Презентация. Аммиак и азот

Скачать презентацию




Аммиак и азот
 


Азот Газ без цвета, запаха и вкуса Плохо растворим в воде Неметалл Нахождение в природе: в воздухе в свободном виде (примерно 78 % по объёму) в небольших количествах в виде нитрата в почве составная часть белковых веществ
 


Химические свойства Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием 6Li + N2 > 2Li3N + 39 кДж При нагревании реагирует с некоторыми другими металлами (щелочные/щелочноземельные Ме + Mg) также образуя нитриды: 3Mg + N2 > Mg3N2 В электрическом разряде реагирует с кислородом, образуя оксид азота(II) NO N2 + O2 > 2NO Реагирует с водородом N2 + 3H2 > 2NH3
 


Получение и применение азота В промышленности — сжижение воздуха При испарении жидкого воздуха азот улетучивается первым,т.к. температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем кислорода (–182,9°C) Чистый азот в лаборатории получают разложением солей аммония — дихромата и нитрита (NH4)2Cr2O7 > Cr2O3 + N2 + 4H2O NH4NO2 > N2 + 2H2O Для синтеза аммиака Жидкий азот для создания инертной среды при проведении химических процессов + охладительные системы
 


Оксиды азота(I) и (II) Оксид азота(I) N2O - «веселящий газ», закись азота Бесцветный негорючий газ с сладковатым запахом и привкусом Получение: NH4NO3 > N2O+2Н2О Оксид азота (II) NO Бесцветный, плохо растворимый в воде При комнатной температуре и атм.давлении: 2NO + O2 > 2NO2 Получение: N2 + O2 > 2NO (электрич.ток или при высоких температурах) В лаборатории - взаимодействием 30%-ной HNO3 с некоторыми металлами: 3Cu + 8HNO3 (разб.) > Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Промышленный способ — 4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O (при высокой температуре,давлении и катализаторов - Pt, Cr2O3) N2O и NO не реагируют с водой и щелочами
 


Оксиды азота(III) и (V) Оксид азота(III) N2O3 — азотистый ангидрид Синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях Получение: при пропускании электрического разряда через жидкий воздух можно получить в виде порошка голубого цвета N2 + O2 > 2NO 2NO + O2 > 2NO2 NO + NO2 > N2O3 Оксид азота (V) N2O5 — азотный ангидрид Бесцветные кристаллы (н.у.). Крайне неустойчив Получение: 2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5 2NO2 + O3 > N2O5 + O2 N2O3 и N2O5 реагируя с водой дают соответвующие кислоты N2O3 + H2O > 2HNO2 N2O5 + H2O > 2HNO3
 


Оксид азота(IV) NO2 — бурый газ,в промышленности «лисий хвост» Газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом. Обычно существует в равновесии со своим димером N2O4 : NO2 (г.) = N2O4 (ж.) При охлаждении образует бледно-жёлтую жидкость Получение: Cu + 4HNO3 (конц.) > Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O При растворении на холоде обратимо диспропорционирует 2NO2 + H2O > HNO2 + HNO3 При нагревании: 3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO Реакции со щелочами, двойственная окислит. - восстановит.функция 2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O Но: 4NO2 + 2H2O + O2 > 4HNO3
 


Азотная кислота (HNO3) В чистом виде — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом. Концентрированная — обычно жёлтого цвета. Сильная кислота Получение В промышленности: 4NO2 + 2H2O + O2 > 4HNO3 В лаб.усл.:NaNO3 + H2SO4 > NaHSO4 + HNO3 Химические свойства Окислительная способность Реагирует с основными оксидами, основаниями, солями более слабых и более летучих кислот При нагревании разлагается: 4HNO3 > 4NO2 + 2H2O + O2 Белки + конц.HNO3 > вещества ярко-жёлтого цвета По-разному реагирует с Ме: Fe, Cr, Al, Ni, Co реагируют только при температуре; Au и Pt не реагируют
 


«Царская водка» HNO3 + 3HCl Жидкость жёлто-оранжевого цвета Растворение золота Au + HNO3 + 3HCl > AuCl3 + NO + 2H2O Если избыток соляной кислоты, то растворение золота происх. с образованием золотохлороводородной кислоты H[AuCl4], степень окисления золота +3 Au + HNO3 + 4HCl > H[AuCl4] + NO + 2H2O
 


Нитраты Разложение при температуре: От Сs до Na на нитрит и O2 NaNO3 > 2NaNO2 + O2 От Mg до Сu и Li на оксид,NO2 и О2 2Mg(NO3)2 > 2MgO + 4NO2 + O2 От Hg и далее на металл,NO2 и О2 2AgNO3 > 2Ag + NO2 + O2 Практически все хорошо растворимы в воде Основные количества нитратов получают искусственно, исходя из HNO3 и соответствующих гидроксидов В кислом растворе нитраты способны растворять Ме аналогично HNO3 3Cu + KNO3 + 4H2SO4 > 3CuSO4 + K2SO4 + 2NO2 + 4H2O
 


Азотистая кислота(HNO2) Слабая кислота Неустойчива и известна лишь в разбавленных растворах, в которых осуществляется равновесие: HNO2 - NO + NO2 + H2O Проявляет и окислительные, и восстановительные свойства 2HNO2 + 2HI > I2 + 2NO + 2H2O HNO2 + H2O2 > HNO3 + H2O 2NaNO2 + Na2S + 2H2SO4 > 2Na2SO4 + S + 2NO + 2H2O 5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 > 5KNO3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
 


Аммиак Молярная масса — 17 г/моль Бесцветный газ с резким запахом («нашатыря»),ядовит Хорошо растворим в воде при 20°С в 1 объеме воды растворяется 700 объемов аммиака Восстановитель При давлении 9•105 Па сжижается уже при комнатной температуре Сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени.
 


