ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Азот
Аммиак
Соли аммония
Оксиды азота
Азотистая кислота
Азотная кислота
Разложение нитратов
ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТ
N
:NºN:
Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной
компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).
В молекуле имеются одна s- и две p- связи.
Физические свойства
Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде
(в 100V H2O растворяется
1,54V N2 при t╟=20╟С и p = 1 атм); t╟кип.=-196╟C; t╟пл.=-210╟C.
Получение
1.
Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2.
Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:
NH4NO2═
√t╟╝═ N2 + 2H2O
Химические свойства
Молекула азота (:NºN:)
Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому
обладает низкой реакционной способностью.
Восстановитель N20 ╝═ 2N+2
Высокая температура (электрическая дуга, 3000╟С)
N20 + O2
╚ 2N+2O
(в природе - во
время грозы)
Окислитель N20 ╝ 2N-3
1.
c
водородом (500╟С, kat, p)
N20 + 3H2
╚ 2N-3HЗ
2.
с активными металлами (с щелочными и щел.зем.
металлами)
6Li + N20 ╝ 2LiЗN-3
3Mg + N20═
√t╟╝═ MgЗN2-3
ПОДГРУППА АЗОТА
АММИАК
NH3
Строение
Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с
атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3╟. Атом
азота находится в sp3-
гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании
одинарных связей N√H, а
четвертая связь занята неподеленной электронной парой.
Физические свойства
NH3 -
бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.
r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862
t╟ кип.=
-33,4╟C; t╟пл.= -78╟C.
Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями
Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно
высокие t╟кип. и t╟пл., а
также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется
750V NH3 (при t╟=20╟C и p=1 атм).
В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на
следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую
вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу
немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из
трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое
количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак
растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного
давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".
Получение
1.
Промышленный способ
N2 + 3H2 ╝ 2NH3
(p=1000
атм; t╟= 500╟C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).
2.
Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.
2NH4Cl + Ca(OH)2═
√t╟╝═ CaCl2 + 2NH3╜ + 2Н2O
(NH4)2SO4
+ 2KOH═ √t╟╝═ K2SO4 + 2NH3╜ + 2Н2O
Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к.
он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.
Химические свойства
Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному
механизму.
1.
Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде
(аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус √ синий;
фенолфталеин √ малиновый) из-за образования гидроксида
аммония.
NH3 + Н2O ╚ NH4OH
╚ NH4+ + OH-
2.
Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей
аммония.
NH3 + HCl ╝ NH4Cl
2NH3 + H2SO4
╝ (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2
╝ NH4HCO3
Аммиак - восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)
1.
Разложение при нагревании
2N-3H3═ ╛t╟╝═
N20 + 3H2
2.
Горение в кислороде
a)
без катализатора
4N-3H3 + 3O2 ╝ 2N20 + 6Н2O
b)
каталитическое окисление ( kat = Pt )
4N-3H3 + 5O2 ╝ 4N+2O + 6Н2O
3.
Восстановление оксидов некоторых металлов
3Cu+2O + 2N-3H3
╝ 3Cu0 + N20 + 3Н2O
ПОДГРУППА АЗОТА
СОЛИ АММОНИЯ
Соли аммония √ сложные вещества, в состав
которых входят катионы аммония NH4+,
связанные с кислотным остатком.
Физические свойства
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Получение
Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.
NH3 + HNO3 ╝ NH4NO3(нитрат аммония)
2NH4OH + H2SO4
╝ (NH4)2SO4(cульфат аммония) +
2Н2O
Химические свойства
1.
Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)
NH4Cl ╚ NH4+
+ Cl-
2.
Разложение при нагревании.
a)
если кислота летучая
NH4Cl═ ╛t╟╝═
NH3╜ + HCl╜
NH4HCO3 ╝ NH3╜ + Н2O╜ + CO2╜
b)
если анион проявляет окислительные свойства
NH4NO3═
√t╟╝═ N2O╜ + 2Н2O╜
(NH4)2Cr2O7═
√t╟╝═ N2╜ + Cr2O3
+ 4Н2O╜
3.
С кислотами и солями (реакция обмена)
a)
(NH4)2CO3
+ 2НCl ╝ 2NH4Cl + Н2O + CO2╜
2NH4+ +
CO32- + 2H+ + 2Cl- ╝ 2NH4+
+ 2Cl- + Н2O + CO2╜
CO32- + 2H+
╝ Н2O + CO2╜
b)
(NH4)2SO4
+ Ba(NO3)2 ╝ BaSO4¯ +
2NH4NO3
2NH4+ + SO42-
+ Ba2+ + 2NO3- ╝ BaSO4¯ +
2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42-
╝ BaSO4¯
4.
Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого
основания и сильной кислоты) √ среда кислая:
NH4Cl + Н2O ╚ NH4OH
+ HCl
NH4+ + Н2O
╚ NH4OH + H+
5.
При нагревании со щелочами выделяют аммиак
(качественная реакция на NH4+)
NH4Cl + NaOH═
√t╟╝═ NaCl + NH3╜ + Н2O
ПОДГРУППА
АЗОТА
ОКСИДЫ АЗОТА
N2+1O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"
N+2O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА
N2+3O3
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД
N+4O2
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА
N2+5O5
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
N2+1O═
закись азота, "веселящий газ"
Физические свойства
Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t╟пл.= -91╟C, t╟кип.=
-88,5╟С. Анестезирующее средство.
