Il existe des éléments chimiques qui présentent différents états d'oxydation, ce qui permet la formation de réactions chimiques un grand nombre de composés avec certaines propriétés. Connaissant la structure électronique de l'atome, nous pouvons supposer quelles substances seront formées.
Les états d'oxydation de l'azote peuvent varier de -3 à +5, ce qui indique la variété des composés à base de celui-ci.
Caractéristique de l'élément
L'azote appartient aux éléments chimiques situés dans le 15e groupe, dans la deuxième période du système périodique de Mendeleev D.I. Il a reçu le numéro de série 7 et l'abréviation désignation de la lettre N. Dans des conditions normales, un élément relativement inerte ; des conditions spéciales sont nécessaires pour que les réactions aient lieu.
Il se produit naturellement sous forme de gaz incolore diatomique. air atmosphérique avec une fraction volumique supérieure à 75 %. Il entre dans la composition des molécules protéiques, des acides nucléiques et des substances azotées d'origine inorganique.
Structure atomique
Pour déterminer le degré d'oxydation de l'azote dans les composés, il est nécessaire de connaître sa structure nucléaire et d'étudier les couches électroniques.
Un élément naturel est représenté par deux isotopes stables, avec leur nombre de masse 14 ou 15. Le premier noyau contient 7 particules de neutrons et 7 particules de protons, et le second contient 1 particule de neutrons de plus.
Il existe des variétés artificielles de son atome avec une masse de 12-13 et 16-17, qui ont des noyaux instables.
Lors de l'étude de la structure électronique de l'azote atomique, on peut voir qu'il existe deux couches d'électrons (intérieure et extérieure). L'orbite 1s contient une paire d'électrons.
La deuxième coque externe ne contient que cinq particules chargées négativement : deux dans le sous-niveau 2s et trois dans l'orbite 2p. Le niveau d'énergie de valence n'a pas de cellules libres, ce qui indique l'impossibilité de séparer sa paire d'électrons. L'orbite 2p est considérée comme n'étant remplie qu'à moitié d'électrons, ce qui permet de fixer 3 particules chargées négativement. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'azote est -3.
Compte tenu de la structure des orbitales, nous pouvons conclure que cet élément avec un nombre de coordination de 4 se lie au maximum avec seulement quatre autres atomes. Pour former trois liaisons, un mécanisme d'échange est utilisé, un autre est formé de manière don-ni-mais-ac-chaîne-tor.
États d'oxydation de l'azote dans différents composés
Le nombre maximum de particules négatives que son atome peut fixer est de 3. Dans ce cas, son état d'oxydation se manifeste égal à -3, inhérent à des composés tels que NH 3 ou ammoniac, NH 4 + ou nitrures d'ammonium et Me 3 N 2 . Ces dernières substances se forment avec une augmentation de la température par l'interaction de l'azote avec des atomes métalliques.
Le plus grand nombre de particules chargées négativement qu'un élément peut émettre est égal à 5.
Deux atomes d'azote sont capables de se combiner pour former des composés stables avec un état d'oxydation de -2. Une telle liaison est observée dans le N 2 H 4 ou les hydrazines, dans les azotures de divers métaux ou MeN 3 . L'atome d'azote ajoute 2 électrons aux orbitales libres.
Il y a un état d'oxydation de -1 lorsqu'un élément donné ne reçoit qu'une seule particule négative. Par exemple, dans NH 2 OH ou l'hydroxylamine, il est chargé négativement.
Il existe des signes positifs du degré d'oxydation de l'azote lorsque des particules d'électrons sont extraites de la couche d'énergie externe. Ils varient de +1 à +5.
La charge 1+ est présente dans l'azote dans N 2 O (oxyde monovalent) et dans l'hyponitrite de sodium de formule Na 2 N 2 O 2 .
Dans NO (oxyde divalent), l'élément donne deux électrons et devient chargé positivement (+2).
