V группа, главная подгруппа - общая характеристика.

V группа, главная подгруппа - общая характеристика.

	Электронная конфигурация внешнего слоя	Металл-неметалл	Характерные степени окисления	Оксиды, тип	Водородные соединения
N	ns^2np^3	Неметаллы	-3,+1, +2, +3, +4, +5	N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5	NH3
P	-3,+1, +3,+5	P2O3, P2O5	PH3
As	-3, +3, +5	As2O3, As2O5	AsH3
Sb	Металлы	+3, +5	Sb2O3, Sb2O5	SbH3
Bi	+3, +5	Bi2O3	-

Азот

Часть 1. Простое вещество.

:N≡N: Связь – ковалентная неполярная. В молекуле имеются одна сигма и две пи- связи.	Степени окисления: –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Электронная формула: 1s^22s^22p^3 2s 2p Физические свойства: Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде.
Получение азота: 1) разложение нитрита аммония: NH4NO2 - t → N2 + 2H2O 2) горение аммиака: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 3) В промышленности азот получают из воздуха.	Нахождение в природе: Азот является основной частью ВОЗДУХА (79% по объёму). В земной коре встречается в основном в виде нитратов. В живых организмах входит в состав аминокислот, белков и нуклеиновых кислот.

Химические свойства:

1) из-за тройной связи азот очень малоактивен.

При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 2000⁰С (в природе – во время грозы):

N₂ ⁰ + O₂ ⇄ 2N ⁺² O - Q

 

2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании: N₂ + 6Li = 2Li₃N – нитр ИД лития. N₂ + 3Ca -t→ Ca₃N₂

 

3) С водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора: N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃ (t,p,kat)

 

4) Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором: N₂ + F₂ = NF₃

 

5) При высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, бором.

Соединения азота(‑3)

1. Нитриды металлов: - твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение: N2 + 6Li = 2Li3N

Свойства: гидролизуются водой и кислотой. Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3 Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

2. Аммиак NH₃

Бесцветный газ с резким запахом, бесцветный, легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

В молекуле аммиака – ковалентные полярные связи, атом азота находится в состоянии sp³-гибридизации.

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды (для газов, малорастворимых в воде).

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и хорошо растворим в воде.

Свойства аммиака:

1.В водном растворе аммиак проявляет основные свойства.Он взаимодействует с водой, создавая щелочную среду. Принимая протон от кислот, он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе	:NH3 + H2O ⇄ NH4^+ + OH^-(в растворе); :NH3 + H^+ = NH4^+ (в растворе); :NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).
2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ:	NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 гидросульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 сульфат аммония.
3. Реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:	FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы:	4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO:	4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака), 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление).
6. Аммиак способен восстанавливать не очень активные металлы из их оксидов:	3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
7. Аммиак в реакциях является восстановителем	2NH3 + 3Вr2 = N2 + 6HBr 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
8. Жидкий аммиак способен реагировать с активными металлами.	2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 Амид натрия

Получение аммиака:

В лаборатории:

а) вытеснение щелочами из солей аммония

2NH₄Cl+Са(OH)₂ - ^t →CaCl₂+ 2NH₃+2Н₂O

б) гидролиз нитридов: Ca₃N₂ + 6H₂O = ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

 

2. В промышленности: N₂ + 3Н₂ (t, p, кат) ⇄ 2NH₃

Синтез проводят при температуре 500-550⁰С и в присутствии катализатора.

Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния.

Для полного использования исходных веществ применяют метод ЦИРКУЛЯЦИИ АЗОТОВОДОРОДНОЙ СМЕСИ: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Схема производства аммиака.

№	Аппарат	Назначение аппарата, процессы, протекающие в нём.
	трубопровод	Подаётся предварительно подготовленная смесь, состоящая из 3 объёмов водорода и 1 объёма азота.
	колонна синтеза	Колонна синтеза предназначена для проведения процесса синтеза аммиака. В контактном аппарате расположены полки с катализатором. Процесс синтеза является сильно экзотермическим, протекает с большим выделением тепла, часть которого расходуется на нагревание поступающей азотоводородной смеси. Смесь, выходящая из колонны синтеза, состоит из аммиака (20-30%) и не прорегировавших азота и водорода.
	сепаратор	Предназначен для отделения жидкого аммиака от газообразной фазы. Аммиак собирается в сборник, расположенный в нижней части сепаратора.
	циркуляционный насос	Предназначен для возвращения не прореагировавшей смеси в контактный аппарат. Благодаря циркуляции удаётся довести использование азотводородной смеси до 95%.

