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

Гидрат аммиака NH₃ Н₂O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH₃ и Н₂O, связанные слабой водородной связью H₃N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH₄^- и анион ОН^-). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp³-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 NH₃ Н₂O и лишь 0,4 % ионов NH₄⁺ и ОН^- (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH₄OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:

NH₃ Н₂O (конц.) = NH₃↑ + Н₂O (кипячение с NaOH)

NH₃ Н₂O + НCl (разб.) = NH₄Cl + Н₂O

3(NH₃ Н₂O) (конц.) + CrCl₃ = Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

8(NH₃ Н₂O) (конц.) + ЗBr_2(р) = N₂↑ + 6NH₄Br + 8Н₂O (40–50 °C)

2(NH₃ Н₂O) (конц.) + 2КMnO₄ = N₂↑ + 2MnO₂↓ + 4Н₂O + 2КОН

4(NH₃ Н₂O) (конц.) + Ag₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

4(NH₃ Н₂O) (конц.) + Cu(OH)₂ + [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

6(NH₃ Н₂O) (конц.) + NiCl₂ = [Ni(NH₃)₆]Cl₂ + 6Н₂O

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 азота NO. Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь ( N=O), в твердом состоянии димер N₂O₂ со 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 NO₂ («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.

Уравнения важнейших реакций:

2NO + O₂ (изб.) = 2NO₂ (20 °C)

2NO + С (графит) = N₂ + СO₂ (400–500 °C)

lONO + 4Р (красн.) = 5N₂ + 2Р₂O₅ (150–200 °C)

2NO + 4Cu = N₂ + 2Cu₂O (500–600 °C)

Реакции смеси NO и NO₂:

NO + NO₂ + Н₂O = 2HNO_2(p)

NO + NO₂ + 2KOH (разб.) = 2KNO₂ + H₂O

NO + NO₂ + Na₂CO₃ = 2NaNO₂ + CO₂ (450–500 °C)

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

8HNO₃ (хол.) + 6Hg = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

или восстановление нитритов:

2NaNO₂ + 2H₂SO₄ (разб.) + 2NaI = 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O + 2Na₂SO₄

Диоксид азота NO₂. Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам – HNO₂ и HNO₃ (кислота для N^IV не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO₂, на холоду жидкий бесцветный димер N₂O₄ (тетраоксид диазота). Молекула NO₂ – радикал со строением незавершенного треугольника [-N(O)₂] (sр²-гибридизация) с ковалентными σ, π-связями N=O. Молекула N₂O₄ содержит 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:

6HNO₃ (конц., гор.) + S = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2Н₂O

5HNO₃ (конц., гор.) + Р (красн.) = Н₃РO₄ + 5NO₂↑ + Н₂O

2HNO₃ (конц., гор.) + SO₂ = H₂SO₄ + 2NO₂↑

Оксид диазота N₂O. Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N=N=O, формальная степень окисления азота +I, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N₂O + С = СO₂ + 2N₂ (450 °C)

N₂O + Mg = N₂ + MgO (500 °C)

Получают термическим разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2Н₂O (195–245 °C)