Il existe un état d'oxydation de l'azote 3 (dans le composé NaNO 2 ou nitrure et aussi dans l'oxyde trivalent). Dans ce cas, 3 électrons sont séparés.
La charge +4 apparaît dans un oxyde de valence IV ou son dimère (N 2 O 4).
Le signe positif de l'état d'oxydation (+5) apparaît dans N 2 O 5 ou dans l'oxyde pentavalent, dans l'acide nitrique et ses sels dérivés.
Composés de l'azote à l'hydrogène
Les substances naturelles basées sur les deux éléments ci-dessus ressemblent hydrocarbures organiques. Seuls les azotes hydrogènes perdent leur stabilité avec une augmentation de la quantité d'azote atomique.
Les composés d'hydrogène les plus importants comprennent les molécules d'ammoniac, d'hydrazine et d'acide hydrazoïque. Ils sont obtenus par l'interaction de l'hydrogène avec l'azote, et l'oxygène est également présent dans cette dernière substance.
Qu'est-ce que l'ammoniac
Il est également appelé nitrure d'hydrogène et sa formule chimique est notée NH 3 avec une masse de 17. Dans des conditions avec température normale et sous pression, l'ammoniac se présente sous la forme d'un gaz incolore à odeur piquante d'ammoniac. Par densité, il est 2 fois plus rare que l'air, il se dissout facilement dans Environnement aquatique en raison de la structure polaire de sa molécule. Désigne les substances à faible risque.
Dans les volumes industriels, l'ammoniac est produit par synthèse catalytique à partir de molécules d'hydrogène et d'azote. Il existe des méthodes de laboratoire pour obtenir du nitrite à partir de sels d'ammonium et de sodium.
La structure de l'ammoniac
La molécule pyramidale contient un atome d'azote et 3 atomes d'hydrogène. Ils sont situés les uns par rapport aux autres à un angle de 107 degrés. Dans une molécule tétraédrique, l'azote est situé au centre. En raison de trois électrons p non appariés, il est relié par des liaisons polaires de nature covalente avec 3 hydrogènes atomiques, qui ont chacun 1 électron s. C'est ainsi que se forme une molécule d'ammoniac. Dans ce cas, l'azote présente un état d'oxydation de -3.
Cet élément a toujours une paire d'électrons non partagée au niveau externe, ce qui crée une liaison covalente avec un ion hydrogène qui a une charge positive. Un élément est un donneur de particules chargées négativement et l'autre est un accepteur. C'est ainsi que se forme l'ion ammonium NH 4 +.
Qu'est-ce que l'ammonium
Il est classé comme un ion ou un cation polyatomique chargé positivement.L'ammonium est également classé comme une substance chimique qui ne peut pas exister sous la forme d'une molécule. Il est composé d'ammoniac et d'hydrogène.
L'ammonium de charge positive en présence de divers anions de signe négatif est capable de former des sels d'ammonium, dans lesquels il se comporte comme des métaux de valence I. De plus, avec sa participation, des composés d'ammonium sont synthétisés.
De nombreux sels d'ammonium existent sous forme de substances cristallines incolores qui sont facilement solubles dans l'eau. Si les composés de l'ion NH 4 + sont formés par des acides volatils, alors dans des conditions de chauffage, ils se décomposent avec la libération substances gazeuses. Leur refroidissement ultérieur conduit à un processus réversible.
La stabilité de ces sels dépend de la force des acides à partir desquels ils sont formés. Les composés d'ammonium stables correspondent à un résidu acide fort. Par exemple, le chlorure d'ammonium stable est produit à partir d'acide chlorhydrique. À des températures allant jusqu'à 25 degrés, ce sel ne se décompose pas, ce qui ne peut être dit à propos du carbonate d'ammonium. Ce dernier composé est souvent utilisé en cuisine pour faire lever la pâte, en remplacement du bicarbonate de soude.
