBr
5NO2—+ 6H++ 2MnO4—(фиол.) = 5NO3—+ 2Mn2+(бц.) + 3H2O
3 NO2— + 8H++ CrO72-= 3NO3—+ 2Cr3++ 4H2O
NO2—(насыщ.) + NH4+(насыщ.)=N2↑ + 2H2O
2NO2— + 4H++ 2I—(бц.) = 2NO↑ + I2(черн.) ↓ = 2H2O
NO2—(разб.) + Ag+= AgNO2(светл.желт.)↓
Получение в промышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO3+ Pb = KNO2 + PbO (350-400˚C)
KNO3(конц.) + Pb(губка) + H2O = KNO2 + Pb(OH)2↓
3 KNO3+ CaO + SO2= 2 KNO2 + CaSO4(300 ˚C)
Hитрат калия KNO3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо -эффектом,= -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO2, в щелочной среде до NH3). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.
2KNO3= 2KNO2+ O2 (400- 500 ˚C)
KNO3+ 2H(Zn, разб. HCl) = KNO2+ H2O
KNO3+ 8H0(Al, конц. KOH) = NH3↑ + 2H2O + KOH(80 ˚C)
KNO3+ NH4Cl = N2O↑ + 2H2O + KCl (230- 300 ˚C)
2 KNO3+ 3C (графит) + S = N2+ 3CO2+ K2S (сгорание)
KNO3+ Pb = KNO2+ PbO (350 — 400 C)
KNO3+ 2KOH + MnO2= K2MnO4+ KNO2+ H2O(350 — 400 ˚C)
Получение: в промышленности
4KOH (гор.) + 4NO2+ O2= 4KNO3 + 2H2O
и в лаборатории:
KCl + AgNO3= KNO3+ AgCl↓