Получение
NH4NO3═√t╟╝═
N2O + 2Н2O
Химические свойства
1.
Разлагается при 700╟C с выделением
кислорода:
2N2+1O═
√t╟╝═ 2N20 + O20
поэтому он поддерживает горение и
является окислителем
2.
С водородом:
N2+1O + H2 ╝ N20 + Н2O
3.
Несолеобразующий
N+2O окись азота
Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t╟пл.=
-164╟C, t╟кип.= -152╟С
Получение
1.
Каталитическое окисление аммиака (промышленный
способ)
4NH3 +5O2 ╝ 4NO + 6H2O
2.
3Cu + 8HNO3(разб.) ╝ 3Cu(NO3)2 + 2NO╜ + 4H2O
3.
N2 + O2 ╝ 2NO (в природе, во время
грозы)
Химические свойства
1.
Легко окисляется кислородом и галогенами
2NO + O2 ╝ 2NO2
2NO + Cl2 ╝ 2NOCl(хлористый
нитрозил)
2. Окислитель
2N+2O + 2S+4O2
╝ 2S+6O3 + N20
3.
Несолеобразующий
N2+3O3 азотный ангидрид
Физические свойства
Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t╟пл.= -102╟C, t╟кип.=
3,5╟С; Выше t╟кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2),
которая существует только в разбавленных водных растворах.
Получение
NO2 + NO ╚ N2O3
Химические свойства
Все свойства кислотных оксидов.
N2O3 + 2NaOH ╝ 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O
N+4O2 двуокись азота, диоксид азота
Физические свойства
Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t╟пл.= -11,2╟C, t╟кип.= 21╟С.
Получение
1.
2NO + O2 ╝ 2NO2
2.
Cu + 4HNO3(конц.) ╝ Cu(NO3)2 + 2NO2╜ + 2H2O
Химические свойства
1.
Кислотный оксид
с водой
2NO2 + H2O ╝ HNO3
+ HNO2
4NO2 + 2H2O + O2
╝ 4HNO3
со щелочами
2NO2 + 2NaOH ╝ NaNO2
+ NaNO3 + H2O
2. Окислитель
N+4O2 + S+4O2
╝ S+6O3 + N+2O
3.
Димеризация
2NO2(бурый газ)╚ N2O4(бесцветная жидкость)
N2+5O5 азотный ангидрид
Физические свойства
Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.
Получение
1.
2NO2 + O3 ╝ N2O5
+ O2
2.
2HNO3 +P2O5
╝ 2HPO3 + N2O5
Химические свойства
1.
Кислотный оксид
N2O5 + H2O ╝ 2HNO3
2.
Сильный окислитель
3.
Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):
2N2O5 ╝ 4NO2
+ O2
ПОДГРУППА
АЗОТА
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
HNO2 Азотистая кислота
H√O√N=O
Физические свойства
Существует
только в разбавленных водных растворах.
Получение
AgNO2 + HCl ╝ HNO2
+ AgCl¯
Химические свойства
1.
Слабая кислота; ее соли (нитриты) √ устойчивы:
HNO2 + NaOH ╝ NaNO2
+ H2O
2. Разлагается при нагревании:
3HNO2 ╝ HNO3
+ 2NO╜ + H2O
3.
Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет
только в реакциях с сильными восстановителями)
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4
╝ 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
|
2I-
- 2ē ╝ I20
|
1
|
|
NO2-
+ 2H+ + 1ē ╝ NO + H2O
|
2
|
2I- + 2NO2-
+ 4H+ ╝ I20 + 2NO + 2H2O
4.
Сильный восстановитель:
HNO2 + Cl2 + H2O ╝ HNO3 + 2HCl
ПОДГРУППА
АЗОТА
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
HNO3 Азотная кислота
Физические свойства
Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t╟пл.= -41╟C; t╟кип.=
82,6╟С, r = 1,52 г/см3
Получение
1.
Лабораторный способ
KNO3 + H2SO4(конц)═
√t╟╝═ KHSO4 + HNO3╜
2.
Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
a)
Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH3 + 5O2═
√500╟,Pt╝═ 4NO + 6H2O
b)
Окисление кислородом воздуха NO до NO2
2NO + O2 ╝ 2NO2
c)
Поглощение NO2 водой в присутствии избытка
кислорода
4NO2 + О2 + 2H2O
╚ 4HNO3
Химические свойства
Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе
практически нацело:
HNO3 ╚ H+
+ NO3-
Реагирует:
с основными оксидами
CuO + 2HNO3 ╝ Cu(NO3)2
+ H2O
CuO + 2H+ + 2NO3-
╝ Cu2+ + 2NO3- +
H2O
или CuO + 2H+
╝ Cu2+ + H2O
с основаниями
HNO3 + NaOH ╝ NaNO3
+ H2O
H+ + NO3-
+ Na+ + OH- ╝ Na+ + NO3-
+ H2O
или H+ + OH- ╝ H2O
вытесняет слабые кислоты из их солей
2HNO3 + Na2CO3
╝ 2NaNO3 + H2O + CO2╜
2H+ + 2NO3-
+ 2Na+ + СO32- ╝ 2Na+ + 2NO3-
+ H2O + CO2╜
2H+ + СO32-
╝ H2O + CO2╜
Специфические свойства азотной
кислоты
Сильный окислитель
1.
Разлагается на свету и при нагревании
4HNO3═
√t╟,hn╝═
2H2O +
4NO2╜ + O2╜
2.