Les confiseurs appellent simplement le carbonate d'ammonium ammonium. Ce sel est utilisé par les brasseurs pour améliorer la fermentation de la levure de bière.
Une réaction qualitative pour la détection des ions ammonium est l'action des hydroxydes de métaux alcalins sur ses composés. En présence de NH 4 +, de l'ammoniac est libéré.
Structure chimique de l'ammonium
La configuration de son ion ressemble à un tétraèdre régulier, au centre duquel se trouve l'azote. Les atomes d'hydrogène sont situés en haut de la figure. Pour calculer l'état d'oxydation de l'azote dans l'ammonium, vous devez vous rappeler que la charge totale du cation est de +1 et qu'il manque un électron à chaque ion hydrogène et qu'il n'y en a que 4. Le potentiel total d'hydrogène est de +4. Si nous soustrayons la charge de tous les ions hydrogène de la charge du cation, nous obtenons : +1 - (+4) = -3. L'azote a donc un état d'oxydation de -3. Dans ce cas, il ajoute trois électrons.
Que sont les nitrures
L'azote est capable de se combiner avec des atomes plus électropositifs de nature métallique et non métallique. En conséquence, des composés similaires aux hydrures et aux carbures sont formés. Ces substances contenant de l'azote sont appelées nitrures. Entre le métal et l'atome d'azote dans les composés, on distingue les liaisons covalentes, ioniques et intermédiaires. C'est cette caractéristique qui sous-tend leur classification.
Les nitrures covalents comprennent des composés dans la liaison chimique dont les électrons ne sont pas transférés de l'azote atomique, mais forment un nuage d'électrons commun avec des particules chargées négativement d'autres atomes.
Des exemples de telles substances sont les nitrures d'hydrogène, tels que les molécules d'ammoniac et d'hydrazine, ainsi que les halogénures d'azote, qui comprennent les trichlorures, les tribromures et les trifluorures. Ils ont une paire d'électrons commune qui appartient également à deux atomes.
Les nitrures ioniques comprennent des composés avec une liaison chimique formée par la transition d'électrons d'un élément métallique à des niveaux libres à l'azote. La polarité est observée dans les molécules de ces substances. Les nitrures ont un état d'oxydation de l'azote de 3-. En conséquence, la charge totale du métal sera de 3+.
De tels composés comprennent les nitrures de magnésium, de lithium, de zinc ou de cuivre, à l'exception des métaux alcalins. Ils ont un point de fusion élevé.
Les nitrures intermédiaires comprennent des substances dans lesquelles les atomes de métaux et d'azote sont uniformément répartis et il n'y a pas de déplacement clair du nuage d'électrons. Ces composés inertes comprennent les nitrures de fer, de molybdène, de manganèse et de tungstène.
Description de l'oxyde nitrique trivalent
Il est également appelé anhydride dérivé de l'acide nitreux de formule HNO 2 . En tenant compte des états d'oxydation de l'azote (3+) et de l'oxygène (2-) dans le trioxyde, le rapport des atomes des éléments 2 à 3 ou N 2 O 3 est obtenu.
Les formes liquide et gazeuse de l'anhydride sont des composés très instables, ils se décomposent facilement en 2 oxydes différents de valences IV et II.
DÉFINITION
Azote est le septième élément du tableau périodique. Il se situe dans la deuxième période du groupe V du sous-groupe A. Désignation - N.
L'azote est un élément non métallique typique, en termes d'électronégativité (3,0), il est juste derrière le fluor et l'oxygène.
L'azote naturel est constitué de deux isotopes stables 14 N (99,635 %) et 15 N (0,365 %).
La molécule d'azote est diatomique. Il existe une triple liaison entre les atomes d'azote dans la molécule, à la suite de quoi la molécule N 2 est exceptionnellement forte. L'azote moléculaire est chimiquement inactif, faiblement polarisé.
Dans des conditions normales, l'azote moléculaire est un gaz. Les points de fusion (-210 o C) et d'ébullition (-195,8 o C) de l'azote sont très bas ; il est peu soluble dans l'eau et les autres solvants.
