Установите соответствие между органическим веществом и способом его промышленного получения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) метанол
Б) этилен
В) метан
1) выделяют из природного газа
2) получают при крекинге нефти
3) получают в процессе ароматизации нефти
4) получают из синтез-газа
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7927.
Установите соответствие между названием лабораторного оборудования и его применением; к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) стеклянная палочка
Б) металлический шпатель
В) ступка с пестиком веществ
1) взятие небольших порций сыпучих веществ
2) измельчение твёрдых веществ
3) измерение объёма жидкости
4) перемешивание жидкостей
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7892.
Установите соответствие между веществом и областью его применения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) фосфат кальция
Б) метан
В) нитрат аммония
1) удобрение
2) топливо для газовых плит
3) получение каучука
4) растворитель
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7857.
Установите соответствие между используемым в быту веществом и областью его применения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) пероксид водорода
Б) глицерин
В) стеарат натрия
1) используется для мытья рук и стирки белья
2) используется для обработки небольших ран и осветления волос
3) используется для снятия накипи со стенок металлической посуды
4) используется в парфюмерии и пищевой промышленности
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7822.
Установите соответствие между аппаратом, который используется в химическом производстве, и процессом, происходящим в этом аппарате: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) колонна синтеза
Б) контактный аппарат
В) компрессор
1) окисление оксида серы(IV)
2) сжатие газовой смеси
3) реакция азота с водородом
4) очистка газов от пыли
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7787.
Установите соответствие между высокомолекулярным веществом и формулой соответствующего ему мономера: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) изопреновый каучук
Б) полиэтилен
В) целлюлоза
1) C6H12O6
2) CH2=CH-CH3
3) CH2=C(CH3)-CH=CH2
4) CH2=CH2
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7752.
Установите соответствие между названием лабораторного оборудования и его применением: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) ступка с пестиком
Б) делительная воронка
В) колба коническая или растворов
1) хранение жидких веществ или растворов
2) измельчение твёрдых веществ
3) упаривание растворов
4) разделение несмешивающихся жидкостей
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7717.
Установите соответствие между природным источником углеводородов и продуктом, полученным в результате его переработки: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) уголь
Б) попутный нефтяной газ
В) нефть
1) аммиачная вода
2) сода кальцинированная
3) мазут
4) пропан
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7682.
Установите соответствие между органическим веществом и его природным источником или способом промышленного получения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) ацетилен
Б) метанол
В) пропан природного газа
ПРИРОДНЫЙ ИСТОЧНИК ИЛИ СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ
1) является основным компонентом природного газа
2) в значительных количествах содержится в попутном нефтяном газе
3) получают высокотемпературной обработкой метана
4) получают из синтез-газа
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7647.
Установите соответствие между аппаратом, который используется в химическом производстве, и процессом, происходящим в этом аппарате: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
А) компрессор
Б) сепаратор
В) контактный аппарат
1) окисление оксида серы(IV)
2) сжатие газовой смеси
3) охлаждение газовых смесей
4) отделение жидкостей от газов
P.S. Нашли ошибку в задании? Пожалуйста, сообщите о вашей находке 😉
При обращении указывайте id этого вопроса — 7612.
Для вас приятно генерировать тесты, создавайте их почаще
1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
Аммиак
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями
Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония
Оксиды азота
1. Оксид азота (I)
2. Оксид азота (II)
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)
Азотная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация азотной кислоты
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками
Соли азотной кислоты — нитраты
Соли азотистой кислоты — нитриты
- Положение в периодической системе химических элементов
- Электронное строение азота
- Физические свойства и нахождение в природе
- Способы получения азота
- Химические свойства азота
- Строение молекулы и физические свойства
- Способы получения аммиака
- Химические свойства аммиака
- Способы получения солей аммония
- Химические свойства солей аммония
- Оксид азота (I)
- Оксид азота (II)
- Оксид азота (III)
- Оксид азота (IV)
- Оксид азота (V)
- Строение молекулы и физические свойства
- Соли азотной кислоты — нитраты
- Соли азотистой кислоты — нитриты
- История открытия элемента
- Происхождение названия
Положение в периодической системе химических элементов
Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение азота
Электронная конфигурация азота в :
Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.
Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Физические свойства и нахождение в природе
Азот в природе существует в виде простого вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.
Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.
Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.
Структурная формула молекулы азота:
Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.
Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:
Типичные соединения азота:
Способы получения азота
Азот получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.
Суммарное уравнение процесса:
взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.
Азот также образуется при горении аммиака:
Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.
, разложением азида натрия:
Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:
В азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.
Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.
разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.
Основным принципом работы является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.
В основе работы разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.
Химические свойства азота
При нормальных условиях азот химически малоактивен.
Азот проявляет свойства (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с и .
Молекулярный азот при обычных условиях не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС), на электрической дуге (в природе – во время грозы)
N2 + O2 ⇄ 2NO – Q
Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.
При сильном нагревании (3000оС-5000оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует , фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:
Молекулярный азот, таким образом, не реагирует , фосфором, мышьяком, углеродом.
Азот взаимодействует при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:
N2 + ЗН2 ⇄ 2NH3
Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.
1.4. Азот реагирует с активными : с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.
, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:
2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.
Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.
, азот окисляет гидрид лития:
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 107,3о:
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:
– 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.
, 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.
получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
, гидролиз нитрида кальция:
аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3
Процесс проводят при температуре 500-550оС 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
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:
:NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–
Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.
растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
Как основание, аммиак взаимодействует в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
, 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 : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
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.
взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.
, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.
, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
Аммиак , образуя азот и воду:
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.
, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.
, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.
, оксид меди (II) окисляет аммиак:
Соли аммония это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.
Способы получения солей аммония
Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.
Соли аммония также получают в обменных реакциях между и другими солями.
, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:
Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.
, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:
Химические свойства солей аммония
Все соли аммония – , почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:
NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl–
Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.
, карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:
Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.
, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:
Взаимодействие с щелочами — на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.
Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:
NH4Cl + Н2O ↔ NH3 ∙ H2O + HCl
NH4+ + HOH ↔ NH3 ∙ H2O + H+
При нагревании соли аммония . При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:
Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:
190 – 245° C:
При температуре 250 – 300°C:
При температуре выше 300°C:
Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):
Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.
разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.
Оксид азота (I)
Оксид азота (I) – это . Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.
оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:
Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:
оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:
Химические свойства оксида азота (I):
При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства . Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.
Еще : оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:
При взаимодействии с сильными N2O может проявлять свойства восстановителя.
, N2O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:
Оксид азота (II)
Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.
В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.
, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:
Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:
2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:
3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:
Оксид азота (II) легко окисляется под действием .
, горит в атмосфере кислорода:
Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:
В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства . В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.
, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:
Оксид азота (III)
Оксид азота (III), азотистый ангидрид – . За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.
Способы получения: ожно получить при низкой температуре из оксидов азота:
NO2 + NO ↔ N2O3
Оксид азота (III) взаимодействует с с образованием азотистой кислоты:
N2O3 + H2O ↔ 2HNO2
Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:
, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:
Оксид азота (IV)
Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO2 характерна высокая химическая активность.
Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:
Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.
, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:
3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.
, при разложении нитрата серебра:
Оксид азота (IV) реагирует с с образованием двух кислот — азотной и азотистой:
Если растворение NO2 в воде проводить в , то образуется только азотная кислота:
Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO2 в теплой воде образуются HNO3 и NO:
При растворении оксида азота (IV) в образуются нитраты и нитриты:
В присутствии кислорода образуются только нитраты:
Оксид азота (IV) – В атмосфере оксида азота (IV) горят , , , оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):
Оксид азота (IV) :
2NO2 ⇄ N2O4
Оксид азота (V)
N2O5 – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.
Получение оксида азота (V).
Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:
Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):
Химические свойства оксида азота (V).
При растворении в оксид азота (V) образует азотную кислоту:
Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с и с образованием солей-нитратов.
, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:
Еще : оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:
За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – .
, он окисляет серу:
Оксид азота (V) при нагревании (со взрывом):
Строение молекулы и физические свойства
Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.
азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.
Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:
Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:
В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:
Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:
В промышленности азотную кислоту получают из . Процесс осуществляется стадийно.
Каталитическое окисление аммиака.
Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.
Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.
Азотная кислота – это . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет .
Азотная кислота практически полностью в водном растворе.
2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):
Еще : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:
Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).
, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
4. Азотная кислота частично при кипении или под действием света:
Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:
Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):
Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
С (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):
Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).
С (щелочными и щелочноземельными), а также и разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:
При взаимодействии и с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.
Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).
, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.
взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
зотная кислота окисляет (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):
Еще : азотная кислота окисляет йодоводород:
Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.
Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.
, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:
При нагревании до серной кислоты:
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):
Азотная кислота окрашивает в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).
Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.
обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.
Азотистая кислота HNO2 — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.
Получение азотистой кислоты.
Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.
, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:
Азотистая кислота 2 существует только в разбавленных растворах, при нагревании она :
без нагревания азотистая кислота также :
Азотистая кислота взаимодействует с .
, с гидроксидом натрия:
За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые . Окислительные свойства HNO2 проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.
, HNO2 окисляет иодоводород:
Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:
Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):
За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные . Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.
, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:
Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:
Соединения марганца (VII) окисляют HNO2:
Соли азотной кислоты — нитраты
Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.
Нитраты , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:
- Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до и кислорода.
, разложение нитрата натрия:
разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
- Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
, разложение нитрата меди (II):
- Нитраты малоактивных металлов () – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.
, нитрат серебра:
Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):
Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):
Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – .
, смесь 75% KNO3, 15% C и 10% S называют «черным порохом»:
Соли азотистой кислоты — нитриты
Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как свойства, так и
Кислород, галогены пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:
Лабораторные окислители — , — также окисляют нитриты до нитратов:
В кислой среде нитриты выступают в качестве .
При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):
При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:
Смесь нитратов и нитритов также проявляет свойства. , смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:
Азот. Соединения азота.
В лаборатории получают разложением нитрита аммония:
+ 2H
+ NH+ NaCl + 2H
В обычных условиях азот не реагирует ни с металлами (за исключением лития – с ним Nвзаимодействует при комнатной температуре), ни с неметаллами. При нагревании химическая активность азота повышается.
При взаимодействии с металлами образуются
+ 6 Li = 2Li + 6 Na
Нитриды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются водой и растворами кислот:
N + 3HO = 3LiOH + NH + 6HCl = 3CaCl + 2NH
Cнеметаллами азот взаимодействует только в специальных условиях – при высокой температуре, давлении, в присутствии катализатора или при пропускании сильного электрического разряда:
+ 3H
N + NH
Наиболее энергично аммиак реагирует с хлором и бромом, оксидами некоторых металлов, а также (при поджигании смеси или в присутствии катализатора) с кислородом:
+ 3Cl+ 6HCl
+ 3CuO = 3Cu + N + 3H
+ 3O = 2N+ 6H
+ 5O 4NO+ 6H
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
+ 3H+ 6H
За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием:
+ 2Na = 2NaNH
+ 2Al = 2AlN + 3H
