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) 3↓ + 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 2↓ + 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 σπ-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 2↓ + 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 σ, π-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)
Применяется в медицине как анестезирующее средство.
Триоксид диазотаN 2O 3.При низких температурах – синяя жидкость, ON=NO 2, формальная степень окисления азота +III. При 20 °C на 90 % разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO 2(«нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N 2O 3– кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO 2, при нагревании реагирует иначе:
3N 2O 3+ Н 2O = 2HNO 3+ 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO 2, например NaNO 2.
Получают взаимодействием NO с O 2(4NO + 3O 2= 2N 2O 3) или с NO 2(NO + NO 2= N 2O 3) при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» ядовиты и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.
Пентаоксид диазотаN 2O 5.Бесцветное твердое вещество, O 2N – О—NO 2, степень окисления азота +V. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO 2и O 2. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N 2O 5+ Н 2O = 2HNO 3
N 2O 5+ 2NaOH = 2NaNO 3+ H 2O
Получают дегидратацией дымящей азотной кислоты:
2HNO 3+ Р 2O 5= N 2O 5+ 2НРO 3
или окислением NO 2озоном при -78 °C:
2NO 2+ O 3= N 2O 5+ O 2
Азотная кислотаHNO 3.Оксокислота. Бесцветная жидкость. Молекула имеет искаженно-треугольное строение [N(O) 2(OH)] (sp 2– гибридизация), содержит ковалентные σπ-связи N=O и о-связь N – ОН. Разлагается при стоянии на свету (желтеет). Хорошо растворяет оксиды азота (красно-бурая «дымящая» кислота, плотность 1,56 г/мл). Неограниченно смешивается с водой, перегоняется при обычных условиях в виде азеотропной смеси (массовая доля кислоты 68,4 %, плотность 1,41 г/мл, температура кипения 120,7 °C), образует гидрат HNO 3Н 2O (точнее, H 3NO 4– ортоазотная кислота).
Сильная кислота в растворе, ион NO 3 -имеет строение правильного треугольника (sр 2-гибридизация). Нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, вытесняет слабые кислоты из их солей. Сильный окислитель в концентрированном растворе (за счет N v). Образует смесь продуктов восстановления азота – от N IVO 2до N -IIIН 4 +, в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя в этой смеси преобладают разные продукты (условно для концентрированной кислоты указывают NO 2, для разбавленной – NO, для очень разбавленной – NH 4 +).
