Аммиак NH 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Получение аммиака: В лаборатории: - презентация

1

2 Аммиак NH 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Получение аммиака: В лаборатории: 1. NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O 2. (NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O В промышленности: N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + 45,9 к Дж Условия: катализатор – пористое железо температура – 450 – 500 ˚С давление – 25 – 30 МПа

3 Химические свойства Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O 2. Каталитическое окисление аммиака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O

4 Химические свойства с оксидами металлов 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N H 2 O с сильными окислителями 2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6HCl (при нагревании) аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH 3 N 2 + 3H 2

5 Химические свойства Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + ) С водой: NH 3 + H 2 O = NH 4 OH С кислотами: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (аммиачная селитра)

6 Соли аммония Твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак. NH 4 Cl + KOH = KCl + NH 3 + H 2 O А также соли неустойчивы к нагреванию: NH 4 Cl = NH 3 + HCl

7 Оксиды азота В отличие от других элементов азот образует большое число оксидов: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 O 5. Оксид азота (I) N 2 O Бесцветный газ, без запаха, сладковатый на вкус, растворим в воде. При вдыхании вызывает судорожный смех, поэтому имеет название «веселящий газ».

8 Химические свойства Оксид азота (I) не взаимодействует с водой. Несолеобразующий оксид. Проявляет окислительные свойства, в нем, как и в кислороде, вспыхивает тлеющая лучина и ярко горит сера. При нагревании выше 600 °С разлагается со взрывом: 2N 2 O = 2N 2 + O 2. Взаимодействует с водородом: N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O. При поджигании смеси оксида азота (I) и аммиака происходит взрыв: 3N 2 O + 2NH 3 = 4N 2 + 3H 2 O. При взаимодействии с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 5N 2 O + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 10NO + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O. Получение Оксид азота (I) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре около 200 °С: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O,

9 Оксид азота (II) NO бесцветный газ, без вкуса и запаха, растворим в воде. Химические свойства Оксид азота (II) не взаимодействует с водой. Несолеобразующий оксид. Проявляет восстановительные свойства. Он легко окисляется кислородом: 2NO + O 2 = 2NO 2. Взаимодействует с перманганатом калия в кислой среде: 5NO + 3KMnO 4 + 2H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 3KNO 3 + Mn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O. Реагирует с сернистым газом: 2NO + 2SO 2 = 2SO 3 + N 2. При использовании родиевого катализатора окисляет угарный газ в углекислый: 2NO + 2CO = 2CO 2 + N 2,

10 Оксид азота (II) NO бесцветный газ, без вкуса и запаха, растворим в воде. Получение В лаборатории получают действием на медь разбавьленной азотной кислоты: 3Cu + 8HNO 3 = 2NO + 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O. В промышленности получают каталитическим окислением аммиака на платино-родиевом катализаторе при 700 °С: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O. В атмосфере образуется из простых веществ в грозовых разрядах: N 2 + O 2 = 2NO.

11 Оксид азота (III) N 2 O 3 крайне неустойчивое соединение и существует только при низких температурах. Синий в твердом и жидком состоянии. Химические свойства Типичный кислотный оксид, взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты: N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2. При взаимодействии со щелочами образуются соли азотистой кислоты – нитриты: N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O.

12 Оксид азота (III) N 2 O 3 крайне неустойчивое соединение и существует только при низких температурах. Синий в твердом и жидком состоянии. Получение Образуется при охлаждении до -36 °С смеси оксидов азота (II) и (IV): NO + NO 2 = N 2 O 3. При взаимодействии 50 %-ной азотной кислоты с оксидом мышьяка (III) при низкой температуре: 2HNO 3 + As 2 O 3 + 2H 2 O = 2H 2 AsO 4 + N 2 O 3. При обезвоживании азотистой кислоты: NaNO 2 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 2 ; 2HNO 2 = N 2 O 3 + H 2 O.

13 Оксид азота (IV) NO 2 и N 2 O 4 бурый газ, с резким удушливым запахом, ядовит, N 2 O 4 – бесцветен. Химические свойства хорошо растворим в воде, и взаимодействует с ней: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2, При температуре выше 0 °С реакция протекает по другому: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Если через воду пропускать смесь оксида азота (IV) и воздуха, то образуется только азотная кислота: 4NO 2 + 2H 2 O + О 2 = 4HNO 3. В его атмосфере горят углерод и сера: С + 2NO 2 = CO 2 + 2NO; S + 2NO 2 = SO 2 + 2NO.

14 Оксид азота (IV) NO 2 и N 2 O 4 бурый газ, с резким удушливым запахом, ядовит, N 2 O 4 – бесцветен. Получение В лаборатории образуется при взаимодействии меди с горячей концентрированной азотной кислотой: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O; при термическом разложении высушенных нитратов тяжелых металлов: 2Pb(NO 3 ) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2. В промышленности окисление оксида азота (II) кислородом: 2NO + O 2 = 2NO 2,

15 Оксид азота (V) N 2 O 5 бесцветные гигроскопичные кристаллы Химические свойства Разложение: 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2. При растворении в воде образует азотную кислоту: N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3. Является сильным окислителем: N 2 O 5 + I 2 = I 2 O 5 + N 2.

16 Оксид азота (V) N 2 O 5 бесцветные гигроскопичные кристаллы Получение Образуется при пропускании азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора (V): 2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3, Получается при окислении оксида азота (IV) озоном: 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2.