 

СОЛИ АММОНИЯ

Получение:

1) Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота à

NH₃ + HNO₃ à NH₄NO₃ (нитрат аммония) 2NH₄OH + H₂SO₄ à (NH₄)₂SO₄(сульфат аммония) + 2Н₂O

NH₃ + H₂SO₄ à NH₄НSO₄(гидросульфат аммония)

2) В обменных реакциях между солями: NH₄Cl + AgNO₃ à AgCl ↓+ NH₄NO₃

3) Из кислой соли при добавлении аммиака получается средняя соль: NH₄НSO₄+ NH₃ à (NH₄)₂SO₄

Химические свойства.

1. Соли аммония – хорошо растворимы в воде, полностью диссоциируют.	NH4Cl ⇄ NH4^+ + Cl^-
2. Разложение при нагревании. a) разложение без ОВР, с выделением аммиака: хлорид, карбонат, фосфат, сульфат. b) окислительно-востановительное разложение: нитрат, нитрит, дихромат.	а)NH4Cl ⇄NH3­ + HCl­ NH4HCO3 =NH3­ + Н2O­ + CO2­ b) NH4NO3 = N2O­ + 2Н2O­ NH4NO2 = N2­ + 2Н2O­ (NH4)2Cr2O7 = N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­
3. Реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями (если выделяется осадок, газ)	a) (NH4)2CO3 +2НCl =2NH4Cl + Н2O + CO2­↑ CO3^2- + 2H^+ = Н2O + CO2­ b) (NH4)2SO4+Ba(NO3)2= BaSO4 ↓+2NH4NO3 Ba^2++ SO4^2- = BaSO4 с) NH4NO3 + KOH à KNO3 + NH3↑ + H2O NH4^+ + OH ¯ à NH3↑ + H2O
4.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:	NH4Cl + Н2O ⇄ NH4OH + HCl NH4^+ + Н2O ⇄ NH4OH + H^+

ОКСИДЫ АЗОТА

N2O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"	NO ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА	N2O3 ОКСИД АЗОТА (III), АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД	NO2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ»	N2O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
Бесцветный газ	Бесцветный газ	темно-синяя жидкость (при низких температурах).	бурый газ	крист. вещество, легко плавится (ок.40 °)
несолеобра-зующий	несолеобра-зующий	кислотный	кислотный* (даёт 2 кислоты)	кислотный

N₂O – Несолеобразующий оксид.

Получение: NH4NO3 =N2O + 2Н2O

Химические свойства: 1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N2O = 2N2+ O2 2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород. С водородом: N2O + H2 = N2 + Н2O, с углеродом: N2O + C à N2 + CO с фосфором: 5N2O + 2Р à 5N2 + Р2O5

NO - Несолеобразующий оксид

Получение: 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O 2. 3Cu+HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O 3. N2 + O2 =2NO (в природе, во время грозы, 2000 градусов)

Химические свойства: 1. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 = 2NO2 2NO + Cl2 = 2NOCl (хлористый нитрозил) 2.Может быть окислителем, переходя в простое вещество азот: в нём могут гореть водород, углерод и т.п. 2NO + 2H2 =N2 + 2H2O 2NO + 2SO2 =2SO3 + N2

N₂O₃ - азотистый ангидрид – кислотный оксид.

Получение: NO2 + NO ⇄ N2O3 (при охлаждении)

Химические свойства: 1) Неустойчив, разлагается на NO и NO2 2) N2O3 + 2NaOH =2NaNO2+ H2O (нитрит натрия) 3) N2O3 + H2O =2НNO2 (азотистая кислота) 4) N2O3 + К2O =2КNO2 (нитрит калия)

NO₂ -бурый газ, ядовит.

Химические свойства

1. Кислотный оксид, образует две кислоты сразу:	А) с водой: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 Б) со щелочами: 2NO2 +2NaOH =NaNO2+NaNO3 +H2O
2. Окислитель:	NO2 + SO2 = SO3 + NO 2NO2 + 2С = 2СO2 + N2 5NO2 + 2Р = Р2O5 + 5NO
3. Димеризация:	2NO2(бурый газ)⇄ N2O4(бесцветная жидкость) – димер.

Получение: 1. 2NO + O₂ = 2NO₂

2. Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

3. Разложение нитратов: Cu(NO₃)₂ –tà CuO + 2NO₂­ + O₂

N₂O₅ - азотный ангидрид

Получение: 1. Окисление диоксида азота: 2NO2 + O3 = N2O5 + O2 2. Обезвоживание азотной кислоты: 2HNO3 +P2O5 = 2HPO3 + N2O5

Химические свойства: 1. Кислотный оксид: a) С водой: N2O5 + H2O = 2HNO3 b) С основаниями: N2O5 + 2КОН = 2KNO3 + H2O c) С оксидами металлов: N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 2. Сильный окислитель: 2N2O5 + S = SO2 +4NO2 3. Легко разлагается (при нагревании – со взрывом): 2N2O5 = 4NO2 + O2

КИСЛОТЫ АЗОТА.

Азотистая Кислота HNO₂

Получение: Вытеснение из нитритов сильной кислотой: AgNO₂ + HCl = HNO₂ + AgCl↓

 

Химические свойства:

1. Слабая неустойчивая кислота: HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O

2. Разлагается: при нагревании: 3HNO₂ = HNO₃ + 2NO­ + H₂O

без нагревания: 2HNO₂ = NO₂ + NO­ + H₂O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями) 2НNO₂+2KI+2H₂SO₄=K₂SO₄+I₂ + 2NO + 2H₂O

4. Сильный восстановитель: HNO₂ + Cl₂ + H₂O = HNO₃ + 2HCl

HNO₂ + Н₂O₂ = HNO₃ + H₂O

Нитриты: Нитриты устойчивы к нагреванию, кроме нитрита аммония.

1. Получение: 2КОН + NO₂ + NO à 2KNO₂ + H₂O
2. Свойства. Могут быть и окислителями, и восстановителями:

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

2NaNO₂ + Na₂S + 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄ + S + 2NO + 2H₂O

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO₃

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

1. Щелочные металлы, кроме лития.	KNO3 –^tà КNO2 + O2 нитрит металла + кислород
2. От магния до меди + литий + щелочноземельные	Mg(NO3) 2–^tà MgO + NO2 + O2 оксид металла + NO2 + O2
3. После меди	AgNO3 –^tàAg + NO2 + O2 металл + NO2 + O2
4. Нитрат аммония и нитрит аммония	NH4NO3 –^tà N2O­ + 2H2O­ NH4NO2 –^tà N2­ + 2H2O­

Особые случаи:

Fe(NO₃) ₂ –tà Fe₂O₃ + NO₂ + O₂ - образуется оксид железа (III)

Mn(NO₃)₂ –tà MnO₂ + NO₂ - образуется оксид марганца (IV)

ФОСФОР

Электронная конфигурация Р 1s²2s²2p⁶3s²3p³

S 2s 2p 3s 3p 3d

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

^{образование возбужденного состояния.}

Возможные валентности: - в невозбужденном состоянии: III

- в возбужденном состоянии: V

Нахождение в природе

Встречается только в виде соединений. В основном это фосфаты (например, Ca₃(PO₄)₂) и апатиты 3Ca₃(PO₄)₂·СаF₂

 

ПОЛУЧЕНИЕ: Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи с углём и песком):

Ca₃(PO₄)₂+3SiO₂+5C –tà3CaSiO₃+5CO­ + 2P­. Красный и черный фосфор получают из белого.

Фосфиды металлов.

Получение: 2P + 3Mg = Mg3P2

Свойства:Разлагаются водой и кислотами: Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3­ Mg3P2 + 6H2O =3Mg(OH)2 + 2PH3­

ФОСФИН PH₃ – газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворим в воде, нестоек, ядовит. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются.

 

Получение: из фосфидов: Ca3P2 + 6HCl=3CaCl2 + 2PH3­ Ca3P2+6H2O=Ca(OH)2+2PH3­

Свойства: 1) Разлагается при нагревании: 2PH3 = 2P + 3H2 2) Проявляет очень слабые основные свойства: PH3 + HI = [PH4]^+I^- йодид фосфония – менее устойчив, чем соли аммония. 3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется: 2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О или РН3 + 2О2 = H3PO4

P₂O₃ (P₄O₆)- Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, в парах состоит из молекул P₄O₆. Кислотный оксид.

