Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Уравнения важнейших реакций:

Получение: в лаборатории– вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):

или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.

В промышленностиаммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиакаNH ₃Н ₂O.Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH ₃и Н ₂O, связанные слабой водородной связью H ₃N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH ₄ ^-и анион ОН ^-). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp ³-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N ^III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция– образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.

Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.

В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH ₃Н ₂O и лишь 0,4 % ионов NH ₄ ⁺и ОН ^-(за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH ₄OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:

NH ₃Н ₂O (конц.) = NH ₃^ + Н ₂O (кипячение с NaOH)

NH ₃Н ₂O + НCl (разб.) = NH ₄Cl + Н ₂O

3(NH ₃Н ₂O) (конц.) + CrCl ₃= Cr(OH) ₃V + 3NH ₄Cl

8(NH ₃Н ₂O) (конц.) + ЗBr _2(р)= N ₂^ + 6NH ₄Br + 8Н ₂O (40–50 °C)

2(NH ₃Н ₂O) (конц.) + 2КMnO ₄= N ₂^ + 2MnO ₂V + 4Н ₂O + 2КОН

4(NH ₃Н ₂O) (конц.) + Ag ₂O =2[Ag(NH ₃) ₂]OH + 3H ₂O

4(NH ₃Н ₂O) (конц.) + Cu(OH) ₂+ [Cu(NH ₃) ₄](OH) ₂+ 4Н ₂O

6(NH ₃Н ₂O) (конц.) + NiCl ₂= [Ni(NH ₃) ₆]Cl ₂+ 6Н ₂O

Разбавленный раствор аммиака (3—10 %-ный) часто называют нашатырным спиртом(название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5—25 %-ный) – аммиачной водой(выпускается промышленностью).

7.4.2. Оксиды азота. Азотная кислота

Монооксид азотаNO.Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную -связь ( N=O), в твердом состоянии димер N ₂O ₂со связью N – N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Мало растворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. Весьма реакционноспособна смесь NO и NO ₂(«нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.

Уравнения важнейших реакций:

2NO + O ₂(изб.) = 2NO ₂(20 °C)

2NO + С (графит) = N ₂+ СO ₂(400–500 °C)

lONO + 4Р (красн.) = 5N ₂+ 2Р ₂O ₅(150–200 °C)

2NO + 4Cu = N ₂+ 2Cu ₂O (500–600 °C)

Реакции смеси NO и NO ₂:

NO + NO ₂+ Н ₂O = 2HNO _2(p)

NO + NO ₂+ 2KOH (разб.) = 2KNO ₂+ H ₂O

NO + NO ₂+ Na ₂CO ₃= 2NaNO ₂+ CO ₂(450–500 °C)

Получение: в промышленности– окисление аммиака (см.) кислородом на катализаторе, в лаборатории– взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:

8HNO ₃(хол.) + 6Hg = 3Hg ₂(NO ₃) ₂+ 2 NO^ + 4Н ₂O

или восстановление нитритов:

2NaNO ₂+ 2H ₂SO ₄(разб.) + 2NaI = 2 NO^ + I ₂V + 2H ₂O + 2Na ₂SO ₄

Диоксид азотаNO ₂.Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам – HNO ₂и HNO ₃(кислота для N ^IVне существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO ₂, на холоду жидкий бесцветный димер N ₂O ₄(тетраоксид диазота). Молекула NO ₂– радикал со строением незавершенного треугольника [-N(O) ₂] (sр ²-гибридизация) с ковалентными , -связями N=O. Молекула N ₂O ₄содержит очень длинную связь N – N (175 пм), которая легко разрывается при температуре выше комнатной (в интервале 20,7—135,0 °C). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Усиливает химическую активность NO (см.). Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение: в промышленности– окисление NO (см.) кислородом воздуха, в лаборатории– взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:

6HNO ₃(конц., гор.) + S = H ₂SO ₄+ 6NO ₂^ + 2Н ₂O

5HNO ₃(конц., гор.) + Р (красн.) = Н ₃РO ₄+ 5NO ₂^ + Н ₂O

2HNO ₃(конц., гор.) + SO ₂= H ₂SO ₄+ 2NO ₂^

Оксид диазотаN ₂O.Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N=N=O, формальная степень окисления азота +I, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N ₂O + С = СO ₂+ 2N ₂ (450 °C)

N ₂O + Mg = N ₂+ MgO (500 °C)

Получают термическим разложением нитрата аммония:

NH ₄NO ₃= N ₂O + 2Н ₂O (195–245 °C)