L'état d'oxydation de l'azote dans les composés
L'azote forme des molécules diatomiques de la composition N 2 en raison de l'induction de liaisons covalentes non polaires et, comme on le sait, dans les composés à liaisons non polaires, l'état d'oxydation des éléments est zéro.
L'azote est caractérisé par toute une gamme d'états d'oxydation, parmi lesquels il y a à la fois positifs et négatifs.
État d'oxydation (-3) l'azote se manifeste dans des composés appelés nitrures (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), dont le plus connu est l'ammoniac (N -3 H +1 3).
État d'oxydation (-2) l'azote se manifeste par des composés de type peroxyde - les pernitrures, dont le représentant le plus simple est l'hydrazine (diamide/pernitrure d'hydrogène) - N -2 2 H 2.
Dans un composé appelé hydroxylamine - N -1 H 2 OH-azote montre l'état d'oxydation (-1) .
Les états d'oxydation positive de l'azote les plus stables sont (+3) et (+5) . Il expose le premier d'entre eux en fluorure (N +3 F -1 3), oxyde (N +3 2 O -2 3), oxohalogénures (N +3 OCl, N +3 OBr, etc.), ainsi que des dérivés anion NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2, etc.). L'azote à l'état d'oxydation (+5) apparaît dans l'oxyde N + 5 2 O 5, l'oxonitrure N + 5 ON, le dioxofluorure N + 5 O 2 F, ainsi que dans le trioxonitrate (V) -ion NO 3 - et le dinitridonitrate (V) -ion NH 2 -.
L'azote présente également des états d'oxydation (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2O et (+4) N +4 O 2 dans leurs composés, mais beaucoup moins fréquemment.
Exemples de résolution de problèmes
EXEMPLE 1
| Exercer | Indiquez les états d'oxydation de l'oxygène dans les composés : La 2 O 3 , Cl 2 O 7 , H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 , KO 2 , KO 3 , O 2 , OF 2 . |
| Réponse | L'oxygène forme plusieurs types de composés binaires dans lesquels il présente des états d'oxydation caractéristiques. Ainsi, si l'oxygène fait partie des oxydes, son état d'oxydation est (-2), comme dans La 2 O 3 et Cl 2 O 7. Dans les peroxydes, l'état d'oxydation de l'oxygène est (-1) : H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 . En combinaison avec le fluor (OF 2), l'état d'oxydation de l'oxygène est (+2). L'état d'oxydation d'un élément dans une substance simple est toujours zéro (O o 2). Les substances de la composition KO 2 et KO 3 sont le superperoxyde (superoxyde) et l'ozonide de potassium, dans lesquels l'oxygène présente des valeurs fractionnaires d'états d'oxydation: (-1/2) et (-1/3). |
| Réponse | (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 et (+2). |
EXEMPLE 2
| Exercer | Indiquez les états d'oxydation de l'azote dans les composés : NH 3 , N 2 H 4 , NH 2 OH, N 2 , N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 . |
| La solution | L'état d'oxydation d'un élément dans une substance simple est toujours nul (N o 2). On sait que dans les oxydes, l'état d'oxydation de l'oxygène est (-2). En utilisant l'équation d'électroneutralité, nous déterminons que les états d'oxydation de l'azote dans les oxydes sont : N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5. |
Azote- élément de la 2ème période du groupe V A Système périodique, numéro de série 7. La formule électronique de l'atome est [ 2 He] 2s 2 2p 3, les états d'oxydation caractéristiques sont 0, -3, +3 et +5, moins souvent +2 et +4, etc. le N v état est considéré comme relativement stable.
Échelle d'état d'oxydation de l'azote :
+5 - N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3
3 - N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3
3 - NH3, NH4, NH3*H2O, NH2Cl, Li3N, Cl3N.
