Запаха, плохо растворим в

Р2Об +ЗН20 – 2Н3Р04.

2. Реакция с основными и амфотерными окси­дами с образованием солей:

Р2Об + ЗСаО – Са3(Р04)2,

3S03 + Ai203 – Ai2(S04 )3.

3. Реакция с основаниями с образованием солей:

С02 + Са(ОН)2 – СаСОз + Н20, 2С02 + Са(ОН)2 – Са(НС03)2.

4. Окислительно-восстановительные реакции:

S02 + 2H2S – 3S + 2Н20, 4Cr03 + С2Н5ОН – 2Cr203 + 2С02 + 3H20.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они реагируют и с кислотами, и с ще­лочами:

А1203 + 6НС1 – 2А1С13 + ЗН20,

А1203 + 2NaOH + ЗН20 – 2Na[Al(OH)4].

К амфотерным оксидам относятся А1203, Сг203, BeO, ZnO.

Основания

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых из отрицательных ионов образуются только ионы ОН-:

Fe(OH)2 Я Fe2+ + 20Н”, NH3 + Н20 pi NH4OH р» NH4 + ОН”.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (щелочи) и нераство­римые в воде.

Получение. 1. Обменные реакции:

CuS04 + 2КОН = Cu(OH)24. + K2S04, К2С03 + Ва(ОН)2 = 2КОН + BaC03J..

2. Реакция активных металлов или их оксидов с водой:

2U + 2Н20 – 2LiOH + H2t, BaO + Н20 = Ва(ОН)2.

3. Электролиз водных растворов:

2NaCl + 2Н20 – 2NaOH + Н2 + С12.

Химические свойства. 1. Термическое разложе­ние. Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20, Mg(OH)2 i – MgO + н2о.

2. Реакция с кислотными оксидами (только для щелочей):

NaOH + С02 = NaHC03.

3. Реакция нейтрализации с кислотами или ки­слыми солями:

Cu(OH)2 + H2S04 – CuS04 + 2H20, Са(ОН)2 + Са(НС03)2 – 2СаС034 + 2Н20.

Амфотерные основания проявляют также свой­ства слабых кислот и реагируют с щелочами:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

К амфотерным основаниям относятся А1(ОН)3> Zn(OH)2, Cr(OH)3 и др.

4. Окислительно-восстановительные реакции щелочей с некоторыми неметаллами:

2NaOH + Si + H20 – Na2Si03 + 2H2f.

Кислоты

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы Н+:

HN03 pt Н+ + N03, H2S Pi Н+ + HS~ j=s 2H+ + S2″.

По числу атомов водорода, способных к от­щеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HN02), двухосновные (Н2С03, H2S04) и трехосновные (Н3Р04). По составу ки­слоты делят на бескислородные и кислородсодержа­щие.

Получение. 1. Реакция кислотных оксидов с во­дой:

so3 + н2о – H2S04.

2. Соединение неметаллов с водородом: Н2 +S р» H2S.

3. Реакции обмена между солями и другими ки­слотами:

K2Si03 + 2НС1 – H2Si034 + 2КС1.

Химические свойства. 1. Реакции с металлами: Fe + H2S04(pp) – FeS04 + H2f.

2. Реакции с основными и амфотерными окси­дами и основаниями:

FeO + 2НС1 – FeCl2 + Н20, А1(ОН)3 + 3HN03 = A1(N03)3 + 3H20.

3. Обменные реакции с солями. Сильные кисло­ты вытесняют слабые из их солей:

CH3COONa + НС1 – СН3СООН + NaCl.

4. Специфические окислительно-восстановитель­ные реакции, связанные со свойствами анионов ки­слот:

H2S03 + С12 + Н20 – H2S04 + 2НС1.

РЬ + 4HN03(Komt) – Pb(N03 )2 + 2N02 + 2Н20, 3H2S + 2HN03(paa6) – 3S + 2NO + 4H20.

Соли

Солями называются электролиты, при диссоци­ации которых образуются катионы металлов (или ион аммония и комплексные ионы) и анионы ки­слотных остатков. Соли принято делить на три большие группы: средние, кислые и оснбвные. Кро­ме того, выделяют двойные, смешанные и ком­плексные соли.

Двойные соли образованы двумя катионами и одним анионом:

KA1(S04)2 Я К+ + А13+ + 2S04~.