Получение. Окисление фосфора при недостатке кислорода: 4P + 3O2 = 2P2O3

Химические свойства. 1. Кислотный оксид ДВУХОСНОВНОЙ фосфористой кислоты: P2O3 + 3H2O = 2H3PO3 P2O3+ 4NaOH = 2Na2HPO3+ H2O 2. Сильный восстановитель: O2+P2O3=P2O5

H₃PO₃ Фосфористая кислота

Бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение: гидролиз хлорида фосфора (III) или реакция оксида фосфора (III) с водой. PCl₃+ 3H₂O =H₃PO₃+ 3HCl

и P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃

Химические свойства.

1) Водный раствор H₃PO₃ - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): H₃PO₃+ 2NaOH = Na₂HPO₃+ 2H₂O

2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин: 4H₃PO₃ = 3H₃PO₄+ PH₃

3) Восстановительные свойства: H₃P ⁺³ O₃+ HgCl₂+ H₂O = H₃ ⁺⁵ PO₄+ Hg + 2HCl

P₂O₅ (P₄O₁₀) Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

 

Белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅

Реакция с водой

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃ (мета фосфорная кислота) – в холодной воде

P₂O₅ +3H₂O = 2H₃PO₄ (орто фосфорная кислота) – при нагревании

2) Реакция с оксидами металлов P₂O₅ + 3BaO = Ba₃(PO₄)₂

3) реакция с основаниями P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄+ 3H₂O

4) P₂O₅ - сильное водоотнимающее средство, можно использовать для получения ангидридов сильных кислот: P₂O₅+ 2HNO₃ = 2HPO₃ + N₂O₅

P₂O₅+ 2HClO₄ = 2HPO₃+ Cl₂O₇

 

H₃PO₄ Ортофосфорная кислота.

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде.

Кислота трехосновная, прочная, нелетучая.

Получение: 1) P₂O₅+ 3H₂O = 2H₃PO₄

2) 3P + 5HNO₃+ 2H₂O = 3H₃PO₄+ 5NO­

3) Промышленный способ: обработка фосфорита концентрированной серной кислотой: Ca₃(PO₄)₂(твердый) + 3H₂SO₄(конц.) = 2H₃PO₄+ 3CaSO₄

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

V группа, главная подгруппа - общая характеристика.

	Электронная конфигурация внешнего слоя	Металл-неметалл	Характерные степени окисления	Оксиды, тип	Водородные соединения
N	ns^2np^3	Неметаллы	-3,+1, +2, +3, +4, +5	N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5	NH3
P	-3,+1, +3,+5	P2O3, P2O5	PH3
As	-3, +3, +5	As2O3, As2O5	AsH3
Sb	Металлы	+3, +5	Sb2O3, Sb2O5	SbH3
Bi	+3, +5	Bi2O3	-

Азот

Часть 1. Простое вещество.

:N≡N: Связь – ковалентная неполярная. В молекуле имеются одна сигма и две пи- связи.	Степени окисления: –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Электронная формула: 1s^22s^22p^3 2s 2p Физические свойства: Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде.
Получение азота: 1) разложение нитрита аммония: NH4NO2 - t → N2 + 2H2O 2) горение аммиака: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 3) В промышленности азот получают из воздуха.	Нахождение в природе: Азот является основной частью ВОЗДУХА (79% по объёму). В земной коре встречается в основном в виде нитратов. В живых организмах входит в состав аминокислот, белков и нуклеиновых кислот.

Химические свойства:

1) из-за тройной связи азот очень малоактивен.

При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 2000⁰С (в природе – во время грозы):

N₂ ⁰ + O₂ ⇄ 2N ⁺² O - Q

 

2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании: N₂ + 6Li = 2Li₃N – нитр ИД лития. N₂ + 3Ca -t→ Ca₃N₂

 

3) С водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора: N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃ (t,p,kat)

 

4) Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором: N₂ + F₂ = NF₃

 

5) При высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, бором.

Соединения азота(‑3)

1. Нитриды металлов: - твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение: N2 + 6Li = 2Li3N

Свойства: гидролизуются водой и кислотой. Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3 Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

2. Аммиак NH₃

Бесцветный газ с резким запахом, бесцветный, легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

В молекуле аммиака – ковалентные полярные связи, атом азота находится в состоянии sp³-гибридизации.

