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.
Популярное: Как построить свою речь (словесное оформление):
При подготовке публичного выступления перед оратором возникает вопрос, как лучше словесно оформить свою... Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Организация как механизм и форма жизни коллектива: Организация не сможет достичь поставленных целей без соответствующей внутренней... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (190)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |