Овр аммиак с водой

Аммиак: получение и свойства

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С 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 непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.

Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Источник

Аммиак: решение уравнений ОВР методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры уравнений окислительно-восстановительных реакций аммиака (См. Аммиак и его свойства).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

Уравнения окислительно-восстановительных реакций аммиака

1. Уравнение термической реакции окисления аммиака:

2. Уравнение термической реакции окисления аммиака в присутствии платины, играющей роль катализатора:

3. Уравнение реакции аммиака с фтором:

4. Уравнение реакции аммиака с натрием:

5. Уравнение реакции аммиака с кальцием:

6. Уравнение реакции аммиака с алюминием:

7. Уравнение реакции аммиака:

8. Уравнение реакции аммиака:

9. Уравнение реакции аммиака:

10. Уравнение реакции аммиака:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

3. Химические свойства соединений азота с точки зрения изменения степеней окисления

Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:

8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl (в атмосфере хлора)

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 6H₂O

2NH₄Cl + 4CuO → 3Cu + N₂ + CuCl₂ + 4H₂O

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O (t)

2NH₃ + 2K₂FeO₄ + 5H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 2K₂SO₄ + 8H₂O

8NH₃ + 3KBrO₄ → 3KBr + 4N₂ + 12H₂O

2NH₃ + 3KClO → 3KCl + N₂ + 3H₂O

4NH₃ + 3Ca(ClO)₂ → 3CaCl₂ + 2N₂ + 6H₂O

2NH₃ + 2NaMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2NaOH + 2H₂O

2NH₃ + 6NaMnO₄ + 6NaOH → 6Na₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O

2NH₃×H₂O + 2KMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 4H₂O

Чтобы легко запомнить следующие реакции, нужно помнить, что нитрат аммония разлагается при нагревании на оксид азота (I) и воду

Cl + K → + KCl +

А также нужно помнить термическое разложение нитрита аммония на азот и воду (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O):

Cl + Na → + NaCl + 2

Реакции термического разложения нитрата и нитрита аммония также часто встречаются на экзамене.

В присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II), а не простого вещества:

4NH₃ + 5O₂ → 2NO + 6H₂O (t, Pt)

Нитриды (и для аналогии фосфиды) активных металлов легко реагируют с водой и растворами кислот:

1. Реакции с водой:

Mg₃N₂ + H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

Na₃N + H₂O → NaOH + NH₃

Ca₃P₂ + ­­6H₂O → 3Ca(OH)₂ +2PH₃

2. В реакциях с кислотами образуются соли (в случае нитридов) или фосфин (в случае фосфидов):

Zn₃P₂ + 6HCl → 3ZnCl₂ + 2PH₃

Азотная кислота

Чем более разбавленной является кислота, тем более сильным окислителем она является.

Изменение степени окисления азота в реакциях с сильным восстановителем:

N +5 + 8e → N –3 (NH₃ или NH₄NO₃) очень разбавленная HNO₃

N +5 + 5e → N 0 (N₂) разбавленная HNO₃

N +5 + 4e → N +1 (N₂O) разбавленная HNO₃, концентрированная

Изменение степени окисления азота в реакциях со слабым восстановителем:

N +5 + 3e → N +2 (NO) разбавленная HNO₃

N +5 + 1e → N +4 (NO₂) концентрированная HNO₃

Восстановители:

• Металлы, начиная с Fe
• Неметаллы
• Соли (если можем окислить)
• Оксиды (если можем окислить)
• HI и йодиды, H₂S и сульфиды

10HNO₃(разб.) + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O (возможно образование N₂)

С неметаллами образуются соответствующие кислоты:

10HNO₃(конц.) + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O (t) (из галогенов реакция идет только с йодом)

8HNO₃(к) + H₂S → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

8HNO₃(к) + Na₂S → Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

4HNO₃(конц.) + CuS → Cu(NO₃)₂ + S + 2NO₂ + 2H₂O

8HNO₃ + Cu₂S → 2Cu(NO₃)₂ + S + 4NO₂ + 4H₂O

12HNO₃ + Cu₂S → CuSO₄ + Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

16HNO₃(к) + Mg₃P₂ → Mg₃(PO₄)₂ + 16NO₂ + 8H₂O

16HNO₃(к) + Ca(HS)₂ → H₂SO₄ + CaSO₄ + 16NO₂ + 8H₂O

8HNO₃(к) + AlP&nbsp → AlPO₄ + 8NO₂­ + 4H₂O

В избытке кислоты фосфат алюминия (см. предыдущую реакцию) растворяется:

11HNO₃(к, изб.) + AlP → H₃PO₄ + Al(NO₃)₃ + 8NO₂ + 4H₂O

Окисляем металл соли или оксида:

10HNO₃(к) + Fe₃O₄ → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

4HNO₃(к) + FeO → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

HNO₃(к) + FeSO₄ → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + H₂SO₄ + H₂O

4HNO₃(к) + CrCl₂ → Cr(NO₃)₃ + NO₂ + 2HCl + H₂O (ионы Cl – азотная кислота окислить не может)

Одновременное окисление катиона и аниона:

14HNO₃(к) + Cu₂S → H₂SO₄ + 2Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

Нитраты

С металлами (Al, Zn, Mg) нитраты восстанавливаются до аммиака:

3NaNO₃ + 8Al + 5NaOH +18H₂O → 3NH₃ + 8Na[Al(OH)₄]

NaNO₃ + 4Zn + 7NaOH + 6H₂O → NH₃ + 4Na₂[Zn(OH)₄]

KNO₃ + 4Mg + 6H₂O → NH₃ + 4Mg(OH)₂ + KOH

При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

KNO₃ + MnO₂ + K₂CO₃ → KNO₂ + K₂MnO₄ + CO₂

Неметаллами нитраты восстанавливаются до азота либо нитрита:

С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

KNO₃ + NH₄Cl → N₂O + KCl + 2H₂O (NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O)

В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

Термическое разложение нитратов:

MNO₃ → MNO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li.

MNO₃ → MO + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.

MNO₃ → M + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu.

Нитриты

Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

С восстановителями нитриты восстанавливаются до N₂ или NO:

1) С солями аммония, по сути, идет разложение нитрита аммония:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂ + NaCl + 2H₂O (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O)

Ca(NO₂)₂ + (NH₄)₂SO₄ → 2N₂ + CaSO₄ + 4H₂O

2) Соединениями I – , Fe 2+ и др. нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

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

HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O.

2_properties» name=»NO₂_properties»>Оксиды азота

Оксид азота (IV), как правило, восстанавливается до NO или N₂:

10NO₂ + 4P → P₂O₅ + 10NO (возможно образование N₂)

2NO₂ + 4Cu → N₂ + 4CuO

Оксид азота (IV) диспропорционирует в реакциях с водой и растворами щелочей и карбонатов щелочных металлов:

Т.к. оксиду NO₂ соответствуют две кислоты, при взаимодействии с щелочью или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO (растворение газа в воде в отсутствии кислорода)

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 :

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ (растворение в избытке кислорода)

Оксид азота (II), как правило, окисляется до N +5 :

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO₃ + 3KCl + H₂O

8NO + 3HClO₄ + 4H₂O → 8HNO₃ + 3HCl

14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O → 14HNO₃ + 3Br₂

2NO + O₂ → 2NO₂ (идет самопроизвольно на воздухе)

2NO + 2Cu → N₂ + 2CuO (500-600°C).

Как и все оксиды азота, N₂O является окислителем, способным окислять металлы:

N₂O + Cu → CuO + N₂

N₂O + Cu₂O → 2CuO + N₂.

Источник