Растворение аммиака в воде сопровождается химическим взаимодействием с ней:
O ↔ NH + OH
При взаимодействии с кислотами образуются соли аммония:
+ HCl = NH
= NH
= (NH
При взаимодействии аммиака с углекислым газом образуется карбамид (мочевина):
+ COCO + H
Аммиак вступает в реакции комплексообразования:
Все соли аммония проявляют общие свойства солей (взаимодействуют с растворами кислот, щелочей и других солей), а такжеподвергаются гидролизу и разлагаются при нагревании:
Cl + KOH = KCl + NHO (качественная реакция на NH
+ Ba(NO = 2NH + BaSO
+ HOH ↔ NHO + H
HS + 3HNO = S + 2NO + NH + 2H
Если соль не содержит аниона-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота:
+ HCl
+ CO
Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония:
+ 2H
O + 2HO (190 – 245° C)
= 2NO + 4HO (250 – 300° C)
= 2N + 4HO (выше 300° С)
+ 4H
В нормальных условиях NOхимически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:
O + H
O + Mg = N + MgO
O + 2Cu = N + Cu
O + 2NH = 4N
O + H
При взаимодействии с сильными окислителями NOможет проявлять свойства восстановителя
O + 3H + 2KMnO = 10NO + 2MnSO
В лаборатории получают взаимодействием 30%-ной азотной кислоты с некоторыми металлами:
3Cu + 8HNO = 3Cu(NO+ 2NO + 4H
Также NO можно получить по реакциям:
+ NaNO + 2HCl = FeCl + NaCl+ NO + H
+ 2HI = 2NO + I + 2H
На воздухе NO практически мгновенно окисляется до NO
= 2NO
По отношению к галогенам, озону также проявляет свойства восстановителя:
2NO + Cl= 2NOCl NO + O = NO
В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя:
2NO + 2H + 2HO 2NO + 2SO = 2SO
Кислотный оксид. Ангидрид азотистой кислоты. При взаимодействии с водой дает азотистую кислоту:
При взаимодействии с растворами щелочей образуются нитриты:
+ 2NaOH = 2NaNO
Очень ядовит! Для NOхарактерна высокая химическая активность: он взаимодействует с неметаллами (фосфор, уголь, сера горят в оксиде азота (IV), оксид серы (IV) окисляется до оксида серы VI)). В этих реакциях NO
+ 2S = N + 2SO
+ 2C = N + 2CO
+ 8P = 5N + 4P
+ SO = SO + NO
в воде приводит к образованию азотной и азотистой кислот:
O = HNO + HNO
Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NOв теплой воде образуются HNO
O = 2HNO + NO
При нагревании: 4NO + 2HO = 4HNO
Если растворение NO в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:
+ 2H
При растворении в щелочах – нитраты и нитриты:
+ 2NaOH = NaNO + NaNO
+ 2Ca(OH) = Ca(NO + Ca(NO + 2H
В присутствии кислорода – нитраты:
+ 4NaOH +O = 4NaNO + 2H
Кислотный оксид. Ангидрид азотной кислоты.
Растворяется в воде с образованием азотной кислоты:
O = 2HNO
в щелочах – с образованием нитратов:
+ 2NaOH = 2NaNO
существует только в разбавленных растворах, при нагревании которых она разлагается:
+ 2NO + H
Поскольку степень окисления азота в HNOравна +3, то азотистая кислота проявляет как окислительные свойства, так и восстановительные:
+ 2HI = 2NO + I + 2H
+ 2HMnO = 2Mn(NO + HNO + 3H
O = HNO + 2HCl
+ 3H + 6FeSO = 3Fe + 4H
При кипении (t= 85°C) и при длительном стоянии она частично разлагается:
+ 2H
Азотная кислота проявляет очень высокую химическую активность. Степень окисления азота в HNOравна +5, поэтому азотная кислота является окислителем, причем очень сильным. В зависимости от условий (природы восстановителя, концентрации HNO и температуры) степень окисления атома азота в продуктах реакции может меняться от +4 до −3: NO
Чем выше концентрация азотной кислоты, тем меньше электронов склонен принять анион NO
Взаимодействие с металлами.
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет:
Fe + 6HNO + 3NO + 3H
Al + 6HNO + 3NO + 3H
Золото и платина растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему)
+ 3HCl + Au = AuCl + NO + 2H
+ Cu = Cu(NO + 2NO + 2H
+ 3Cu = 3Cu(NO + 2NO + 4H
(60%)+ Zn = Zn(NO + 2NO + 2H
(30%)+ 3Zn = 3Zn(NO + 2NO + 4H
(20%)+ 4Zn = 4Zn(NO + 2NO + 5H
(3%)+ 4Zn = 4Zn(NO + NH + 3H
Взаимодействие с неметаллами.
При взаимодействии с неметаллами HNOобычно восстанавливается до NOилиNO, неметаллы окисляются до соответствующих кислот:
+ S = H + 6NO + 2H
+ P = H + 5NO + H
+ 3P + 2HO = 3H + 5NO
+ C = CO + 4NO + 2H
= 2HIO + 10NO + 4H
Свойства окислителя НNO может проявлять и в реакциях со сложными веществами:
+ HI = HIO + 6NO + 3H
+ SO + 2NO
S = S + 2NO + 2H
+ CuS = CuSO + 8NO + 4H
+ FeS = Fe(NO + NO + S + 2H
Соли азотистой кислоты – нитриты. Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты.Поскольку степень окисления азота в нитритахравна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные:
= 2KNO
O + Br = KNO + 2HBr
+ 3H + 2KMnO = 5KNO + 2MnSO
+ 4H = 3KNO + Cr
+ 2H + 2KI = 2NO + I + 2K
+ Cr = 2K + 4NO
Соли азотной кислоты – нитраты.