17 Азотистая кислота в чистом виде не выделена, существует только в разбавьленных водных растворах, в растворе имеет голубую окраску, устойчива при 0 °С. Является слабой кислотой. Химические свойства Разложение при нагревании 3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O. Взаимодействие с основаниями HNO 2 + NaOH = NaNO 2 + H 2 O. Окислительные свойства 2НNO 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2NO + 2H 2 O. Восстановительные свойства HNO 2 + Cl 2 + H 2 O = HNO 3 + 2HCl.

18 Азотистая кислота в чистом виде не выделена, существует только в разбавьленных водных растворах, в растворе имеет голубую окраску, устойчива при 0 °С. Является слабой кислотой. Получение Получается на холоде из растворов солей: AgNO 2 + HCl = AgCl + HNO 2.

19 Азотная кислота бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

20 Химические свойства 1. Общие с другими кислотами: 1. Очень сильная кислота. Индикаторы в её растворе изменяют цвет на красный. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO 3 H + + NO Реагирует с основными оксидами K 2 O + 2HNO 3 2KNO 3 + H 2 O 3. Реагирует с основаниями HNO 3 + NaOH NaNO 3 + H 2 O 4. Реагирует с солями, вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO 3 + Na 2 CO 3 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2

21 Химические свойства 2. Специфические. 1. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO 3 2H 2 O + 4NO 2 ­ + O 2 ­ Образуется бурый газ 2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

22 Химические свойства 3. Реагирует с неметаллами. HNO 3 (конц.) + неметалл = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO 2 + вода HNO 3 (разбавь.) + неметалл + вода = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO S + 6HNO 3(конц) H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O B + 3HNO 3(к) H 3 BO 3 + 3NO 2 3P + 5HNO 3 (р) + 2H 2 O 5NO + 3H 3 PO 4 4. Реагирует с металлами. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород HNO 3 + Me = соль + H 2 O + Х

23 ПРАВИЛА 1 правило правило концентрации Концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO2 Zn + 4HNO 3 (конц) = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Разбавленная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO 3Zn + 8HNO 3 (разб) = 3Zn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

24 ПРАВИЛА 2 правило правило металла Смотрим ряд активности металлов! А) С золотом (Au) и платиной (Pt)азотная кислота не реагирует ни при каких условиях. Б) Азотная кислота и металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода применимо правило 1 правило концентрации: Сu + 4HNO 3 (конц) = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 3Cu + 8HNO 3 (разб) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

25 В) Азотная кислота и металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода: вариантов продуктов немало, есть закономерность: NO2NON2ON2NH4NO3 РАЗБАВЛЕНИЕ

26 ПРАВИЛА

27 Смеси азотной кислоты А) Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж». Б) Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большая часть металлов, в том числе Золото и платину.

28 Нитраты Разложение нитратов металлов, стоящих в ряду напряжений ДО МАГНИЯ до нитритов: 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 Разложение нитратов металлов правее магния ( и после водорода) и до меди (Сu) на соответствующий оксид металла и оксид азота (IV) NO 2 : 2Сu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 Разложение нитратов металлов правее ртути до металла: 2AgNO 3 =2 Ag + 2NO 2 + O 2 Нитрат аммония разлагается до образования оксида азота(I) N 2 O: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

29 Фосфин (PH 3 ) бесцветный газ с запахом чеснока (с запахом гнилой рыбы). Очень ядовит. Воспламеняется на воздухе. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Кислотно-основные свойства. Фосфин образует с водой неустойчивый гидрат, проявляющий очень слабые основные свойства: PH 3 + H 2 O = PH 4 OH PH 3 + HCl = PH 4 Cl, 2PH 3 + H 2 SO 4 = (PН 4 ) 2 SO 4. Окислительно-восстановительные свойства. Фосфин – сильный восстановитель: 2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O, PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 8Ag + 8HNO 3.

30 Оксид фосфора Р 2 О 3 белое кристаллическое вещество, типичный кислотный оксид. А) При взаимодействии с водой на холоде образует фосфористую кислоту (средней силы): P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3 Б) При взаимодействии триоксида фосфора со щелочами образуется два типа солей – гидрофосфиты и дигидрофосфиты. P 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + H 2 O, P 2 O 3 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 3. В) Окисляется кислородом воздуха до пентаоксида: P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5.

31 Оксид фосфора(V) белое гигроскопичное кристаллическое вещество. Типичный кислотный оксид. Очень хорошо растворяется в воде, образуя ряд фосфорных кислот: метафосфорную: P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 пирофосфорную (дифосфорную): P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 ортофосфорную (фосфорную): P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

32 Оксид фосфора(V) белое гигроскопичное кристаллическое вещество. может образовывать три типа солей: Окислительные свойства для него не характерны, т.к. степень окисления +5 является для фосфора очень устойчивой.

33 Ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде, гигроскопична. Проявляет все химические свойства, характерные для кислот, образует три типа солей (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты): 2H 3 PO 4 + 3Ca = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2, H 3 PO 4 + Cu =, 2H 3 PO 4 + 3CaO = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O, 2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 = 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

34 Качественная реакция Качественной реакцией на фосфат-ион является реакция с катионом серебра; образуется осадок желтого цвета, не растворимый в слабокислых средах: 3AgNO 3 + K 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 + 3KNO 3.