4. Соли аммония.

Ион NH₄⁺ ведет себя как ионы К⁺ или Na⁺, т.е. образует соли, хорошо растворимые в воде, сильные электролиты. Например: (NH₄)₂SO₄↔ 2NH₄⁺ + SO₄^2-

Соли аммония нестойкие, разлагаются при нагревании, продукты разложения могут быть разными, в зависимости от природы аниона и температуры. Например:

1) NH₄Cl ↔ NH₃↑+ HCl ↑, при незначительном нагревании;

2) NH₄NO₃ →N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

Ион аммония в растворе можно определить по запаху образующегося аммиака, если добавить в раствор щелочь и нагреть (качественная реакция):

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑+H₂O + NaCl

Получают соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами (см. выше).

Применение:

1) минеральные удобрения: аммиачная селитра – нитрат аммония NH₄NO₃, сульфат аммония - (NH₄)₂SO₄, и аммофос – смесь фосфата и гидрофосфатов аммония, смесь нитрата и фосфата калия - нитрофоска и т.д. Последние два вида удобрений называют сложными, потому что они содержат несколько питательных элементов.

2) NH₄Cl под названием «нашатырь» используют для пайки и лужения металлов, для крашения тканей, в гальванических элементах.

3) NH₄NO₃ образует взрывчатые смеси с горючими веществами (под названием «аммонал»).

5. Оксиды азота. N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I), закись азота, веселящий газ. Бесцветный газ, сладковатый запах, t_кип.= -89^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий (не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами). Обладает выраженным физиологическим действием: в небольших количествах притупляет болевую чувствительность, в больших – возбуждает нервную систему. Азот со с.о. +1 проявляет свойства окислителя, например:

1) N₂O = N₂ +О₂, разлагается при нагревании до 700^оС;

2) N₂O + Н₂ = N₂ + H₂O

Получение: NH₄NO₃ →N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

NO– оксид азота (II).Газ без цвета и запаха, t_кип.= -152^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий. В ОВР может быть и окислителем, и восстановителем, химически очень активен, является свободным радикалом (O=N∙). Например:

1) NO + SO₂ → N₂ + SO₃ - как окислитель

2) NO+О₂→NO₂ – как восстановитель, при н.у.

Получение:

1) в промышленности: NH₃ + O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление аммиака, Pt

Или при температуре более 3000^оС (электрический разряд): N₂ + O₂→ NO

2) в лаборатории HNO_3(paзб.)+ Cu → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

N₂O₃ – оксид азота (III). Газ, при температуре 3,5^оС превращается в темно-синюю жидкость. Очень нестойкое соединение, при н.у. N₂O₃ ↔ NO +NO₂, т.е. диспропорционирует, проявляет и окислительные и восстановительные свойства.

Кислотный оксид:

N₂O₃+ H₂O →HNО₂ – азотистая кислота, слабая, существует только в растворах.

N₂O₃+ NаОН → NаNO₂+ H₂O – нитрит натрия, соль азотистой кислоты.

NO₂ – оксид азота (IV), бурый газ. Газ с характерным резким запахом, желто-коричневого (бурого) цвета. t_кип.= 2^оС. Токсичен. Химически очень активен, является свободным радикалом: (O=N^∙=O).

Хорошо растворяется в воде, взаимодействует с ней образуя кислоты, т.е. это кислотный оксид:

NO₂ + H₂O →HNО₂ +HNО₃ (без доступа воздуха идет реакция диспропорционирования, образуются азотистая и азотная кислоты),

NO₂ + H₂O + O₂ → HNО₃ (в присутствии воздуха азотистая кислота окисляется и образуется только азотная кислота).

Со щелочами реакция проходит аналогично:

NO₂ + NaOH →NaNО₂ +NaNО₃ или

NO₂ + NaOH + О₂→ NaNО₃.

Это значит азот со с.о.+4 проявляет восстановительные свойства.

Но более характерными для бурого газа являются окислительные свойства:

C+ NO₂ →CO₂ + N₂ или

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO.

Получение:

1) в промышленности: NO + O₂→NO₂

2) в лаборатории: Cu + HNO_3(конц.) →Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O или

3) Pb(NO₃)₂→PbO + NO₂ + O₂.

N₂O₅ - оксид азота (V), белое кристаллическое вещество, нестойкое, при н.у. разлагается со взрывом:

N₂O₅→ NO₂ + O₂.

Кислотный оксид: N₂O₅+ H₂O → HNО₃

Сильный окислитель: воспламеняет органические вещества.

П олучение: NO₂+ O₃ → N₂O₅+ O₂