Смешанные соли образованы одним катионом и двумя анионами:

] СаОС12 р» Са2+ + СГ + ОСГ.

Комплексные соли образованы сложным (ком­плексным) катионом

[Ag(NH3)2]Cl j=t [Ag(NH3)2]+ + СГ или анионом

К[А1(ОН)4] SK4 [Al(OH)4f.

Средние соли при диссоциации дают только ка­тионы металла (или NH4) и анионы кислотного остатка. Они являются продуктом полного замеще­ния атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.

Основные способы получения. 1. Реакции ки­слот с металлами, основными или амфотерными оксидами и основаниями:

Mg + H2S04 = MgS04 + H2t, Ag20 + 2HN03 – 2AgN03 + H20, Cu(OH)2 + 2HC1 – CuCl2 +■ 2H20.

2. Реакции оснований с кислотными и амфотер­ными оксидами и кислотами:

2КОН + so2 – K2S03 + н2о,

Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2Н20.

3. Реакции между кислотным и основным окси­дами:

CaO + S03 = CaS04.

4. Обменные реакции:

ВаС12 + MgS04 = MgCl2 + BaS044., НС1 + AgN03 = AgClJ. + HN03.

Химические свойства. 1. Термическое разложе­ние. Большинство солей при нагревании разлагает­ся:

СаС03 – СаО + С02,

NH4C1 – NH3 + НС1, 2Cu(N03 )2 – 2CuO + 4NOz + 02, (NH4)2Cr207 – Cr203 + N2 + 4H20.

2. Гидролиз:

ai3s3 + 6H20 – 2Al(OH)3 + 3H2S, K2S + H20 pt KHS + KOH, Fe(N03)3 + H20 t± Fe(0H)(N03 )2 + HN03.

3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями:

Pb(N03)2 + H2S = PbSJ. + 2HNOs,

Fe2(S04)3 + 3Ba(OH)2 = 2Fe(OH)34_ + 3BaS044., СаВг2 + K2C03 – CaC03J. + 2KBr.

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона:

2КМп04 + 16НС1 – 5С12 + 2КС1 + 2МпС12 + 8Н20, 2FeCl3 + H2S – SJ. + 2FeCl2 + 2HC1.

Кислые соли при диссоциации дают катионы металла (или NH4), ионы водорода и анионы ки­слотного остатка:

NaHC03 f± Na+ + НС03 ^ Na+ + Н+ + Cof~.

Они являются продуктом неполного замещения ато­мов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.

Способы получения. 1. Неполная нейтрализа­ция кислот:

NaOH + H2S04 – NaHS04 + Н20.

2. Действие избытка кислотных оксидов на основания:

Са(ОН)2 + 2С02 – Са(НС03)2.

3. Действие кислот на соли:

СаС03 + С02 + Н20 – Са(НС03)2.

Химические свойства. 1. Термическое разложе­ние с образованием средней соли:

Са(НС03)2 – CaC03i + C02t + Н20.

2. Реакция нейтрализации со щелочами: Са(НС03)2 + Са(ОН)2 – 2CaC03i + 2НгО.

Основные соли при диссоциации дают катионы металла, анионы кислотного остатка и ионы ОН”:

Fe(OH)Cl v± Fe(OH)+ + СГ *=> Fe2+ + ОН” + С1″.

Они являются продуктом неполного замещения групп ОН соответствующего основания на кислот­ные остатки.

Способы получения. 1. Осторожное добавление небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов:

А1С13 + 2NaOH – А1(ОН)2С1 + 2NaCl.

2. Действие солей слабых кислот на средние со­ли:

2MgCl2 + 2Na2C03 + Н20 –

– [Mg(0H)]2C03J. + С02 + 2NaCl.

Химические свойства. 1. Термическое разложе­ние:

[Cu(0H)]2C03 – 2СиО + С02 + Н20.

2. Реакция нейтрализации с кислотами: Fe(OH)Cl + НС1 f± FeCl2 + Н20.

8. ВОДОРОД. ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ Водород

Электронная конфигурация атома: lV.

Степени окислениях +1, -1.

Физические свойства. Водород — газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, хорошо раство­рим в некоторых металлах (Ni, Pd, Pt).