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды (для газов, малорастворимых в воде).

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и хорошо растворим в воде.

Свойства аммиака:

1.В водном растворе аммиак проявляет основные свойства.Он взаимодействует с водой, создавая щелочную среду. Принимая протон от кислот, он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе	:NH3 + H2O ⇄ NH4^+ + OH^-(в растворе); :NH3 + H^+ = NH4^+ (в растворе); :NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).
2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ:	NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 гидросульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 сульфат аммония.
3. Реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:	FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы:	4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO:	4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака), 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление).
6. Аммиак способен восстанавливать не очень активные металлы из их оксидов:	3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
7. Аммиак в реакциях является восстановителем	2NH3 + 3Вr2 = N2 + 6HBr 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
8. Жидкий аммиак способен реагировать с активными металлами.	2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 Амид натрия

Получение аммиака:

В лаборатории:

а) вытеснение щелочами из солей аммония

2NH₄Cl+Са(OH)₂ - ^t →CaCl₂+ 2NH₃+2Н₂O

б) гидролиз нитридов: Ca₃N₂ + 6H₂O = ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

 

2. В промышленности: N₂ + 3Н₂ (t, p, кат) ⇄ 2NH₃

Синтез проводят при температуре 500-550⁰С и в присутствии катализатора.

Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния.

Для полного использования исходных веществ применяют метод ЦИРКУЛЯЦИИ АЗОТОВОДОРОДНОЙ СМЕСИ: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Схема производства аммиака.

№	Аппарат	Назначение аппарата, процессы, протекающие в нём.
	трубопровод	Подаётся предварительно подготовленная смесь, состоящая из 3 объёмов водорода и 1 объёма азота.
	колонна синтеза	Колонна синтеза предназначена для проведения процесса синтеза аммиака. В контактном аппарате расположены полки с катализатором. Процесс синтеза является сильно экзотермическим, протекает с большим выделением тепла, часть которого расходуется на нагревание поступающей азотоводородной смеси. Смесь, выходящая из колонны синтеза, состоит из аммиака (20-30%) и не прорегировавших азота и водорода.
	сепаратор	Предназначен для отделения жидкого аммиака от газообразной фазы. Аммиак собирается в сборник, расположенный в нижней части сепаратора.
	циркуляционный насос	Предназначен для возвращения не прореагировавшей смеси в контактный аппарат. Благодаря циркуляции удаётся довести использование азотводородной смеси до 95%.

 

СОЛИ АММОНИЯ

Получение:

1) Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота à

NH₃ + HNO₃ à NH₄NO₃ (нитрат аммония) 2NH₄OH + H₂SO₄ à (NH₄)₂SO₄(сульфат аммония) + 2Н₂O

NH₃ + H₂SO₄ à NH₄НSO₄(гидросульфат аммония)

2) В обменных реакциях между солями: NH₄Cl + AgNO₃ à AgCl ↓+ NH₄NO₃

3) Из кислой соли при добавлении аммиака получается средняя соль: NH₄НSO₄+ NH₃ à (NH₄)₂SO₄

Химические свойства.

1. Соли аммония – хорошо растворимы в воде, полностью диссоциируют.	NH4Cl ⇄ NH4^+ + Cl^-
2. Разложение при нагревании. a) разложение без ОВР, с выделением аммиака: хлорид, карбонат, фосфат, сульфат. b) окислительно-востановительное разложение: нитрат, нитрит, дихромат.	а)NH4Cl ⇄NH3­ + HCl­ NH4HCO3 =NH3­ + Н2O­ + CO2­ b) NH4NO3 = N2O­ + 2Н2O­ NH4NO2 = N2­ + 2Н2O­ (NH4)2Cr2O7 = N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­
3. Реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями (если выделяется осадок, газ)	a) (NH4)2CO3 +2НCl =2NH4Cl + Н2O + CO2­↑ CO3^2- + 2H^+ = Н2O + CO2­ b) (NH4)2SO4+Ba(NO3)2= BaSO4 ↓+2NH4NO3 Ba^2++ SO4^2- = BaSO4 с) NH4NO3 + KOH à KNO3 + NH3↑ + H2O NH4^+ + OH ¯ à NH3↑ + H2O
4.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:	NH4Cl + Н2O ⇄ NH4OH + HCl NH4^+ + Н2O ⇄ NH4OH + H^+

ОКСИДЫ АЗОТА

N2O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"	NO ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА	N2O3 ОКСИД АЗОТА (III), АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД	NO2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ»	N2O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
Бесцветный газ	Бесцветный газ	темно-синяя жидкость (при низких температурах).	бурый газ	крист. вещество, легко плавится (ок.40 °)
несолеобра-зующий	несолеобра-зующий	кислотный	кислотный* (даёт 2 кислоты)	кислотный

N₂O – Несолеобразующий оксид.

