аху, мало розчинний у воді. У лабораторії його отримують при нагріванні суміші концентрованих розчинів хлориду амонію і нітриту натрію. При кімнатній температурі азот хімічно малоактивний.
При нагріванні азот реагує з багатьма металами і неметалами, утворюючи нітриди, з яких найбільше значення має аміак NH3. Це безбарвний газ з характерним запахом, легший за повітря, добре розчиняється у воді і хімічно з нею взаємодіє. Розчин аміаку у воді називають гідроксидом амонію і відносять до слабких підстав. У лабораторії аміак отримують нагріванням солей амонію з гідроксидом або оксидом кальцію.
Для аміаку характерні реакції приєднання по донорно-акцепторним механізмом. При взаємодії з кислотами NН3 утворює солі амонію, що містять іон NH4 +. Всі солі амонію термічно малостійкі, характер розкладу залежить від кислоти, що утворює сіль. Якщо кислота є окислювачем, то при нагріванні відбувається реакція внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення
(NН4) 2Сr2O7=N2 + Cr2O3 + 4H2O.
Якщо кислота не є окислювачем, то при нагріванні солей амонію виділяється аміак. Вирізняється аміак при охолодженні може знову реагувати з кислотою, якщо вона сильна і летюча:
Cl=NH3 + HCl.
При дії сильних окислювачів аміак проявляє відновні властивості.
Азот утворює з киснем оксиди: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5. Найбільше практичне значення мають оксиди NO і NO2. Оксид азоту (П) - безбарвний газ, малорастворим у воді і хімічно з нею не взаємодіє. Це несолеобразующіе оксид. У лабораторії його отримують при дії розбавленої азотної кислоти на мідь. NО легко з'єднується з киснем, утворюючи NO2.
Оксид азоту (IV) в лабораторії отримують при дії концентрованої азотної кислоти на мідь або нагріванням Pb (NO3) 2. NO2 - газ бурого кольору, при розчиненні у воді дає два кислоти:
NO2 + Н2O=HNO2 + HNO3.
Азотиста кислота НNO2 у вільному стані не отримана, відома у водних розчинах, відноситься до слабких кислот. Солі HNO2 - нітрити - отримані та цілком стійкі. У реакціях проявляють властивості окислювачів і відновників.
Азотна кислота HNO3 відноситься до сильних кислот і сильним окислителям. При віднов?? овлення може давати різні продукти залежно від активності відновника, концентрації кислоти і температури. Солі азотної кислоти - нітрати, тверді речовини, добре розчинні у воді.
Виконання роботи
Досвід 1. Отримання азоту
У пробірку налити порівну насичені розчини нітриту натрію NaNO2 і хлориду амонію NH4Cl (загальний обсяг не більше 1/3 пробірки) і злегка підігріти до початку реакції. Ввести в виділився газ палаючу лучинку. Що відбувається з полум'ям?
Вимога до результатів досвіду
Скласти рівняння реакції одержання азоту.
Досвід 2. Отримання аміаку
Помістити в суху пробірку 2 шпателя суміші, що складається з рівних частин хлориду амонію та оксиду кальцію CaO. Нагріти. Обережно понюхати виділяється газ. Потримати над отвором пробірки змочену водою червону лакмусовий папірець. Що спостерігається? Змочити скляну паличку концентрованою соляною кислотою і піднести до отвору пробірки. Спостерігати утворення білого диму.
Вимога до результатів досвіду
1. Скласти рівняння реакцій отримання аміаку та взаємодії його з соляною кислотою HCl.
. Зробити висновок про кислотно-основні властивості гідроксиду амонію.
Досвід 3. Розкладання солей амонію
· У невелику порцелянову чашку покласти 2-3 шпателя дихромата амонію (NH4) 2Cr2O7 у вигляді гірки і палаючим сірником нагріти її зверху. Що спостерігається?
· Помістити в суху пробірку кілька кристалів NH4Сl. Нагріти. Через деякий час на холодних частинах пробірки утворюється білий наліт, на дні нічого не залишається.
Вимога до результатів досвіду
Скласти рівняння реакцій розкладання дихромата амонію і хлориду амонію.
Досвід 4. Відновлювальні властивості аміаку
Налити в пробірку 0,5-1 мл розчину перманганату калію KMnO4 і додати стільки ж концентрованого розчину аміаку NH4OH. Суміш злегка підігріти. Що відбувається з забарвленням розчину?
Вимоги до результатів досвіду
1. Написати рівняння реакції, враховуючи, що аміак окислюється до вільного азоту, а перманганат відновлюється до MnO2.
. Зробити висновок про окислювально-відновні властивості аміаку.