Получение. Лабораторные способы:

Взаимодействие металлов с кислотами:

Zn + 2НС1 – ZnCi2 + H2t-

Взаимодействие алюминия с водными раство­рами щелочей:

2А1 + 2NaOH + 6НаО – 2Na[Al(OH)4] + ЗН2-|\

Промышленные способы: 1. Электролиз водных растворов щелочей и солей:

2NaCl + 2НгО – H2t + Cl2-|- + 2NaOH.

2. Пропускание паров воды над раскаленным углем при температуре 1000° С:

с + н2о р» СО + Н2.

3. Конверсия метана при 900° С:

СН4 + Н20 СО + ЗН2.

4. Железопаровой способ:

3Fe + 4Н20 – Fe304 + 4Н2.

Химические свойства. 1. Реакции с неметал­лами. При обычных условиях водород реагирует лишь со фтором

Н2 + F2 – 2HF.

Взаимодействие с хлором происходит на свету:

Н2 + С12 – 2НС1,

с бромом и иодом — при сильном нагревании.

При поджигании происходит взаимодействие водорода с кислородом с образованием воды:

2Н2 + 02 – 2Н20.

При пропускании водорода через расплав серы образуется сероводород:

2Н2 + S – 2H2S.

При взаимодействии с азотом в присутствии же­леза в качестве катализатора происходит обрати­мый процесс образования аммиака:

ЗН2 +N2 ^ 2NH3.

2. Восстановительные свойства водород про­являет в реакциях с оксидами металлов:

СиО + Н2 – Си + Н20.

3. Окислительные свойства аодород проявляет при взаимодействии с активными металлами:

Н2 + 2Na – 2NaH.

Образующиеся гидриды легко гидролизуются водой и кислотами:

NaH + НС1 – NaCl + Н2-|\

Галогены н их соединения

Общая характеристика. Подгруппу галогенов составляют элементы фтор (F), хлор (С1), бром (Вг) и иод (I). Электронные конфигурации внешне­го слоя галогенов имеют вид nsznp5 (11 — 2, 3, 4 и 5). Степени окисления: от -1 до +7 (для фтора только -1).

Молекулы галогенов двухатомны. Окислитель­ная способность галогенов в ряду F2 — С12 — Вг2 — 12 ослабляется. Это подтверждается процессами вы­теснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогенов одородных кислот и их солей:

Br2 + 2HI – 12 + 2НВг, С12 + 2KBr – Br2 + 2КС1.

Физические свойства. При обычных условиях F2 — газ, который трудно сжижается, С12 — также газ, но сжижается легко, Вг2 — жидкость, 12 — твердое вещество.

Получение. 1. Электролиз растворов и распла­вов галогенидов.

2. Окисление галогеноводородных кислот:

Мп02 + 4НС1 – МпС12 + Cl2t + 2Н20, К2Сг2От + 14НС1 – 3Cl2t + 2КС1 +2СгС13 + 7Н20, 2KMn04 +16НС1 – 2МпС12 + 5Cl2t + 8Н20 + 2КС1.

Химические свойства. Наибольшей активно­стью обладает фтор. Большинство элементов да­же при комнатной температуре взаимодействует со фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

2F2 + 2Н20 – 4HF + 02.

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кисло­родом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подоб­но фтору:

2Fe + ЗС12 = 2FeCl3,

2Р(бел) + 6С12 – 2РС15.

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

С12 + Н20 НС1 + нею.

Смесь соляной (HC1) и хлорноватистой (НСЮ) кислот называется хлорной водой. НСЮ неустойчи­ва и разлагается на свету с выделением атомарного кислорода:

НСЮ – HC1 + О.

При взаимодействии хлора с щелочами на холо­де образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:

С12 + Са(ОН)2 – Са(С1)ОС1 + Н20.

При растворении хлора в горячем растворе ще­лочи происходит реакция:

ЗС12 + 6КОН – 5КС1 + КСЮ3 + ЗН20.

Бром, как и хлор, растворяется в воде и, ча­стично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим.

Галогеноводороды и галогеноводородные ки­слоты. Все галогеноводороды при обычных услови­ях газообразны. Полярность и прочность связи в ряду HF — НС1 — HBr — HI уменьшаются.

HF и НС1 получают взаимодействием их твер­дых солей с концентрированной серной кислотой при нагревании:

СаС12 + H2S04(KO„4) – CaS04 + 2НС1-|\

HBr и HI получить таким способом нельзя, по­скольку они — сильные восстановители и окисля­ются серной кислотой:

2KBr + 2H2S04(KOH4) – K2S04 + Br2 + 2Н20 + S02, 8KI + 5H2S04(Kohu) = 4K2S04 + 4I2 + 4H20 + H2S.

