- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Химические свойства
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 NH3H2O, который в водном растворе диссоциирует как слабое основание (NH4OH):
NH3 + H2O NH3H2O {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.