Реакции связ. с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму 1. Аммиак реагирует с водой NH3 + H2O > NH4+ +OH- 2. Аммиак реагирует с кислотами NH3 + HCl> NH4Cl С многоосновными кислотами образует средние и кислые соли NH3 + H2SO4> NH4HSO4 2NH3 + H2SO4> (NH4)2SO4
 


Реакции, связанные с изменением степени окисления При нагревании разлагается 2N-3H3+1 - N20+ 3H20 Горит в кислороде 4N-3H3+1 + 3O20 > 2N20+ 6H2O-2 2N-3 - 6e > N20 * 2 O20 + 4e > 2O-2 * 3 Окисление в присутствии kat (сплав Pt и Rh) 4N-3H3+1 + 5O20 > 2N-2O-2 + 6H2O-2 N-3 - 5e > N2+2 * 4 O20 + 4e > 2O-2 * 5
 


Химические свойства Нагревание с оксидами тяжёлых металлов, галогенами, пероксидом водорода образуется молекулярный азот 3CuO + 2NH3 > 3Cu + N2 + 3H2O 2NH3 + 3Br2 > N2 + 6HBr 2NH3 + H2O2 > N2 + 6H2O Амиды (металл + аммиак) 2NH3 + K > 2KNH2 + H2 Гидролиз амида NaNH2 + H2O > NaOH + NH3 (необратимый) В аммиаке и ионе аммония степень окисления азота одинаковая = -3. Но валентность азота в аммиаке — III, а в ионе аммония IV
 


Диссоциация аммиака NH3 + H2O - NH3*H2O - NH4+ +OH- Водный раствор аммиака обладает свойствами слабого основания. Константа диссоциации = 1,8 * 10-5 Жидкий аммиак не в значительной степени диссоциирует на ионы 2NH3 - NH4+ + NH2 -
 


Взаимодействие с водой NH3 + H2О - NH4ОН гидроксид аммония, нашатырный спирт NH3 + H2О - NH3* Н2О - аммиачная вода
 


Комплексообразование Обычно получают при взаимодействии солей или гидроксидов металлов(d-элементов) с NH3 в водных или неводных растворах, либо действием газообразного или жидкого NH3 на твердые соли AgCl(тв.) + 2NH3*H2O > [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O Cu(OH)2 (тв.) + 4NH3*H2O > [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O NiSO4 + 6NH3*H2O > [Ni(NH3)6]SO4 + 6H2O CoCl2 + 6NH3(г.) > [Co(NH3)6]Cl2 Химическая связь молекул аммиака с комплексообразователем устанавливается через атом азота, который служит донором неподеленной пары электронов. Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора CuSO4 + 4NH3 > [Cu(NH3)4)]SO4 Голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.
 


Разрушение комплексов Образование и разрушение комплексного иона объясняется смещением равновесия его диссоциации. По принципу Ле Шателье равновесие в растворе [Ag(NH3)2]+ смещается в сторону образования комплекса (влево) при увеличении концентрации Ag+ и/или NH3. При уменьшении конц. этих частиц в растворе равновесие смещается вправо, и комплексный ион разрушается. Это может быть обусловлено связыванием центрального иона или лигандов в какие-либо соединения, более прочные, чем комплекс. Например, при добавлении HNO3 к раствору [Ag(NH3)2]Cl происходит разрушение комплекса вследствие образования ионов NH4+, в котором аммиак связан с ионом водорода более прочно: [Ag(NH3)2] + + 2Н+ > Ag + + 2NH4 + * Аммиакат кобальта (II) желто-бурого цвета постепенно окисляется кислородом воздуха в аммиакат кобальта (III) вишнево - красного цвета. В присутствии окислителей эта реакция протекает мгновенно.
 


Разрушение комплексов Разрушаются при любых воздействиях, которые удаляют (при нагревании) или разрушают (действием окислителя) молекулу аммиака, переводят аммиак в кислотной среде в катион аммония (катион аммония не содержит неподеленных пар электронов и поэтому не может выполнять функции лиганда), либо связывают центральный атом комплекса, например, в виде малорастворимого осадка: [Ni(NH3)6]Cl2 > NiCl2 + 6NH3(г) [Cu(NH3)4]SO4 + 6Br2 > CuSO4 + 12HBr + 2N2(г) [Ni(NH3)6]SO4 + 3H2SO4 > NiSO4 + 3(NH4)2SO4 [Cu(NH3)4](OH)2 + Na2S + 4H2O > CuS? + 2NaOH + 4NH3*H2O Самые устойчивые среди аммиачных комплексов: [Co(NH3)6] +3 [Cu(NH3)4] +2 [Zn(NH3)4] +2 и некоторые другие. Аммиачного комплекса Ni не существует.
 


В лабораторных условиях NH4Cl + Ca(OH)2 > CaCl2 + 2H2O + 2NH3 8Al + 5KOH + 3KNO3 > 3NH3 + 8K[Al(OH)4] Получение
 

< <       > >