Поэтому HBr и HI получают гидролизом соответ­ствующих галогенидов фосфора:

РВг3 + ЗН20 = ЗНВг + Н3Р03. –

Все галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При этом образуются растворы соответству­ющих галогеноводородных кислот. Сила кислот в ряду HF — НС1 — HBr — HI увеличивается (HF — слабая кислота, остальные кислоты — сильные).

Все галогениды металлов, за исключением со­лей Ag и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая рас­творимость галогенидов серебра позволяет исполь­зовать обменную реакцию типа

Ag+ + НаГ – AgHalJ.

как качественную для обнаружения соответствую­щих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr — желтовато – белого, Agl — ярко-желтого цвета.

В отличие от других галогеноводородных кислот HF взаимодействует с оксидом кремния с образова­нием газообразного фторида кремния (IV):

Si02 + 4HF – SiF4t + 2Н20.

Кислородсодержащие соединения галогенов. Наиболее важными из таких соединений являют­ся кислородсодержащие кислоты хлора типа НСЮП (п 1-4) и соответствующие им соли.

В ряду НСЮ — НСЮ2 — НСЮ3 — НСЮ4 сила кислот увеличивается.

Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеет бертолетова соль (хло­рат калия) КСЮ3. В лабораторной практике КСЮ3 используется для получения 02 (в присутствии Мп02 в качестве катализатора).

2КСЮ3 – 2КС1 + 302.

В отсутствие катализатора хлорат калия при на­гревании диспропорционирует:

‘ 4КСЮ3 – КС1 + ЗКСЮ4.

601

химия

9. КИСЛОРОД. СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ Кнслород

Электронная конфигурация атома: ls22s22р4.

Степени окисления: -2, -1 (в пероксидах), +2 (F20).

Аллотропные модификации. 02 — кислород, 03 — озон. Озон — газ с резким запахом, неустой­чив.

Физические свойства. Кислород — бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде.

Получение. 1. В промышленности — перегонка жидкого воздуха.

2. В лаборатории — реакции термическог9 раз­ложения:

2KMn04 – К2Мп04 + Мп02 + Ozt, 4К2Сг207 = 4К2Сг04 + 2Сг203 + 302|, 2KN03 i 2KN02 + 02t, 2KC103 i 2KC1 + 302t-

Химические свойства. Кислород в реакциях со всеми элементами (кроме фтора) является окисли­телем.

1. Реакции с неметаллами происходят в основ­ном при нагревании.

4Р + 502 – 2Р205, S + 02 – S02, С + 02 – С02.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N2 + 02 2NO – Q.

2. Реакции с активными металлами происхо­дят при комнатной температуре, например:

4Li + 02 – 2Li20.

При нагревании натрия в сухом кислороде обра­зуется пероксид натрия:

2Na + 02 – Na202, при нагревании калия — надпероксид: К + 02 – К02.

3. При взаимодействии сложных веществ с ки­слородом образуются оксиды соответствующих эле­ментов.

2H? S + 302 – 2S02 + 2Н20.

Еще более сильным окислителем, чем кислород, является озон. Озон получают пропусканием элек­трического разряда через кислород:

302 203 – Q.

Качественной реакцией на озон является его взаимодействие с иодидом калия (с кислородом эта реакция не идет):

2KI + 03 + Н20 – I2 + 2КОН + 02.

Выделившийся иод фиксируют по посинению крахмала.

Сера и ее соединення

Сера. Электронная конфигурация атома: [Ne]3s23р4.

Степени окисления: -2, +4, +6.

Аллотропные модификации. Ромбическая, мо­ноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, молеку­лы которой состоят из восьми атомов.

Физические свойства. Сера — твердое кристал­лическое вещество желтого цвета.

Получение. 1. Неполное окисление сероводоро­да:

H2S + 02 – 2S + 2Н20 (недостаток 02).

2. Реакция Вакенродера:

2H2S + S02 – 3SJ. + 2Н20.

Химические свойства. 1. Окислительные свой­ства сера проявляет при взаимодействии с металла­ми:

Fe + S – FeS,

Hg + S – HgS.

Последняя реакция протекает при комнатной температуре.

2. Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:

S + 02 – so2.

