Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6HBr

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

4NH₃ +3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (катализатор – платина)

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^—

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

NH₄Cl = NH₃ + HCl (при нагревании)

Получение аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH₄Cl + KOH = NH₃↑ + KCl + H₂O

NH₄⁺ + OH^— = NH₃↑+ H₂O

Применение аммиака

Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Оксиды азота, их свойства. Применение.

ОКСИДЫ АЗОТА

N2+1O

ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"

N+2O

ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА

N2+3O3

ОКСИД АЗОТА (III) АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N+4O2

ОКСИД АЗОТА (IV) ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N2+5O5

ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

Оксид азота (I)

N2+1O закись азота, "веселящий газ"

Физические свойства

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C,t°кип.=-88,5°С.Анестезирующее средство.

Получение

NH4NO3 –t°→N2O + 2Н2O

Химические свойства

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2+1O–t°→2N20 + O20

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

2. С водородом:

N2+1O + H2 → N20 + Н2O

3. Несолеобразующий

Оксид азота (II)

N+2O окись азота

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C,t°кип.=-152°С

Получение

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH3 +5O2 → 4NO + 6H2O

2.

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

3.

N2 + O2 → 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 → 2NO2

2NO + Cl2 → 2NOCl(хлористый нитрозил)

2. Окислитель

2N+2O + 2S+4O2 → 2S+6O3 + N20

3. Несолеобразующий

Оксид азота (III)

N2+3O3 азотный ангидрид

Физические свойства

Темно-синяяжидкость (при низких температурах), t°пл.=-102°C,t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается наNO иNO2.N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

NO2 + NO ↔ N2O3

Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N2O3 + 2NaOH → 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

Оксид азота (IV)

N+4O2 двуокись азота, диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C,t°кип.= 21°С.

Получение

1.

2NO + O2 → 2NO2

2.

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Химические свойства

1.Кислотный оксид

с водой

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO24NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3

со щелочами

2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O

2. Окислитель

N+4O2 + S+4O2 → S+6O3 + N+2O

3. Димеризация

2NO2(бурый газ)↔ N2O4(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V)

N2+5O5 азотный ангидрид

Физические свойства

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Получение

1.

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2.

2HNO3 +P2O5 → 2HPO3 + N2O5

Химические свойства

1. Кислотный оксид

N2O5 + H2O → 2HNO3

2.Сильный окислитель

3.Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

2N2O5 → 4NO2 + O2

 

Применение Оксида азота (|)

Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания.

В двигателях внутреннего сгорания

Применение Оксида азота(III)

Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей.

Применение Оксида азота(IV)

В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.