14.Аммиак,его строение и свойства.Гидразин.Гидроксиламин.
Летучим характеристическим водородным соединением азота является аммиак. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три σ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра.
При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен. жидкий аммиак является хорошим растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ. Этот раствор называется аммиачной водой, или нашатырным спиртом. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей.
Аммиак обладает основными свойствами:
Взаимодействие аммиака с водой:
NH3 +HOH ⇄ NH4OH ⇄ NH4+ +OH-
Взаимодействие с галогеноводородами:
NH3+HCl ⇄NH4Cl
Взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):
NH3 +H3PO4 → (NH4)3PO4 фосфат аммония
NH3 +H3PO4 → (NH4)2HPO4 гидрофосфат аммония
NH3 +H3PO4 → (NH4)H2PO4 дигидрофосфат аммония
Аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:
CuSO4 + 4NH3→ [Cu(NH3)4] SO4 сульфат тетрааммин меди (II)
AgCl + 2NH3→ [Ag(NH3)2]Cl хлорид диаммин серебра (I)
Все приведенные выше реакции являются реакциями присоединения.
Окислительно-восстановительные свойства:
В молекуле аммиака NH3 азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.
Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
2NH3 + 3CuO → N2↑ +3Cu +3H2O
Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:
4NH3 + 3O2 → 2N2↑ + 6H2O
Гидрази́н (диамид) H2N—NH2 — бесцветная, сильно гигроскопическая жидкость с неприятным запахом.
разложение гидразина - экзотермическая реакция, протекающая в отсутствие катализаторов при 200-300 °С:
3 N2H4 → 4 NH3 + N2
N2H4 → N2 + 2 H2
Гидразин — энергичный восстановитель. В растворах гидразин обычно также окисляется до азота:
4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 → 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O
N2H4 + Zn + 4HCl → 2NH4Cl + ZnCl2
Гидразин получают окислением аммиака NH3 или мочевины CO(NH2)2 гипохлоритом натрия NaClO:
NH3 + NaClO = NH2Cl + NaOH
NH2Cl + NH3 = N2H4 · HCl,
Синтез гидразина окислением мочевины гипохлоритом по механизму аналогичен синтезу аминов из амидовпо Гофману:
H2NCONH2 + NaOCl + 2 NaOH = N2H4 + H2O + NaCl + Na2CO3,
Гидроксилами́н NH2OH — бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде
В кислом водном растворе гидроксиламин устойчив, однако ионы переходных металлов катализируют его распад. Подобно NH3, гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния, например:
NH2OH + HCl →Cl
На воздухе соединение является нестабильным:
3NH2OH → N2 + NH3 + 3H2O
4NH2OH + O2 = 6H2O + 2N2
Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N2 или N2O:
2NH2OH +I2 + 2КОН → N2 + 2KI + 4H2O
В некоторых реакциях NH2OH проявляетс окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH3 или NH4, например:
NH2OH + H2S → NH3 + S + H2O
15.Оксиды азота. Азотная кислота.
С кислородом азот образует ряд оксидов:
Несолеобразующие Солеобразующие
оксиды: оксиды:
N2O - оксид азота (I) N2O3 - оксид азота (III)
NO - оксид азота (II) NO2 – оксид азота (IV)
N2O4 – димер оксида азота (IV)
N2O5 - оксид азота (V)
Все оксиды азота, кроме N2O, ядовитые вещества!
Оксид азота (I) N2O – закись азота, «веселящий газ»,это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворим в воде,при комнатной температуре химически мало активен.
Cu + N2O → N2 +CuO
При достаточно высокой температуре разлагается:
2N2O → 2N2 + O2 + 39 ккал
При нагревании N2O выше 700 °C одновременно с реакцией разложения протекает его диспропорционирование:
2N2O → 2NO + N2
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим. образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах или при высокой температуре:
N2 + O2 → 2NO
В лаборатории оксид азота (II) чаще всего получают действием разбавленной азотной кислоты на медные стружки:
3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Оксид азота (II) в промышленности получают каталитическим окислением аммиака и используют для получения азотной кислоты:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
На воздухе оксид азота (II) мгновенно окисляется:
2NO + O2 → 2NO2
Оксид азота (III) N2O3 –существует в твердом состоянии .В жидком и парообразном состояниях.
N2O3 ⇄ NO + NO2
Получают N2O3 охлаждением эквимолярных количеств NO и NO2 . А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты с оксидом мышьяка (III):
2HNO3 + As2O3 → 2HAsO3 + NO2
Является кислотным оксидом.
N2O3 + H2O → 2HNO2
Оксид азота (IV) NO2 – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах. Хорошо растворяется в воде. является смешанным оксидом.
2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
4NO2 + O2 + 2H2O ⇄ 4HNO3
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4NO2 + 4NaOH +O2→ 4NaNO3 + 2H2O
Он является хорошим окислителем.
2NO2 → 2NO + O2
В лаборатории NO2
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
В промышленности NO2 получают путем окисления NO кислородом и далее используют для получения азотной кислоты.
Оксид азота (V) N2O5 – бесцветные кристаллы, хорошо растворяющиеся в воде с образованием азотной кислоты:
N2O5 + H2O → 2HNO3
Является энергичным окислителем.дегидратацией азотной кислоты с помощью P2O5 или окислением NO2 озоном:
2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5 6NO2 + O3 → 3N2O5
Чистая азотная кислота HNO3 —бесцветная жидкость.
Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот.Характерным свойством является ее ярко выраженная окислительная способность.
Более разбавленная кислота обычно восстанавливается до NO, например:
16.Фосфор. Оксиды фосфора. Фосфорная кислота.
(13 вопрос-фосфор)
Оксид фосфора(3) P2O3-получается при медленном окислении фосфора или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода. Кислотный оксид, дигидрид фосфористой кислоты
P2O3+H2O=H3PO3
H3PO3=PH3+H3PO4
Оксид фосфора(5) P2O5- образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде. Тверд. В-во, несколько аллотроп.модификаций, характерно образование стекла(аморфное состояние), кондиционная решетка молек. И немолек. Типа
Взаим с H2O протекает сложно
(1 этап)P4O10+H2O=HPO3(метафосфорная кислота)
(2 этап)Полиметафосфорные кислоты (HPO3)n, где n изменяется от 3 до 8.
H3PO4- при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. тверд. В-во ,легко раствор в H2O
Ее соли могут быть получены:
P2O3+NAOH=Na2HPO3+H2O
Фосф.к-та проявляет восстанов. Св-ва
H3PO3+Cl2+H2O=H3PO4+HCl
Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли. Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O (дигидрофосфат натрия) H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O (гидрофосфат натрия) H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O (фосфат натрия)