Сера растворяется в концентрированных кисло­тах-окислителях:

S 4- 2H2S04(KOH4) = 3S02 + 2Н20, S + 6HN03(KOH4) – H2S04 + 6N02 + 2H20.

При кипячении в растворах щелочей сера может диспропорционировать:

3S + 6КОН – K2S03 + 2K2S + 3H20.

Сероводород, сероводородная кнслота, сульфи­ды. При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция

Н2 + S H2S

с очень малым выходом сероводорода H2S. Обычно H2S получают действием разбавленных кислот нз сульфиды:

FeS + 2НС1 – FeCl2 + H2Sf.

Сероводород H2S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, плохо растворим в воде.

Раствор сероводорода в воде представляет со­бой очень слабую сероводородную кислоту, которая двухосновна:

H2S HS”,

HS” + S2~.

Сероводородная кислота образует два типа со­лей: сульфиды (в воде растворимы только сульфи­ды щелочных металлов, аммония, кальция и бария) и гидросульфиды (устойчивы только в растворах). Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвер­гаются гидролизу.

Сульфиды металлов, стоящие в ряду напряже­ний левее железа, растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H2S04 – ZnS04 + H2Sf, CuS + H2S04 .

Качественная реакция на H2S и растворимые сульфиды:

H2S + Pb(NOs)2 – PbSJ. + 2HNOs.

PbS — осадок черного цвета.

Сероводородная кислота — очень сильный вос­становитель, Состав продуктов окисления серо­водородной кислоты зависит от силы и количества окислителя:

H2S + 4С12 + 4Н20 – H2S04 + 8НС1,

3h2s + 8hno3(kohl0 – 3h2s04 + 8no + 4h20, h2s + 3h2s04(koliuj – 4s02 + 4h20,

H2S + Br2 – S + 2HBr, 2FeCl3 + H2S – 2FeCl2 + S + 2HC1.

Оксид серы (IV). Сернистая кислота. В промы­шленности S02 получают при обжиге сульфидов:

4FeS2 + 1Ю2 – 2Fe203 + 8S02.

В лаборатории S02 получают при действии силь­ных кислот на сульфиты:

Na2S03 + 2НС1 – 2NaCl + S02 + Н20.

SO2 — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде.

В водном растворе сернистого газа одновременно существуют следующие равновесия:

н2о + so2 h2so3 н+ + hs03 я 2н+ + sof~.

Сернистая кислота дает два ряда солей: сред­ние — сульфиты и кислые — гидросульфиты.

Химические реакции, характерные для S02, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1. Кислотно-осндвные реакции, протекающие без изменения степени окисления:

Са(ОН)2 + S02 – CaSOgi + Н20.

2. Реакции окисления:

Na2S03 + С12 + Н20 – Na2S04 + 2НС1, S02 + Вг2 + 2Н20 – H2S04 + 2НВг.

Качественная реакция на S02 и сульфиты — обесцвечивание раствора перманганата калия:

5S02 + 2KMn04 + 2Н20 – 2H2S04 + K2S04 + MnS04.

3. Реакции восстановлениях

so2 + c = s + co2,

S02 + 2H2S – 3S + 2H20.

Оксид серы (VI). Серная кислота. S03 — бес­цветная жидкость с Тпл ~ 16,8 °С и Гкип – – 44,8 °С.

Оксид серы (VI) получают окислением S02 ки­слородом в присутствии катализатора (V2Os):

2S02 + 02 7* 2SOs.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

so3 + Н20 – H2S04.

S03 очень хорошо растворяется в 100% – ной сер­ной кислоте. Такой раствор называется олеумом.

Серная кислота H2S04 — тяжелая вязкая жид­кость, смешивается с водой в любых отношениях. Ее раствор в воде является сильной кислотой, ко­торая образует два ряда солей: сульфаты и гидро­сульфаты.

При взаимодействии концентрированной сер­ной кислоты с различными металлами, как прави­ло, происходит ее восстановление до S02:

Zn + 2H2S04(KOH4) – ZnS04 + S02f + 2H20.

Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор:

Си + 2H2S04 – CuS04 + S02f + 2Н20, 2Ag + 2H2S04 – Ag2S04 + S02f + 2H20,

С + 2H2S04 – C02t + 2S02t + 2H20, 2P + 5H2S04 – 2H3P04 + 5S02f + 2H20.