Нитратытермически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:
- Соли щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg) разлагаются до нитрита и кислорода:
- Соли тяжелых металлов (от Mg до Cu) – до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
2CuO + 4NO
- Соли малоактивных металлов (правее Cu) – до металла, оксида азота (IV) и кислорода
2Ag + 2NO
Смесь 75% KNO, 15% C и 10% S называют «черным порохом»
+ 3C + S = N + 3COS +Q
Азот. Соединения азота.
1. Две соли содержат одинаковый катион. Термический распад первой из них напоминает извержение вулкана, при этом выделяется малоактивный бесцветный газ, входящий в состав атмосферы. При взаимодействии второй соли с раствором нитрата серебра образуется белый творожистый осадок, а при нагревании её с раствором щелочи выделяется бесцветный ядовитый газ с резким запахом; этот газ может быть получен также при взаимодействии нитрида магния с водой.Напишите уравнения описанных реакций.
2. Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрасился в бурый цвет, который исчезал через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твёрдый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.
3. В результате термического разложения дихромата аммония получили газ, который пропустили над нагретым магнием. Образовавшееся вещество поместили в воду. образовавшийся при этом газ пропустили через свежеосажденный гидроксид меди (II). Напишите уравнения описанных реакций.
4. Газ, выделившийся на аноде при электролизе нитрата ртути (II), был использован для каталитического окисления аммиака. Получившийся в результате реакции бесцветный газ мгновенно вступил в реакцию с кислородом воздуха. Образовавшийся бурый газ пропустили через баритовую воду. Напишите уравнения описанных реакций.
5. Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
6. Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.Напишите уравнения описанных реакций.
7. Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделилось простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили, фильтрат упарили, полученный твердый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели полученную смесь. Напишите уравнения описанных реакций.
8. Две соли содержат одинаковый катион. Термический распад первой из них напоминает извержение вулкана, при этом выделяется малоактивный бесцветный газ, входящий в состав атмосферы. При взаимодействии второй соли с раствором нитрата серебра образуется белый творожистый осадок, а при нагревании ее с раствором щелочи выделяется бесцветный ядовитый газ с резким запахом; этот газ может быть получен также при взаимодействии нитрида магния с водой. Напишите уравнения описанных реакций.
9. Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезал через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.
10. Смесь двух бесцветных, не имеющих цвета и запаха, газов А и Б пропустили при нагревании над катализатором, содержащим железо, и образующимся при этом газом В нейтрализовали раствором бромоводородной кислоты. Раствор выпарили и остаток нагрели с едким кали, в результате выделился бесцветный газ В с резким запахом. При сжигании газа В на воздухе образуется вода и газ А. Напишите уравнения описанных реакций.
11. Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганатом калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким характерным запахом. Напишите уравнения описанных реакций.
12. Азотоводородную смесь нагрели до температуры 500º С и под высоким давлением пропустили над железным катализатором. Продукты реакции пропустили через раствор азотной кислоты до его нейтрализации. Образовавшийся раствор осторожно выпарили, твердый остаток прокалили и выделившийся при этом газ пропустили над медью при нагревании, в результате образовалось вещество черного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
13. Продукт взаимодействия азота и лития обработали водой. Выделившийся в результате реакции газ смешали с избытком кислорода и при нагревании пропустили над платиновым катализатором; образовавшееся газовая смесь имела бурый цвет. Напишите уравнения описанных реакций.
14. Газовую смесь аммиака и большого избытка воздуха пропустили при нагревании над платиной и продукты реакции через некоторое время поглотили раствором едкого натра. После выпаривания раствора был получен единственный продукт. Напишите уравнения описанных реакций.
15. Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели; выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
16. Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине.Напишите уравнения описанных реакций.
17. Нитрид магния обработали избытком воды. При пропускании выделившегося газа через бромную воду или через нейтральный раствор перманганата калия, так и при его сжигании образуется один и тот же газообразный продукт. Напишите уравнения описанных реакций.
18. Один из продуктов взаимодействия аммиака с бромом – газ, входящий в состав атмосферы, смешали с водородом и нагрели в присутствии платины. Образовавшуюся смесь газов пропустили через раствор соляной кислоты и к полученному раствору добавили при небольшом нагревании нитрит калия. Напишите уравнения описанных реакций.
19. Магний нагрели в сосуде, наполненном газообразным аммиаком. Образовавшееся вещество растворили в концентрированном растворе бромоводородной кислоты, раствор выпарили и остаток нагревали до появления запаха, после чего добавили раствор щелочи. Напишите уравнения описанных реакций.
20. Смесь азота и водорода последовательно пропустили над нагретой платиной и через раствор серной кислоты. В раствор добавили хлорид бария и после отделения выпавшего осадка – известковое молоко и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
21. Аммиак смешали с большим избытком воздуха, нагрели в присутствии платины и через некоторое время поглотили водой. Медная стружка, добавленная в полученный раствор растворяется с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.
22. При нагревании вещества оранжевого цвета оно разлагается; среди продуктов разложения – бесцветный газ и твердое вещество зеленого цвета. Выделившийся газ реагирует с литием даже при небольшом нагревании. Продукт последней реакции взаимодействует с водой, при этом выделился газ с резким запахом, который может восстанавливать металлы, например медь из их оксидов. Напишите уравнения описанных реакций.
23. Металлический кальций прокалили в атмосфере азота. Продукт реакции обработали водой, выделившийся при этом газ пропустили в раствор нитрата хрома (III). Выпавший в ходе процесса серо-зеленый осадок обработали щелочным раствором пероксида водорода.
Напишите уравнения описанных реакций.
24. Смесь порошков нитрита калия и хлорида аммония растворили в воде и раствор осторожно нагрели. Выделившийся газ прореагировал с магнием. Продукт реакции внесли в избыток раствора соляной кислоты, при этом выделение газа не наблюдалось. полученную магниевую соль в растворе обработали карбонатом натрия.Напишите уравнения описанных реакций.
25. Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдали сначала образование осадка, а затем – его полное растворение. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
26. Магний растворили в разбавленной азотной кислоте, причем выделение газа не наблюдалось. Получившийся раствор обработали избытком раствора гидроксида калия при нагревании. Выделившийся при этом газ сожгли в кислороде. Напишите уравнения описанных реакций.
27. Нитрит калия нагрели с порошкообразным свинцом до прекращения реакции. Смесь продуктов обработали водой, а затем полученный раствор профильтровали. Фильтрат подкислили серной кислотой и обработали иодидом калия. Выделившееся простое вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой. В атмосфере образовавшегося при этом бурого газа сожгли красный фосфор.Напишите уравнения описанных реакций.
28. Газ, образовавшийся при взаимодействии азота и водорода, разделили на две части. Первую пропустили над раскаленным оксидом меди (II), вторую сожгли в кислороде в присутствии катализатора. Образовавшийся газ в избытке кислорода превратили в газ бурого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
29. Разбавленная азотная кислота прореагировала с магнием с выделением бесцветного газа. В его атмосфере сожгли графит с образованием простого и сложного вещества. простое вещество при нагревании вступило в реакцию с кальцием, а сложное прореагировало с избытком раствора гидроксида натрия.Напишите уравнения описанных реакций.
30. Аммиак поглотили азотной кислотой, полученную соль нагрели до образования только двух оксидов. Один из них прореагировал с натрием, а второй при высокой температуре прореагировал с медью.Напишите уравнения описанных реакций.
31. Оксид азота (II)доокислили кислородом. Продукт реакции поглотили раствором гидроксида калия, через полученный раствор пропускали кислород до тех пор, пока в нем не образовалась только одна соль. Напишите уравнения описанных реакций.
32. Кальций сожгли в атмосфере азота. Полученное вещество разложили кипящей водой. Выделившийся газ сожгли в кислороде в присутствии катализатора, а к суспензии прибавили раствор соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
33. Азот при нагревании на катализаторе прореагировал с водородом. Полученный газ поглотили раствором азотной кислоты, выпарили досуха и полученное кристаллическое вещество разделили на две части. Первую разложили при температуре 190 – 240°С, при этом образовался только один газ и водяные пары. Вторую часть нагрели с концентрированным раствором едкого натра. Напишите уравнения описанных реакций.
Азот. Соединения азота.
↑ + Cr + 4H
Cl + AgNO = AgCl↓ + NH
Cl + NaOH = NaCl + NH
+ 6HO = 3Mg(OH)↓ + 2NH
2NO + O = 2NO
+ 2NaOH = NaNO + NaNO
↑ + Cr + 4H
3Mg + N = Mg
+ 6HO = 3Mg(OH)↓ + 2NH
+ 2H 2Hg + O + 4HNO
+ 5O4NO + 6H
2NO + O = 2NO
+ 2Ba(OH) = Ba(NO + Ba(NO + 2H
+ 10HNO = 2HIO + 10NO + 4H
+ 2HO = 4HNO
+ Cu(OH) + 2H
2CuO + O + 4NO
6) 6Li + N = 2Li
N + 3HO = 3LiOH + NH
= (NH
+ BaCl = BaSO + 2NH
Cl + NaNO + NaCl + 2H
7) 10Al + 36HNO = 10Al(NO + 3N↑ + 18H
+ 3Na + 3HO = 2Al(OH)↓ + 3CO↑ + 6NaNO
+ 3H
O + NaCl + 2H
O + 2NH = 4N + 3H
+ Cr + 4H
Cl + AgNO = AgCl↓ + NH
Cl + NaOH = NaCl + NH↑ + H
+ 6HO = 2NH↑ + 3Mg(OH)
2NO + O = 2NO
+ 2NaOH = NaNO + NaNO
10) газы – N
+ 3H = 2NH
+ HBr = NH
Br + KOH = KBr + HO + NH
+ 3O = 2N + 6H
+ NaHCO = NaNOO + CO
+ 2KMnO + 3H = 5NaNO
+ 3H ↔ 2NH
+ HNO = NH
O↑ + 2H
O + Cu = CuO + N
+ 6Li = 2Li
N + 3HO = 3LiOH + NH
+ 5O 4NO + 6H
2NO + O = 2NO
+ 5O 4NO + 6H
2NO + O = 2NO
+ 2NaOH = NaNO + NaNO
+ 2KOH = 2KNO + H
+ 4Mg + 6HO = NH↑ + 4Mg(OH)↓ + KOH
+ HNO
O + 2H
O + 6HNO = 2Cu(NO + 2NO↑ + 3H
2CuO + 4NO↑ + O
+ 2HO = 4HNO
4Mg + 10HNO = 4Mg(NOO↑ + 5H
4Mg + 10HNO = 4Mg(NO + NH
+ 6HO = 3Mg(OH)↓ + 2NH
↑ + 6HBr или
↑ + 6NH
+ 2NH = 2MnO↑ + 3KOH + 3H
+ 3O = 2N↑ + 6H
+ 3Br↑ + 6HBr или
↑ + 6NH
+ 3H ↔ 2NH
+ HCl = NH
+ 3Mg = Mg + 3H
+ 8HBr = 3MgBr + 2NH
+ HBr
+ 2NaOH = Mg(OH)↓ + 2NaBr
+ 3H = 2NH
= (NH
+ BaCl = 2NHCl + BaSO
Cl + Ca(OH) = CaCl + 2NH↑ + 3H
+ 5O 4NO + 6H
2NO + O = 2NO
+ O + 2HO = 4HNO
Cu + 4HNO = Cu(NO + 2NO↑ + 2H
↑ + Cr + 4H
+ 6Li = 2Li
N + 3HO = 3LiOH + NH
+ 3CuO = N↑ + 3Cu + 3H
+ 3Ca
+ 6HO = 3Ca(OH) + 2NH
+ 3HO + Cr(NO = Cr(OH)↓ + 3NH
+ 3H + 4KOH = 2K + 8H
KCl + N↑ + 2H
+ 3Mg
+ 8HCl = 3MgCl + 2NH
+ 2NaO = (MgOH)↓ + CO + 4NaCl
25) Cu + 4HNO = Cu(NO + 2NO↑ + 2H
+ 2NHO = Cu(OH)↓ + 2NH
26) 4Mg + 10HNO = 4Mg(NO + NH↑ + 3H
+ 2KOH = Mg(OH)↓ + 2KNO
+ KOH = KNO + NH↑ + H
+ 3O = 2N↑ + 6H
+ Pb = KNO + PbO
+ 2H + 2KI = 2K + 2NO + I + 2H
+ 10HNO + 10NO + 4H
+ 4P = 2P + 10NO
+ 3H = 2NH
3CuO + 2NH = 3Cu + N + 3H
+ 5O 4NO + 6H
2NO + O = 2NO
29) 4Mg + 10HNO = 4Mg(NOO↑ + 5H
O + C = 2N↑ + CO
3Ca + N = Ca
+ 2NaOH = Na
+ HNO = NH
O + H
O + 2Na = 2NaOH + H
O + 2CuO = N + Cu
31) 2NO + O = 2NO
+ 2KOH = KNO + KNO + H
+ O = 2KNO
32) 3Ca + N = Ca
+ 6HO = Ca(OH) + 2NH
+ 5O 4NO + 6H
+ 2HCl = CaCl + 2H
+ 3H = 2NH
+ HNO = NH
O + 2H
+ NaOH = NaNO + NH↑ + H
История открытия элемента
Такие соединения, как аммиак, селитра и азотная кислота, были известны и применялись на практике задолго до получения чистого азота в свободном состоянии.
