Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявлется его сходство с водой:

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH3 составляет несколько десятков процентов.

При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде

6NaNH₂ = 6Na + 4NH₃ + N₂

а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH3)6] обладающих металлической проводимостью.

[реакция]

При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3.

[реакция]

Растворенный в NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH2−, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H2O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Гидразин N^-2

N₂H₄

Физические и хим.св-ва:

Бесцв. дымящая на воздухе жидкость с неприятным запахом. Вызывает рак и мужское бесплодие. Хорошо растворим в воде. Кривая молекула

Способ получения:

Процесс Рашига. Гидразин получают окислением аммиака NH3 или мочевины CO(NH2)2 гипохлоритом натрия NaClO:

NH₃ + NaClO NH₂Cl + NaOH

NH₂Cl + NH₃ N₂H₄+ HCl,

Химические с-ва и сравнение с аммиаком:

Термодинамически гидразин значительно менее устойчив, чем аммиак, так как связь N—N не очень прочна: разложение гидразина - экзотермическая реакция, протекающая в отсутствие катализаторов при 200-300 °С:

3N₂H₄ → 4NH₃ + N₂

горит:

N₂H₄+O₂=N₂+2H₂O+Q

Переходные металлы (Co, Ni, Cu, Ag) катализируют разложение гидразина, при катализе платиной, родием и палладием основными продуктами разложения являются азот и водород:

N₂H₄ → N₂ + 2H₂

Благодаря наличию двух неподелённых пар электронов у атомов азота, гидразин способен к присоединению одного или двух ионов водорода. При присоединении одного протона получаются соединения гидразиния с зарядом 1+, двух протонов — гидразиния 2+, содержащие соответственно ионы N2H5+ и N2H62+. Водные растворы гидразина обладают основными свойствами, но его основность значительно меньше, чем у аммиака:

N2H4 + H2O → [N2H5]⁺ + OH⁻ (Kb = 3,0·10−6)

(для аммиака Kb = 1,78·10−5) Протонирование второй неподеленной пары электронов протекает ещё труднее:

[N2H5]⁺ + H2O → [N2H6]2⁺ + OH⁻ (Kb = 8,4·10−16)

Известны соли гидразина — хлорид гидразиния N₂H₅Cl, сульфат гидразиния N₂H₆SO₄ и т. д. Иногда их формулы записывают N₂H₄ · HCl, N2H4 · H2SO4 и т. д. и называют гидрохлорид гидразина, сульфат гидразина и т. д. Большинство таких солей растворимо в воде.

Соли гидразина бесцветны, почти все хорошо растворимы в воде. К числу важнейших относится сульфат гидразина N2H4 · H2SO4.

Общ. сравнение:

1.менее основный

2.Одинаковые продукты горения

3.Два раза реагирует с к-тами

4.Легко горит

Ещё хим. св-ва:

Гидразин — энергичный восстановитель. В растворах гидразин обычно также окисляется до азота:

4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 → 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O

Восстановить гидразин до аммиака можно только сильными восстановителями, такими, как Sn2+, Ti3+, водородом в момент выделения(Zn + HCl):

N2H4 + Zn + 4HCl → 2NH4Cl + ZnCl2

Гидроксиламин N^-1

NH₂OH

Гидроксилами́н NH₂OH — бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде с образованием гидрата NH₂ОН·Н₂О.

Получение:

В лаборатории:

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH₃OH)₃PO₄ или [Mg(NH₂OH)₆](ClO₄₎₂.

В промышленности

Действием на азотную кислоту атомарным водородом:

Химические св-ва:

-В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

-Подобно NH3, гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния, например:

-На воздухе соединение является нестабильным:

но при давлении в 3 кПа (2,25 мм рт.ст.) плавится при 32 °С и кипит при 57 °С без разложения.

-На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

-Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N₂ или N₂O:

-В некоторых реакциях NH₂OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH₃ или NH₄⁺, например:

Оксиды азота

N⁺¹

Оксид азота(I) (закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта.

Физические св-ва:

Бесцветный газ, тяжелее воздуха (относительная плотность 1,527), с характерным сладковатым запахом. Растворим в воде (0,6 объёма N2O в 1 объёме воды при 25 °C, или 0,15 г/100 мл воды при 15 °C), растворим также в этиловом спирте, эфире, серной кислоте. При 0 °C и давлении 30 атм, а также при комнатной температуре и давлении 40 атм сгущается в бесцветную жидкость. Из 1 кг жидкой закиси азота образуется 500 л газа. Молекула закиси азота имеет дипольный момент 0,166 Д. Закись азота является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом.

Получение:

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла. Поэтому, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, так как при температурах более 300 °C нитрат аммония разлагается со взрывом:

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-й азотной кислотой:

В химической промышленности закись азота является побочным продуктом и для её разрушения используют каталитические конвертеры, так как выделение в виде товарного продукта, как правило, экономически нецелесообразно.

NaNO₂+Na=Na₂N₂O₂+N₂O

Химические св-ва:

Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение. Смеси с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом в определённых концентрациях взрывоопасны. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

2N₂O+S=SO₂+2N2

CH₄+4N₂O=CO₂+H₂O+4N₂

При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя:

При нагревании N₂O разлагается:

N⁺²

Физические св-ва:

Оксид азота(II) (окись азота) NO — несолеобразующий оксид азота. В нормальных условиях он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом, в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Ядовит. Редкий пример нечётной молекулы. Есть свободный радикал.

Получение:

Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах (тепловой эффект реакции −180,9 кДж):

В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO₃ с некоторыми металлами, например, с медью:

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):

Химические св-ва:

При комнатной температуре и атмосферном давлении происходит окисление NO кислородом воздуха:

(бурый. Имеет отрицательный температурный коэф. скорости, т.е.при нагревании замедляется)

Механизм:

2NO=N₂O₂

N₂O₂+O₂=N₂O₄

N₂O₄<=>2NO₂

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя с образованием нитрозилхлорида:

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

C+2NO=CO₂+N₂

S+2NO=SO₂+N₂

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

N⁺³

Физические св-ва:

Оксид азота(III) (азотистый ангидрид) N2O3 — жидкость синего цвета (при н. у.), бесцветный газ (при стандартных условиях), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже −4 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.

Получение:

Рекомендуется капать 50%-ю азотную кислоту на твёрдый оксид мышьяка(III):

N₂O₃ образуется при охлаждении получающейся смеси газов.

При пропускании электрического разряда через жидкий воздух N2O3 можно получить в виде порошка голубого цвета:

Химические св-ва:

Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:

Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:

При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:

С основным оксидом:

N₂O₃+CaO=Ca(NO₂)₂

N⁺⁴

Физические св-ва:

Оксид азота (IV) (диоксид азота, бурый газ, «лисий хвост») NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

В обычном состоянии NO₂ существует в равновесии со своим димером N₂O₄. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO₂ неспаренного электрона. При температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO₂, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO₂. При температуре ниже 21°С — это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера). При температуре ниже −12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N₂O₄.

Получение:

В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца:

В промышленности и природе

2NO + O₂ = 2NO₂

Химические св-ва:

Кислотный оксид, ему соответствуют азотная и азотистая кислоты. NO₂ отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO₂ — окислитель:

Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов:

N⁺⁵

Физические св-ва:

Оксид азота(V) (азотный ангидрид) N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив и взрывоопасен. Токсичен.

Газообразный азотный ангидрид состоит из отдельных молекул, строение которых отвечает формуле O2N-О-NO2 и имеет неплоскую структуру. Кристаллы образованы ионами NO2+ и NO3−.

Получение:

Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 с помощью P2O5:

Путём взаимодействия оксида азота(IV) с озоном:

Дата добавления: 2015-10-31