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду активности левее водоро­да, за счет ионов Н+, например:

Zn + H2S04(paa6) – ZnS04 + H2t.

Качественная реакция на серную кислоту и рас­творимые сульфаты — образование белого осадка сульфата бария, нерастворимого в кислотах и ще­лочах:

Ва2+ + Sof~ – BaS044..

603

химия

10. АЗОТ, ФОСФОР И ИХ СОЕДИНЕНИЯ Азот и его соединения

Азот. Электронная конфигурация атома: l822s22р3. .

Степени окисления: от -3 до +5.

Физические свойства. Азот N2 в свободном со­стоянии — газ без цвета и запаха, мало растворим в воде.

Получение. 1. В промышленности азот получа­ют перегонкой жидкого воздуха.

2. В лаборатории для получения азота использу­ют разложение нитрита аммония:

NaN02 + NH4C1 – N2f + NaCl + 2Н20.

Химические свойства. В молекуле N2 ато­мы связаны тремя ковалентными связями (две 7Г – связи, одна сг-связь), поэтому молекула обладает низкой реакционной способностью.

1. Реакции с активными металлами. При обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид:

6Li + N2 – 2Li3N.

С натрием, кальцием и магнием реакция идет при нагревании. Образующиеся нитриды пол­ностью гидролизуются при контакте с водой:

Ca3N2 + 6Н20 – ЗСа(ОН)2 + 2NH3f.

2. Реакции с неметаллами, а) Азот реагирует с кислородом при высокой температуре или в элек­трическом разряде:

n2 + 02 7± 2NO.

б) Реакция азота с водородом происходит при нагревании, высоком давлении и в присутствии ка­тализатора:

N2 + ЗН2 j=t 2NH3.

Аммиак NH3 представляет собой бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом, хорошо рас­творим в воде.

Получение. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH4CI + КОН – NH3f + КС1 + Н20, или в ионном виде:

NH4 + ОН” – NH3t + Н20. Это качественная реакция на ион аммония.

Химические свойства. 1. Восстановительные свойства. При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов, кислородом образует­ся азот:

2NH3 + ЗВг2 – N2 + 6НВг, 2NH3 + ЗСиО – ЗСи + N2 + ЗН20, 4NH3 + 302 – 2N2 + 6Н20.

В присутствии катализатора аммиак может оки­сляться и до оксида азота NO:

4NH3 + бОа Д 4NO + 6Н20.

2. Основные свойства аммиака обусловлены на­личием неподеленной пары электронов у атома азо­та. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

NH3 + Н20 NH4OH <± NH4 + ОН”.

При взаимодействии аммиака с кислотами обра­зуются соли аммония, которые при нагревании раз­лагаются:

NH4CI – NH3 + НС1, NH4HC03 – NH3 + н2о + co2, NH4N03 – N20 + 2Н20.

Оксиды азота. В оксидах азота его степень оки­сления меняется от +1 до +5.

Оксид азота (I) N20 — бесцветный газ со сладковатым запахом, хорошо растворимый в во­де. Его получают разложением нитрата аммония. При 700°С N20 разлагается с выделением кислоро­да:

2N20 – 2N2 + 02.

Оксид азота (II) NO — бесцветный газ, плохо растворим в воде. В промышленности его получа­ют каталитическим окислением аммиака, в лабо­ратории — действием 30% -ной азотной кислоты на медь:

ЗСи + 8HN03 – 3Cu(N03)2 + 2NOf + 4Н20.

NO может проявлять свойства восстановителя: 2NO + 02 – 2N02

и окислителя:

2NO + 2SOz – 2S03 + N2.

Оксиды N20 и NO — несолеобразующие, они не реагируют с водой, щелочами и кислотами.

Оксид азота (IV) N02 — бурый газ с харак­терным запахом, очень ядовит. В промышленности N02 получают окислением NO, в лаборатории — действием концентрированной азотной кислоты на медь:

Си + 4HN03 – Cu(N03)2 + 2N02 + 2Н20.

При взаимодействии с водой N02 диспропорци- онирует, образуя азотистую и азотную кислоты:

2N02 + Н20 – HN02 + HN03.

Поскольку образующаяся азотистая кислота не­устойчива, то при нагревании реакция идет по- другому:

3N02 + HzO – 2HN03 + NO.

Если NO2 растворяют в воде в присутствии ки­слорода, то получают только азотную кислоту: