Какие свойства проявляет аммиак окислительные или восстановительные
Селитра – природные нитраты натрия и калия – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах европейских алхимиков (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали азотную кислоту, которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка»).
Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной серной кислотой):
KNO3 + H2SO4 = KHSO4 + HNO3↑
Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры
Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K2CO3 образуется чистая калийная селитра. Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налёта на стенах конюшен или из селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.
При прокаливании смеси селитры NaNO3,железного купороса FeSO4∙7H2O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2∙12H2O и нашатыря NH4Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — золото. Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода» или «царская водка». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов соляной и одного объёма азотной кислот. В царской водке без труда растворяется даже платина.
Азот независимо друг от друга открыли в конце XVIII в. несколько учёных. Английский исследователь Генри Кавендиш получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор щелочи для поглощения образовавшегося углекислого газа СО2.
Генри Кавендиш
Соотечественник Кавендиша Джозеф Пристли описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, — «флогистированного воздуха», — наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде.
Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд, также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, 1772 г., опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.
В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосферного воздуха определил А.Л.Лавуазье, по предложению которого новый элемент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое» («жизнь») и приставки «а»- («не-») и означает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское низвание азота – Nitrogenium – переводится как «образующий селитру».
Редко встречаются минералы, которые содержат азот, например чилийская селитра NaNO3, залежи которой тянутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше 3600 км. В конце XIX в. добыча ее составляла примерно 0,5 тонн в год. Не случайно у предпринимателей и ученых возникали опасения в том, что скоро ее запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разработке технологий по связыванию азота воздуха.
В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре – 196 0С азот испаряется.
В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH4NO2 при нагревании:
NH4NO2 = N2↑ + H2O
Физические свойства
Жидкий азот
Азот – газ без цвета, вкуса и запаха (tпл = -210 0С, tкип = -196 0С), мало растворимый в воде. Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N2, в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом вступает в химические реакции, не поддерживает горение и дыхание.
Характерные степени окисления:
— 3 0 +1 +2 +3 +4 +5
NH3 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O5
Химические свойства
В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.
Азот взаимодействует как окислитель:
а) с водородом:
N2 + 3H2 = 2NH3
б) с металлами:
N2 + 3Ca = Ca3N2
Азот взаимодействует как восстановитель:
а) с кислородом:
N2 + O2 = 2NO
б) с фтором:
N2 + F2 = 2NF3
Применение
Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.
Аммиак
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В одном литре воды при температуре 20 0С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH3 способен присоединять ион водорода Н+. Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, 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; (NH4)2HPO4; (NH4)H2PO4
- 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 диамин серебра (I)
Окислительно – восстановительные свойства
В молекуле аммиака 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 окисляется кислородом без катализатора до азота:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
- аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Соли аммония
Хлорид аммония
При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами образуются соли аммония:
Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют общие свойства солей. К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:
(NH4)2SO4 = NH3↑ + NH4HSO4
NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O
NH4Cl = NH3↑ + HCl↑
Реакция взаимодействия солей аммония со щелочью является качественной реакцией на катион аммония NH4+:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3↑ + H2O
NH4+ + OH— = NH3↑ + H2O
Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.
Применение аммиака и солей аммония
Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония (нашатырный спирт), соли аммония и т.д. Нашатырный спирт NH4OH и нашатырь NH4Cl широко применяется в медицине. Нитрат аммония, фосфат аммония и другие аммонийные соли используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.
Скачать:
Скачать бесплатно реферат на тему: «Азот»
Azot.doc (53 Загрузки)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Азот и фосфор»
Азот-и-фосфор.docx (44 Загрузки)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Соединения азота»
Соединения-азота.docx (37 Загрузок)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство азотных удобрений»
ПРОИЗВОДСТВО-АЗОТНЫХ-УДОБРЕНИЙ.docx (35 Загрузок)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Аммиак»
Аммиак.docx (54 Загрузки)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Аммиачная селитра»
Аммиачная-селитра.docx (Одна Загрузка)
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
Анонимный вопрос · 15 марта 2019
12,2 K
Имею естественно научное образование, в юношестве прикипел к литературе, сейчас…
Физические свойства NH3:
- Бесцветный газ
- Резких спиртовой запах
- Растворим в воде
- Легче воздуха
- Плотность концентрированного раствора аммиака 0,91 г/см3
Химические свойства NH3:
- Активен
- Вступает в реакции взаимодействия с разными веществами
- Проявляет восстановительные свойства
- Степень окисления азота в аммиаке «-3»
- В присутствии катализатора окисляется до азота 3
- При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом получает азот
- Не имеет кислотных свойств
- Имеет неподеленную пару электронов
- При взаимодействии с кислотами образует соли аммония
А учебник Химия 9 класс уже не катит? У аммиака оснОвные свойства… Уравнения характерных реакций запоминают и… Читать дальше
Нитрид водорода с формулой NH3 называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака. Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества… Читать далее
Каков состав удобрения из мочевины?
Имею психологическое образование. Интересуюсь устройством мира.
Мочевина, другое ее название карбамид, является химическим соединением. Она почти на половину состоит из азота. Делают его из нашатырного спирта и углекислого газа. Формула этого вещества такая: (NH2)2CO.
Где применяют азот?
Имею естественно научное образование, в юношестве прикипел к литературе, сейчас…
Азот применяют при:
- производстве минеральных удобрений
- в ситнезе аммиака
- в медицине
- для охлаждения объектов и вымораживания
- при помощи азота создается инертная атмосфера в лампах
Прочитать ещё 1 ответ
Как применяется нашатырный спирт в саду и огороде?
Нашатырный спирт может применяться на огороде и в саду в 2 качествах:
- Азотное удобрение. Нашатырь содержит в своем составе азот, который очень легко усваивается растениями. Причем проводить подкормку можно как классическим способом (поливая под корень), так и проводя опрыскивание по листу.
- Инсектицид. Нашатырь — это аммиак. Пары аммиака вызывают приступ удушья. Даже у человека перехватывает дыхание, если поднести ватку, смоченную в нашатыре. У насекомых реакция еще сильнее. Пары аммиака вызывают остановку дыхания. Насекомое гибнет. Эффект усиливается тем, что вредители дольше ощущают запах нашатыря. То есть эффект не одномоментный. Некоторое время растение находится под защитой.
Но обратите внимание, что использовать препарат в «чистом» виде нельзя. Нашатырь обязательно надо развести в воде, чтобы не было ожога листьев и стеблей.
Как это правильно сделать, читайте в этой статье.
Прочитать ещё 1 ответ
Что такое реакция замещения в химии?
Подготовила к ЕГЭ по химии 5000 учеников. С любого уровня до 100 в режиме онлайн 🙂 · vk.com/mendo_him
????Реакции замещения в химии????
✅Это химическая реакция, в результате которой атом простого вещества замещает атом одного из элементов в сложном веществе
✅Выглядит эта реакция так: AB+C➡️CB+A
✅Рассмотрим примеры:
Zn+2HCl➡️ZnCl2+H2
2Al+3CuSO4➡️Al2(SO4)3+3Cu
2Al+Cr2O3➡️Al2O3+2Cr
✅В эту реакцию вступают:
-щелочные/щелочноземельные металлы с водой
-металлы с кислотами
-металлы с солями в растворе
-металлотермия
✅Не забывайте смотреть на ряд активности металлов
Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав
белков, являющихся важной частью живых организмов.
Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в
кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью
азота.
Общая характеристика элементов Va группы
От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np3:
- N — 2s22p3
- P — 3s23p3
- As — 4s24p3
- Sb — 5s25p3
- Bi — 6s26p3
Основное и возбужденное состояние азота
При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.
Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.
Природные соединения
В природе азот встречается в виде следующих соединений:
- Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
- Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
- KNO3 — индийская селитра, калиевая селитра
- NaNO3 — чилийская селитра, натриевая селитра
- NH4NO3 — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)
Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако,
следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.
Получение
В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения их сжиженного воздуха получают азот.
Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.
В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония
NH4NO2 → (t) N2 + H2O
Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.
HNO3(разб.) + Zn → Zn(NO3)2 + N2 + H2O
Химические свойства
Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.
Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение
азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.
- Реакция с металлами
- Реакция с неметаллами
Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.
N2 + Li → Li3N (нитрид лития)
N2 + Mg → (t) Mg3N2
N2 + Al → (t) AlN
Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.
N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3
Аммиак
Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.
Получение
В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.
N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3
В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.
NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
Химические свойства
Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.
- Реакция с водой
- Основные свойства
- Восстановительные свойства
Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.
NH3 + H2O ⇄ NH4OH
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)
Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные
восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.
NH3 + FeO → N2↑ + Fe + H2O
NH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2O
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.
NH3 + O2 → (t) N2 + H2O
NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O
Соли аммония
Получение
NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)
3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4
Химические свойства
Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
- Реакции с солями
- Реакция гидролиза
- Реакции разложения
NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O
(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+
NH4OH ⇄ NH3 + H2O
NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑
(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑
NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O
NH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O
(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4
Оксид азота I — N2O
Закись азота, веселящий газ — N2O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.
Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:
NH4NO3 → N2O + H2O
Оксид азота I разлагается на азот и кислород:
N2O → (t) N2 + O2
Оксид азота II — NO
Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.
Получение
В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.
NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O
В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.
Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Химические свойства
На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO2.
NO + O2 → NO2
Оксид азота III — N2O3
При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.
Получение
Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.
As2O3 + HNO3 → H3AsO 3 + NO↑ + NO2↑
При охлаждении газов образуется оксид азота III.
NO + NO2 → N2O3
Химические свойства
Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислота — HNO2, соли которой называются нитриты (NO2-).
Реагирует с водой, основаниями.
H2O + N2O3 → HNO2
NaOH + N2O3 → NaNO2 + H2O
Оксид азота IV — NO2
Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.
Получение
В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при
разложении нитратов.
Cu + HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2
Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2
Химические свойства
Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.
- Окислительные свойства
- Реакции с водой и щелочами
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
NO2 + C → CO2 + N2
NO2 + P → P2O5 + N2
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
SO2 + NO2 → SO3 + NO
Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.
NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
NO2 + H2O + O2 → HNO3
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.