Получение: NH4NO3 =N2O + 2Н2O

Химические свойства: 1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N2O = 2N2+ O2 2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород. С водородом: N2O + H2 = N2 + Н2O, с углеродом: N2O + C à N2 + CO с фосфором: 5N2O + 2Р à 5N2 + Р2O5

NO - Несолеобразующий оксид

Получение: 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O 2. 3Cu+HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O 3. N2 + O2 =2NO (в природе, во время грозы, 2000 градусов)

Химические свойства: 1. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 = 2NO2 2NO + Cl2 = 2NOCl (хлористый нитрозил) 2.Может быть окислителем, переходя в простое вещество азот: в нём могут гореть водород, углерод и т.п. 2NO + 2H2 =N2 + 2H2O 2NO + 2SO2 =2SO3 + N2

N₂O₃ - азотистый ангидрид – кислотный оксид.

Получение: NO2 + NO ⇄ N2O3 (при охлаждении)

Химические свойства: 1) Неустойчив, разлагается на NO и NO2 2) N2O3 + 2NaOH =2NaNO2+ H2O (нитрит натрия) 3) N2O3 + H2O =2НNO2 (азотистая кислота) 4) N2O3 + К2O =2КNO2 (нитрит калия)

NO₂ -бурый газ, ядовит.

Химические свойства

1. Кислотный оксид, образует две кислоты сразу:	А) с водой: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 Б) со щелочами: 2NO2 +2NaOH =NaNO2+NaNO3 +H2O
2. Окислитель:	NO2 + SO2 = SO3 + NO 2NO2 + 2С = 2СO2 + N2 5NO2 + 2Р = Р2O5 + 5NO
3. Димеризация:	2NO2(бурый газ)⇄ N2O4(бесцветная жидкость) – димер.

Получение: 1. 2NO + O₂ = 2NO₂

2. Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

3. Разложение нитратов: Cu(NO₃)₂ –tà CuO + 2NO₂­ + O₂

N₂O₅ - азотный ангидрид

Получение: 1. Окисление диоксида азота: 2NO2 + O3 = N2O5 + O2 2. Обезвоживание азотной кислоты: 2HNO3 +P2O5 = 2HPO3 + N2O5

Химические свойства: 1. Кислотный оксид: a) С водой: N2O5 + H2O = 2HNO3 b) С основаниями: N2O5 + 2КОН = 2KNO3 + H2O c) С оксидами металлов: N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 2. Сильный окислитель: 2N2O5 + S = SO2 +4NO2 3. Легко разлагается (при нагревании – со взрывом): 2N2O5 = 4NO2 + O2

КИСЛОТЫ АЗОТА.

Азотистая Кислота HNO₂

Получение: Вытеснение из нитритов сильной кислотой: AgNO₂ + HCl = HNO₂ + AgCl↓

 

Химические свойства:

1. Слабая неустойчивая кислота: HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O

2. Разлагается: при нагревании: 3HNO₂ = HNO₃ + 2NO­ + H₂O

без нагревания: 2HNO₂ = NO₂ + NO­ + H₂O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями) 2НNO₂+2KI+2H₂SO₄=K₂SO₄+I₂ + 2NO + 2H₂O

4. Сильный восстановитель: HNO₂ + Cl₂ + H₂O = HNO₃ + 2HCl

HNO₂ + Н₂O₂ = HNO₃ + H₂O

Нитриты: Нитриты устойчивы к нагреванию, кроме нитрита аммония.

1. Получение: 2КОН + NO₂ + NO à 2KNO₂ + H₂O
2. Свойства. Могут быть и окислителями, и восстановителями:

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

2NaNO₂ + Na₂S + 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄ + S + 2NO + 2H₂O

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO₃