Во время эксперимента в 1772 году Дэниел Резерфорд сжег фосфор и другие вещества в стеклянном сосуде. Он обнаружил, что газ, остающийся после сгорания соединений, не благоприятствует горению и дыханию, и назвал его «удушливым воздухом».
В 1787 году Антуан Лавуазье установил, что газы, из которых состоит обычный воздух, являются простыми химическими элементами и предложил название «азот». Чуть позже (в 1784 году) физик Генри Кавендиш показал, что это вещество входит в состав селитры (группы нитратов). Отсюда происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum и греческого gennao), предложенное Ж. А. Шапталем в 1790 г.
К началу 19 века учёные выяснили химическую инертность элемента в свободном состоянии и его исключительную роль в соединениях с другими веществами. С этого времени «фиксация» азота в воздухе стала важнейшей технической проблемой химии.
Происхождение названия
Название «азот» (по-французски бич, по наиболее распространенной версии, от древнегреческого ἄζωτος — безжизненный), вместо прежних названий («флогистик», «мефитический» и «испорченный воздух») было предложено в 1787 г. Антуаном Лавуазье, который в свое время в составе группы других французских ученых разрабатывал принципы химической номенклатуры, в том же году это предложение было опубликовано в работе «Метод химической номенклатуры». Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горение, ни дыхание. Это свойство считалось наиболее важным. Хотя позже стало известно, что азот, наоборот, необходим всему живому, название сохранилось во французском и русском языках.
Само слово «азот» (отсутствие связи с газом) известно с древних времен и использовалось философами и алхимиками средневековья для обозначения «сырья металлов», так называемой «ртути» у философов, « двойная ртуть» среди алхимиков. Алхимики считали «металлическое сырье» «альфой и омегой» всех вещей. А слово для его обозначения было составлено из начальных и конечных букв алфавитов трех языков, считавшихся священными: латинского, греческого и древнееврейского: а, альфа, алеф и зет, омега, тов — АААЗОТ. Инициатор создания новой химической номенклатуры Гитон де Морво отмечал в своей «Методологической энциклопедии» (1786 г.) алхимическое значение термина.
Многие современники Лавуазье считали название элемента неудачным, в частности, Жан-Антуан Шапталь предложил название fr nitrogène — «родивший селитру» (и использовал это название в своей книге «Элементы химии». До наших дней азот соединения называются «нитраты», «нитриты» и «нитриды».
Во французском языке название «азот» не прижилось, а в английском, испанском, венгерском и норвежском используется производное от этого слова. На португальском языке оно используется как название (Port nitrogé(ê)nio) и (особенно в Португалии) (Port azoto).
В немецком языке используется немецкое имя. Stickstoff , что означает «удушающее вещество», похоже на голландский; имена с похожим значением используются в некоторых славянских языках, например, в хорватском и словенском (например, «душик»), а также в иврите (חנקן, «ханкан»).
Название «азот», кроме французского и русского, принято в итальянском, турецком и нескольких славянских языках, а также во многих языках народов бывшего СССР.
До принятия символа Н в России, Франции и других странах использовался символ Аз, что можно увидеть, например, в статье А. М. Бутлерова об аминах 1864 г.
