3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH4Cl → NH3 + HCl

NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O

(NH4)2SO4 → NH4HSO4 + NH3 NH4HS → NH3 + H2S

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH4NO2 → N2 + 2H2O

190 – 245° C:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

При температуре 250 – 300°C:

2NH4NO3 → 2NO + 4H2O

При температуре выше 300°C:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе

– окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) – это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N2O + H2 → N2 + H2O

N2O + H2O + SO2 → N2 + H2SO4

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N2O + C → N2 + CO 5N2O + 2Р → 5N2 + Р2O5

2. При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять

свойства восстановителя.

Например, N2O окисляется раствором перманганата в серной кислоте: 5N2O + 3H2SO4 + 2KMnO4 → 10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu + HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

FeCl2 + NaNO3 + 2HCl → FeCl3 + NaCl + NO + H2O 2HNO3 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N2 + O2 → 2NO

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей. Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO + O2 → 2NO2

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl2 → 2NOCl NO + O3 → NO2 + O2

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O

2NO + 2SO2 → 2SO3 + N2

оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные

свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: можно получить при низкой температуре из оксидов азота:

NO2 + NO ↔ N2O3

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N2O3 + H2O ↔ 2HNO2

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с

образованием нитрита натрия и воды:

N2O3 + 2NaOH → 2NaNO2 + H2O N2O3 + Na2O → 2NaNO2

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO2 характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO + O2 → 2NO2

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь: 4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра: 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот

— азотной и азотистой:

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

Если растворение NO2 в воде проводить в избытке кислорода, то

образуется только азотная кислота:

4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO2 в теплой воде образуются HNO3 и NO:

3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

При нагревании выделяется кислород:

4NO2 + 2H2O → 4HNO3 + O2

2. При растворении оксида азота (IV)

в щелочах образуются нитраты и нитриты: 2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O

4NO2 + 2Ca(OH)2 → Ca(NO2)2 + Ca(NO3)2 + 2H2O

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO2 + 4NaOH + O2 → 4NaNO3 + 2H2O