4. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

2. без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N-3 → N0 → N+2  NH3 – сильный восстановитель.

с кислородом   1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

с оксидами металлов 2 NH3  + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O

с сильными окислителями 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH3↔ N2 + 3H2

 

Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение -Образование иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму)

АЗОТА ОКСИДЫ: гемиоксид N2O и монооксид NO (бесцветные газы), сесквиоксид N2O3 (синяя жидкость), диоксид NO2 (бурый газ, при обычных условиях смесь NO2 и его димера N2O4), оксид N2O5 (бесцветные кристаллы). N2O и NO — несолеобразующие оксиды, N2O3 с водой дает азотистую кислоту, N2O5 — азотную, NO2 — их смесь. Все оксиды азота физиологически активны. N2O — средство для наркоза («веселящий газ»), NO и NO2 — промежуточные продукты в производстве азотной кислоты, NO2 — окислитель в жидком ракетном топливе, смесевых ВВ, нитрующий агент.

Азотистая и азотная кислоты и их соли

 

Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах: 2HNO2 NO+NO2+Н2О Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются: 3HNO2HNO3+H2O+2NO Эта реакция обратимая, поэтому, хотя растворение NO2 и сопровождается образованием двух кислот: 2NO2 + Н2O=HNO2+HNO3 практически взаимодействием NO2 с водой получают HNO3: 3NO2+H2O=2HNO3+NO По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми. Из растворов ее солей можно добавлением серной кислоты получить раствор HNO2: Ba(NO2)2+H2SO4=2HNO2+BaSO4 На основе данных о ее соединениях предполагают два типа структуры азотистой кислоты:

которым соответствуют нитриты и нитросоединения. Нитриты активных металлов имеют структуру I типа, а малоактивных металлов — II типа. Почти все соли этой кислоты хорошо растворимы, но нитрит серебра труднее всех. Все соли азотистой кислоты ядовиты. Для химической технологии важны KNO2 и NaNO2, которые необходимы для производства органических красителей. Обе соли получают из оксидов азота: NO+NO2+NaOH=2NaNO2+Н2О или при нагревании их нитратов: KNO3+Pb=KNO2+PbO Pb необходим для связывания выделяющегося кислорода. Из химических свойств HNO2 сильнее выражены окислительные, при этом сама она восстанавливается до NO:

Однако можно привести много примеров таких реакций, где азотистая кислота проявляет восстановительные свойства:

Определить присутствие азотистой кислоты и ее солей в растворе можно, если прибавить раствор иодида калия и крахмала. Нитрит-ион окисляет анион иода. Эта реакция требует присутствия Н+, т.е. протекает в кислой среде.