Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Химические свойства. 1. Все реакции N2 с металлами (кроме реакции с литием) идут при довольно сильном нагревании






 

1. Все реакции N2 с металлами (кроме реакции с литием) идут при довольно сильном нагревании. Исключением является взаимодействие азота с литием, которое начинается уже при комнатной температуре:

 

N2 + 6Li = 2Li3N

 

Соединения азота с металлами носят название нитриды. Нитриды активных металлов разлагаются водой:

 

AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3 ­

 

Нитриды тяжелых металлов входят в состав сплавов, повышая их прочность и коррозионную стойкость.

 

2. С неметаллами азот взаимодействует только при высоких температурах и обратимо. Равновесие как правило сдвинуто влево:

 

N2 + O2 2NO (3700оС);

N2 + 3H2 2NH3 (400-550оС)

 

Реакция получения аммиака имеет большое практическое значение, т.к. аммиак является важным сырьем для химической промышленности. Его синтез идет при давлении 300-500 атм (для смещения равновесия вправо), температуре 400-550оС, в присутствии железо-никелевого катализатора. В лабораторных условиях аммиак можно получить из хлорида аммония:

 

NH4Cl + NaOH = NH3 ­ + NaCl + H2O

 

Аммиак – ядовитый газ с резким запахом. При -38оС сжижается. Жидкий аммиак – полярный растворитель, имеющий ряд необычных свойств.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: при 20оС в 1 литре воды можно растворить до 800 литров NH3, а при 0оС – около 1200 литров. Молекулы аммиака и воды образуют довольно прочные водородные связи, часть из них соединяются в малоустойчивый гидрат NH3× H2O, который в водном растворе диссоциирует как слабое основание (NH4OH):

 

NH3 + H2O NH3× H2O {NH4OH} NH4 + + OH-

 

NH4+ – ион аммония. Все соли аммония прекрасно растворимы в воде.

 

Для аммиака характерны реакции присоединения, окислительно-восстановительные и замещения.

а) Реакции присоединения:

 

NH3 + HCl = NH4Cl;

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

 

б) Окислительно-восстановительные реакции:

 

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

2NH3 + 2KMnO4 = 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O

 

в) Реакции замещения:

 

2NH3 + 2Na = 2NH2Na + H2 ­

NH3 + 2Na = NHNa2 + H2 ­

2NH3 + 6Na = 2NNa3 + 3H2 ­

 

3. Наиболее практически важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N2H4), образующийся при взаимодействии аммиака с перхлоратом натрия:

 

2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O

 

Как видно из уравнения, под действием окислителя каждая молекула аммиака теряет один атом водорода, а оставшиеся радикалы -NH2 соединяются друг с другом. Следовательно, структурная формула гидразина будет: H2N-NH2. Это бесцветная жидкость, дымящая на воздухе и смешивающаяся с водой в любых соотношениях. Пары гидразина сгорают на воздухе фиолетовым пламенем:

 

N2H4 + O2 = N2 + 2H2O + 273 кдж/моль

 

На этой реакции основано использование гидразина в качестве ракетного топлива.

 

4. С кислородом азот образует пять оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.

 

N2O – оксид азота (I) (закись азота, «веселящий газ») может быть получен разложением нитрата аммония по уравнению:

 

NH4NO3 = N2O + 2H2O

 

При 168оС NH4NO3 плавится, при 190оС начинает разлагаться, выше 300оС распад может протекать с взрывом. N2O – несолеобразующий оксид, бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, довольно хорошо растворим в воде. При нагревании может проявлять окислительные свойства, не ядовит, наркотик.

 

NO – оксид азота (II) получается в природе при грозовых разрядах. В лабораторных условиях можно получить действием на медь разбавленной азотной кислотой:

 

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

 

NO – несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, малорастворимый в воде. Ядовит. Легко окисляется на воздухе до NO2. Проявляет восстановительные и окислительные свойства, восстановительная функция выражена сильнее.

 

N2O3 – оксид азота (III) получается в виде синей жидкости в ходе обратимой реакции между NO и NO2, при t = -20оС - -30оС:

 

NO + NO2 N2O3

 

При комнатной температуре неустойчив, разлагается на NO и NO2. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту HNO2. Как азотистая кислота, так и ее соли неустойчивы и уже на воздухе окисляются до нитратов. Соли и кислота обладают окислительно-восстановительными свойствами:

 

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 +5NaNO3 + 3H2O

 

2KJ + 2KNO2 + 2H2SO4 = J2 + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O.

 

Соли азотистой кислоты используются в производстве взрывчатки, красок, в пищевой промышленности (KNO2 – для сохранения цвета мясных продуктов).

 

NO2 – оксид азота (IV) очень ядовитый газ бурого цвета, склонен образовывать димеры состава N2O4. Сильный окислитель. В лабораторных условиях можно получить действием на медь концентрированной азотной кислотой:

 

Cu + 4HNO3 (конц) = 2NO2 ­ + Cu(NO3)2 + 2H2O

 

N2O5 оксид азота (V) получается при обезвоживании азотной кислоты оксидом фосфора (V):

 

2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5

 

N2O5 - твердое белое вещество, при ударе взрывается. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту.

 






© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.