лабы 2 семестр / азот / Для студентов азот

1. Газообразные хлороводород и аммиак реагируют друг с другом с образованием «дыма» хлорида аммония:

NH₃ + HCl  NH₄Cl.

2. При нагревании дигидрофосфат аммония разлагается по уравнению:

NH₄H₂PO₄ NH₃ + H₃PO₄.

Анион соли не проявляет окислительных свойств, поэтому при разложении выделяется аммиак. Об этом свидетельствует появление малиновой окраски у бумажки, смоченной раствором фенолфталеина:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₃H₂O ⇄NH₄⁺ + OH^–.

3. Дихромат-ион является окислителем, поэтому при разложении дихромата аммония выделяется азот, а не аммиак:

(NH₄)₂Cr₂O₇ Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

4. Карбонат аммония разлагается уже при температуре 60С

(NH₄)₂CO₃ 2NH₃ + CO₂ + H₂O.

Сульфат аммония термически более устойчив, его разложение начинается при температуре 150 С:

(NH₄)₂SO₄ NH₄HSO₄ + NH₃.

В обоих случаях наблюдается выделение аммиака. В случае карбоната аммония при разложении соли не остается твердого остатка. До полного разложения сульфата аммония (без твердого остатка) нужна гораздо более высокая температура:

NH₄HSO₄ NH₃ + SO₃ + H₂O.

5. При действии избытка водного раствора аммиака на растворы сульфата меди и хлорида никеля происходит образование аммиакатов. Сначала происходит осаждение гидроксидов этих металлов, которые затем растворяются в избытке водного раствора NH₃:

CuSO₄ + 2NH₃H₂O  Cu(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄

Cu(OH)₂ + 4NH₃H₂O_изб  [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O

NiCl₂ + 2NH₃H₂O  Ni(OH)₂ + 2NH₄Cl

Ni(OH)₂ + 6NH₃H₂O  [Ni(NH₃)₆]SO₄ + 6H₂O.

6. Разложение нитрата аммония при температурах 190220 С происходит по уравнению:

NH₄NO₃ N₂O + 2H₂O.

Перегревать смесь нельзя, так как при этом происходит взрыв (образуются газообразные N₂, O₂ H₂O).

Оксид азота(I) проявляет окислительные свойства, он поддерживает горение, в нем вспыхивает тлеющая лучина:

C + 2N₂O  CO₂ + 2N₂.

7. При взаимодействии меди с 30%-ной азотной кислотой в качестве основного продукта восстановления нитрат-иона выделяется оксид азота(II):

3Cu + 8HNO_3разб  3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Оксид азота(II) бесцветен, но при соприкосновении с кислородом воздуха окисляется до оксида азота(IV), что сопровождается появлением бурой окраски:

2NO + O₂  2NO₂.

8. Оксид азота(II) способен образовывать нитрозильные комплексы. В частности, с растворами солей Fe(II) образуется бурое кольцо нитрозильного комплекса:

[Fe(H₂O)₆]SO₄ + NO  [Fe(H₂O)₅NO]SO₄ + H₂O.

9. Оксид азота(IV) (бурый газ) выделяется в результате реакции:

Cu + 4HNO_3конц  Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

При пропускании NO₂ через воду происходит реакция

NO₂ + H₂O ⇄ HNO₃ + HNO₂.

В результате протекания реакции создается кислая среда, о чем свидетельствует изменение окраски метилового оранжевого до красной.

10. Оксид азота(IV) реагирует с раствором щелочи по уравнению:

2NO₂ + 2NaOH  NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O.

О присутствии нитрит-ионов в образовавшемся растворе свидетельствует обесцвечивание окраски подкисленного раствора перманганата калия:

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄  5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

11. В реакциях металлов с азотной кислотой всегда образуется смесь продуктов восстановления нитрат-ионов. Преобладающий продукт восстановления зависит от активности металла и концентрации раствора кислоты. Медь – относительно малоактивный металл, поэтому в реакции Cu с концентрированной азотной кислотой преимущественно образуется NO₂:

Cu + 4HNO_3конц  Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

Активность магния существенно выше активности меди, поэтому происходит более глубокое восстановление нитрат-ионов:

4Mg + 10HNO₃  4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.

12. Азотная кислота окисляет многие неметаллы, например, серу:

S + 6HNO_3конц H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O.

Сульфат-ионы, образовавшиеся в результате окисления серы, могут быть обнаружены в реакции с BaCl₂:

H₂SO₄ + BaCl₂  BaSO₄ + 2HCl.

13. Нитрат-ионы в щелочной среде могут быть восстановлены активными амфотерными металлами (алюминием, цинком), входящими в состав сплава Деварда, например:

8Al + 3NaNO₃ + 5NaOH + 18H₂O  8Na[Al(OH)₄] + 3NH₃.

Выделение аммиака может быть обнаружено с реактивом Несслера:

NH₃ + 2K₂[HgI₄] + 3KOH  [Hg₂N]IH₂O +7KI + 2H₂O.

14. Нитрат-ионы, лишь в редких случаях проявляющие окислительные свойства в растворах, являются сильными окислителями в твердофазных реакциях, протекающих при повышенных температурах:

MnSO₄ + 2KNO₃ + 4KOH K₂MnO₄ + 2KNO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O.

15. Восстановление нитрит-ионов в водных растворах происходит легче по сравнению с нитрат-ионами: сказываются кинетические причины. В нейтральных растворах ни NaNO₃, ни NaNO₂ йодидом калия не восстанавливаются. В кислой среде происходит восстановление нитрита, но не нитрата:

2NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄  2NO + I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

NaNO₃ + KI + H₂SO₄ 