Repetitor_po_Khimii

дают основными свойствами (вспомните, что вещества, молекулы которых способны отдавать ионы водорода, являются

кислотами). Следовательно, аммиак NH3 обладает основны-

ми свойствами:

1) взаимодействие аммиака с водой:

NH3 + НОН NH4OH NH4+ + ОН–

рН > 7, среда щелочная

Образование иона аммония NH4+ можно представить в виде следующей схемы:

2) взаимодействие с галогеноводородами: NH3 + HCl NH4Cl

Хлорид аммония (нашатырь)

3)взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):

4)аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений — аммиакатов:

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4

Сульфат тетрааммин меди (II)

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

Хлорид диаммин серебра (I)

Все приведенные выше реакции являются примерами

реакций присоединения.

Окислительно-восстановительные свойства

В молекуле аммиака NH3 азот имеет степень окисления –3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он

420

может только отдавать электроны и является только восстановителем.

1) Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

2) Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:

3)Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

СОЛИ АММОНИЯ

При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами образуются соли аммония:

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O

NH3 + HNO3 = NH4NO3

Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют общие свойства солей (взаимодействуют со щелочами, с некоторыми солями, гидролизуются). К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:

t°

(NH4)2SO4 = NH3 + NH4HSO4

t°

NH4Cl = NH3 + HCl

Реакция взаимодействия солей аммония со щелочью является качественной реакцией на катион аммония NH4+:

t°

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

421

NH4+ + OH– = NH3 + H2O Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по по-

синению влажной лакмусовой бумаги.

Применение аммиака и солей аммония

Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония (нашатырный спирт), соли аммония и т. д. Нашатырный спирт NH4OH и нашатырь NH4Cl широко применяются в медицине. Нитрат аммония, фосфат аммония и другие аммонийные соли используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.

Вопросы для контроля

1.Какие элементы составляют главную подгруппу пятой группы?

2.Каковы закономерности изменения свойств элементов в подгруппе азота сверху вниз?

3.Какова структура внешнего электронного слоя атомов элементов подгруппы азота? Какие валентности и степени окисления характерны для них в соединениях?

4.Почему атом азота никогда не проявляет валентность, равную V?

5.Каковы важнейшие формы кислотных оксидов элементов подгруппы азота и соответствующих им гидроксидов?

6.Каковы общая и конкретные формулы водородных соединений элементов подгруппы азота?

7.В чем заключается отличие водных растворов водородных соединений азота и фосфора от водных растворов халькогеноводородов и галогеноводородов?

8.Дайте характеристику элемента азота в соответствии с положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

9.Охарактеризуйте: а) характерные валентности, б) характерные степени окисления азота. Приведите примеры соединений с различными степенями окисления азота.

10.Какой тип химической связи в молекуле азота?

11.Где азот встречается в природе?

12.Как получают азот: а) в лаборатории, б) в промышленности?

13.Каковы физические свойства азота?

422

14.Каковы химические свойства азота? В каких реакциях азот проявляет свойства окислителя, в каких — восстановителя?

15.Как можно получить аммиак: а) в лаборатории, б) в промышленности?

16.Каковы физические свойства аммиака?

17.Каковы кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства аммиака?

18.Какие соли образует аммиак?

19.Какая реакция является качественной на катион аммония?

20.Где находят применение азот, аммиак и соли аммония?

Задачи а упражнения для самостоятельной работы

1. В чем заключается различие изотопов азота:

147N и 157N?

2.В каких объемных отношениях реагируют друг с другом аммиак

ихлороводород?

3.Смешали 5 г аммиака и 5 г хлороводорода. Что оказалось в избытке

икакова масса этого избытка?

4.Составьте уравнения реакций взаимодействия аммиака с серной кислотой. Назовите их.

5.Составьте формулы средних и кислых аммонийных солей сернистой

исероводородной кислот. Назовите их.

6.Имеется смесь твердых хлоридов: FeCl3, АlСl3, MgCl2, NH4Cl. Как освободить эту смесь от хлорида аммония?

7.Вычислите объемы (при н. у.) азота и водорода, необходимые для получения 17 т аммиака.

8.Какой объем аммиака надо пропустить через 10 л 2 М раствора серной кислоты, чтобы получить: а) гидросульфат аммония, б) сульфат аммония?

9.На реакцию с 50 мл раствора сульфата аммония израсходовано 30 мл 2 М раствора хлорида бария. Вычислить молярность раствора сульфата аммония. Сколько граммов сульфата аммония содержалось в 1 л раствора?

10.Напишите уравнения реакций разложения следующих аммонийных солей: NH4NO2, NH4NO3, (NH4)2CO3, (NH4)2SO4, NH4Cl.

423

11.Соединением 3,648 г Mg с азотом получено 5,048 г нитрида магния. Найдите его формулу.

12.Запишите уравнения практически осуществимых реакций:

§ 8.7. Оксиды азота. Азотная кислота

Известно несколько оксидов азота.

Все оксиды азота, кроме N2O, ядовитые вещества.

Оксид азота (I) N2O — это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворим в воде, но не взаимодействует с ней. При достаточно высокой температуре разлагается по уравнению:

t°

2N2O = 2N2 + О2 + 39 ккал

В смеси с кислородом N2O используется в медицине для наркоза («веселящий» газ).

Наиболее важными являются оксиды азота (II) и (IV). Оксид азота (II) NO — бесцветный газ, не имеет запаха.

