double arrow

Гидроксид аммония - слабое основание


Азот

Молекулярный азот - газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N2). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха.

Молекулярный азот является практически инертным веществом. При обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при 3000-4000 0С. Это объясняется большой прочностью мо­лекул N2 за счет трех химических связей между атомами азота. При 3000 0С азот диссоциирует на атомы примерно на 0,1%. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака

N2 + 3Н2 = 2NН3↑.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении -33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизичеким свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34% при 20 0С). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиак является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония

NH3 + НОН ↔ NH4OH.

NH4OH ↔ NH4+ + OH- ,К = 1,8∙10-5.

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

1) NH3 + HCl → NH4CI,

2) 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4.

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов

Пример – СuSО4 + 4NН3 = Сu(NН3)44.

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании они разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH4CI → NH3 + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH4NO2 → N2↑ + 2 Н2O.

В атмосфере кислорода аммиак горит

4NH3 + 3О2 → 2N2 + 6Н2O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO

4 NH3 + 5O2 → 4 NO + 6 Н2O.

Из NO окислением получают NО2 и затем азотную кислоту по реакции

4NО2 + O2 + 2H2O → 4НNO3.

Азот образует следующие оксиды:

1) N2О и NO - несолеобразующие оксиды;

2) N2О3 и N2О5 – кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО2 – смешанный кислотный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО2 – слабая кислота




НNО2 ↔ H+ + NO2-, К = 4·10-4.

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азота находится в промежуточной степени окисления +3.

Азотная кислота НNО3 является сильной кислотой

НNО3 → H+ + NO3-.

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО3 и НС1(1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото

Аu + НNО3 + 4НС1 = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О.

Концентрированная НNО3 пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4 НNО3 (конц.) = Сu(NО3)2 + 2 NO2 + 2 Н2О,

Сu + 8 НNО3 (разб.) = 3 Сu(NО3)2 + 2 NО + 4 Н2О,

4Мg + 10НNО3 (очень разб.) = 4Мg(NО3)2 + NН43 + 3Н2О.

Из приведенных реакций следует, что чем активней металл и более разбавлена азотная кислота тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты – нитраты хорошо растворимы в воде.

Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия (NаNО3), калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.

Заказать ✍️ написание учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Сейчас читают про: