Соединения азота Аммиак

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде с концентрацией 310 % называется нашатырным спиртом, 1825 % - аммиачной водой.

В медицине используются и раствор аммиака, и его соли. Аммиак как местнораздражающее средство, для возбуждения сердечной деятельности и центра дыхания (нашатырный спирт). Хлорид аммония  диуретик и отхаркивающее средство. При взаимодействии с хлором аммиак образует монохлорамин (дезинфицирующее средство):

NH₃ + Cl₂  NH₂Cl + HCl

Получение

I. Промышленный способ (синтез ГабераБоша).

N₂ + 3H₂ D 2NH₃ H =  52 кДж/моль

Условия: t⁰  450 500 ⁰C, наиболее выгодное давление 350 атм, катализатор  пористое железо, активированное K₂O, Al₂O₃ и др.

II. Лабораторные способы.

1) Взаимодействие солей аммония с сильными основаниями (качест-венная реакция на ион обнаружение запаха аммиака):

NH₄Cl + KOH  NH₃ + H₂O + KCl

2) Взаимодействие нитридов с водой:

Mg₃N₂ + 6H₂O  3Mg(OH)₂ + 2NH₃

III. В природе аммиак выделяется при гниении веществ белковой природы.

Химические свойства

I. Кислотно-основные свойства.

1) Слабое основание:

NH₃ + H₂O D NH₃ ^. H₂O D + OH^

NH₃ + HCl  NH₄Cl, NH₃ + H₃PO₄  NH₄H₂PO₄

2NH₄OH + CO₂  (NH₄)₂CO₃ + H₂O

2) Очень слабая кислота:

2NH_3(жидк.) + 2Na  2NaNH₂ + H₂

3) Лиганд (донор электронной пары) в комплексных соединениях:

4NH₃ + CuSO₄  [Cu(NH₃)₄]SO₄

II. Окислительно-восстановительные свойства.

Аммиак хороший восстановитель:

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

Соли аммония

Получение

2NH₃ + H₂SO₄  (NH₄)₂SO₄; NH₃ + H₂SO₄  NH₄HSO₄

Химические свойства

1) Гидролиз (по катиону):

NH₄^ + H₂O D NH₃ ^. H₂O + H^ (кислая среда)

2) Термическое разложение:

NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O; NH₄NO₃ N₂O +2H₂O

(NH₄)₂CO₃ 2NH₃+ H₂O + CO₂

NH₄HCO₃ NH₃+H₂O+ CO₂; NH₄Cl NH₃ + HCl

(NH₄)₃PO₄ 3NH₃ + H₃PO₄

3) Реакции со щелочами, кислотами, другими солями аналогичны общим свойствам солей.

Оксиды азота

Физические свойства

N₂O  оксид азота(I) или “веселящий газ”, NO  оксид азота(II), NO₂  оксид азота(IV) газы, N₂O₃ оксид азота(III) или азотистый ангидрид жидкость при t 0 ⁰C, N₂O₅ оксид азота(V) или азотный ангидрид  бесцветное твердое вещество.

В медицине применяется оксид N₂O как анестезирующее средство в смеси с кислородом (80 % N₂O и 20 % О₂) для газового наркоза.

Получение

1) Оксид азота(I): разложением нитрата аммония (см. выше).

2) Оксид азота (II):

N₂ + O₂ 2NO

3Cu + 8HNO_3(разб.)  2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O

а также окислением аммиака (см. выше).

3) Оксид азота(III): NO + NO₂ D N₂O₃

4) Оксид азота(IV):

Cu + 4HNO_3(конц.)  2NO₂+ Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

а также окислением оксида азота(II) (см. ниже), либо термическим разложением нитрата металла, стоящего в ряду напряжений правее магния:

2Pb(NO₃)₂ 2PbO + 4NO₂ + O₂

5) Оксид азота(V): 2HNO₃ + P₂O₅  2HPO₃ + N₂O₅

Химические свойства

1) Оксид N₂O  несолеобразующий, при нагревании разлагается:

2N₂O  2N₂ + O₂

2) Оксид NO несолеобразующий, восстановитель:

2NO + O₂  2NO₂; 2NO + Cl₂  2NOCl (хлористый нитрозил)

3) Оксиды N₂O₃ и N₂O_{5 } кислотные, при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты HNO₂ и HNO₃. Неустойчивы.

N₂O₃  NO₂ + NO ; 2N₂O₅  4NO₂ + O₂

4) Оксид NO₂  кислотный, при взаимодействии с водой и щелочами образует две кислоты (азотистую и азотную) или их соли:

2NO₂ + H₂O  HNO₂ + HNO₃

2NO₂ + 2KOH  KNO₂ + KNO₃ + H₂O

Подвергается реакции димеризации: 2NO₂ D N₂O₄