В воде малорастворим, относится, как и N2O, к несолеобразующим оксидам. Оксид азота (II) NO образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе) или при высокой температуре:

t°

N2 + О2 = 2NO

424

В лаборатории оксид азота (II) получают, например, при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:

3Cu0 + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

разб.

Оксид азота (II) в промышленности получают каталитическим окислением аммиака и используют для получения азотной кислоты:

Оксид азота (II) на воздухе легко окисляется до оксида азота (IV):

2NO + О2 = 2NO2

Оксид азота (IV) NO2 — ядовитый газ бурого цвета, имеет ха-

рактерный запах. Хорошо растворяется в воде. Оксид азота (IV) является смешанным оксидом, которому соответствуют две

кислоты: азотистая HNO2 и азотная HNO3. Поэтому взаимодействие с водой происходит по уравнению:

2NO2 + Н2О = HNO2 + HNO3

Азотистая Азотная кислота кислота

При взаимодействии NO2 с водой в присутствии кислорода (на воздухе) образуется только азотная кислота:

4NO2 + O20 + 2Н2О 4HNO3

При растворении NO2 в щелочи, например NaOH, образуются две соли (нитрат и нитрит) и вода:

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

Нитрит Нитрат натрия натрия

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:

4NO2 + 4NaOH + О20 = 4NaNO3 + 2Н2О

Ниже 22 °С молекулы оксида азота (IV) NO2 легко соединяются попарно и образуют бесцветную жидкость состава

425

N2O4, которая при охлаждении до –10,2 °С превращается

вбесцветные кристаллы.

Влаборатории NO2 можно получить при взаимодействии, например, меди с концентрированной азотной кислотой:

Cu0 + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2О

В промышленности NO2 получают путем окисления NO кислородом и далее используют для получения азотной кис-

лоты.

Оксид азота (III) N2O3 — это темно-синяя жидкость, является кислотным оксидом. При взаимодействии с водой образуется азотистая кислота:

N2O3 + Н2О = 2HNO2

Оксид азота (V) N2O5 — бесцветные кристаллы, хорошо растворяющиеся в воде с образованием азотной кислоты:

N2O5 + Н2О = 2HNO3

N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

Физические свойства

Азотная кислота HNO3 — бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется, кипит при температуре 83 °С. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO3). С водой HNO3 смешивается в любых соотношениях.

Обычно применяемая в лаборатории концентрированная азотная кислота содержит 63 % HNO3 и имеет плотность 1,4 г/см3. При хранении довольно легко, особенно на свету, разлагается по уравнению:

4HNO3 2Н2О + 4NO2 + О2

Выделяющийся газ NO2 окрашивает азотную кислоту в бурый цвет.

426

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Азотная кислота — одна из наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:

HNO3 Н+ + NО3–

Как все кислоты, она реагирует: а) с оксидами металлов:

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + Н2О

MgO + 2Н+ = Mg2+ + Н2О;

б) с основаниями:

Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2Н2О

Mg(OH)2 + 2Н+ = Mg2+ + 2Н2О;

в) с солями более слабых кислот:

Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + СО2 + Н2О

CO32– + 2Н+ = CO2 + Н2О

Окислительно-восстановительные свойства

Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Ее окислительно-восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле HNO3 атома азота в высшей степени окисления N+5 в составе кислотного остатка NO3–. Окислительные свойства кислотного остатка NO3– значительно сильнее, чем ионов водорода Н+, поэтому азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота Au и платины Pt, находящимися в конце ряда напряжений. Так как окислителем в HNO3

являются ионы NO3–, а не ионы Н+, то при взаимодействии HNO3 с металлами практически никогда не выделяется водород. Нитрат-ионы NO3– при взаимодействии HNO3 с ме-

таллами восстанавливаются тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен металл. На следующей схеме показано, какие продукты могут образоваться при восстановлении HNO3:

427

Концентрированная HNO3 при взаимодействии с наиболее активными металлами (до Аl в ряду напряжений) восстанавливается до N2O. Например:

10HNO3 + 4Са0 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5Н2О

Концентрированная HNO3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2. Например:

4HNO3 + Ni = Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Аналогично концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами. Неметалл при этом окисляется до оксокислоты. Например:

5HNO3 + Р0 = НРO3 + 5NO2 + 2Н2О

Следует отметить, что концентрированная HNO3 пассивирует такие металлы, как Fe, Al, Cr. Сущность пассивирования заключается в образовании на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, предохраняющей металл от дальнейшего взаимодействия с кислотой.

Разбавленная HNO3 реагирует с наиболее активными металлами (до Аl) с образованием аммиака NH3 или нитрата аммония NH4NO3 (NH3 + HNO3 = NH4NO3):

10HNO3 + 4Mg0 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с менее активными металлами образуется оксид азота (II) NO:

428

8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О

Таким же образом разбавленная HNO3 взаимодействует с некоторыми неметаллами:

2HNO3 + S0 = H2SO4 + 2NO

Получение

В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3

Впромышленности получение азотной кислоты идет

втри стадии:

1.Окисление аммиака до оксида азота (II);

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

+2–2 +4–2

2NO + О20 = 2NO2

3. Растворение оксида азота (IV) в воде с избытком кислорода:

4NO2 + 2H2O + O20 = 4HNO3

Этот способ получения азотной кислоты был предложен русским инженером-химиком И. И. Андреевым в 1916 г.

Применение

Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 — натриевая селитра, NH4NO3 — аммиачная селитра и т. д.

429