L'azote a une électronégativité élevée (3,07), la troisième après F et O. Il présente des propriétés non métalliques (acides) typiques, tout en formant divers acides, sels et composés binaires contenant de l'oxygène, ainsi que le cation ammonium NH 4 et son sels.
Dans la nature - dix-septième par élément d'abondance chimique (neuvième parmi les non-métaux). Un élément vital pour tous les organismes.
N 2
Matière simple. Il est constitué de molécules non polaires avec une liaison N≡N ˚σππ très stable, ce qui explique l'inertie chimique de l'élément dans les conditions normales.
Gaz incolore, insipide et inodore qui se condense en un liquide incolore (contrairement à l'O2).
domicile composant air 78,09 % en volume, 75,52 en masse. L'azote bout de l'air liquide avant l'oxygène. Légèrement soluble dans l'eau (15,4 ml / 1 l H 2 O à 20 ˚C), la solubilité de l'azote est inférieure à celle de l'oxygène.
À température ambiante N 2, réagit avec le fluor et, dans une très faible mesure, avec l'oxygène :
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
La réaction réversible d'obtention de l'ammoniac se déroule à une température de 200˚C, sous pression jusqu'à 350 atm, et toujours en présence d'un catalyseur (Fe, F 2 O 3 , FeO, au laboratoire à Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Conformément au principe de Le Chatelier, une augmentation du rendement en ammoniac doit se produire avec une augmentation de la pression et une diminution de la température. Cependant, la vitesse de réaction à basses températures est très petit, donc le processus est effectué à 450-500 ˚C, atteignant un rendement de 15% d'ammoniac. N2 et H2 n'ayant pas réagi retournent au réacteur et augmentent ainsi l'étendue de la réaction.
L'azote est chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis, ne favorise pas la combustion.
Reçu dans industrie- distillation fractionnée de l'air liquide ou élimination chimique de l'oxygène de l'air, par exemple par la réaction 2C (coke) + O 2 \u003d 2CO lorsqu'il est chauffé. Dans ces cas, on obtient de l'azote, qui contient également des impuretés de gaz rares (principalement de l'argon).
En laboratoire, de petites quantités d'azote chimiquement pur peuvent être obtenues par une réaction de commutation avec chauffage modéré :
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Il est utilisé pour la synthèse de l'ammoniac. Acide nitrique et autres produits contenant de l'azote comme milieu inerte pour les procédés chimiques et métallurgiques et le stockage de substances inflammables.
NH 3
Composé binaire, l'état d'oxydation de l'azote est - 3. Un gaz incolore avec une forte odeur caractéristique. La molécule a la structure d'un tétraèdre incomplet [: N(H) 3 ] (hybridation sp 3 ). La présence d'azote dans la molécule NH 3 d'un couple donneur d'électrons dans l'orbitale hybride sp 3 provoque une réaction d'addition caractéristique d'un cation hydrogène, avec formation d'un cation ammonium NH4. Il se liquéfie sous pression positive à température ambiante. A l'état liquide, il est associé par des liaisons hydrogène. Thermiquement instable. Bien dissoudre dans l'eau (plus de 700 l/1 l de H 2 O à 20˚C); la proportion dans la solution saturée est de 34 % en poids et de 99 % en volume, pH = 11,8.
Très réactif, sujet aux réactions d'addition. Brûle dans l'oxygène, réagit avec les acides. Présente des propriétés réductrices (dues à N -3) et oxydantes (dues à H +1). Il est séché uniquement avec de l'oxyde de calcium.
Réactions qualitatives - la formation de "fumée" blanche au contact de l'HCl gazeux, le noircissement d'un morceau de papier humidifié avec une solution de Hg 2 (NO3) 2.
Produit intermédiaire dans la synthèse de HNO 3 et de sels d'ammonium. Il est utilisé dans la production de soude, d'engrais azotés, de colorants, d'explosifs ; l'ammoniac liquide est un réfrigérant. Toxique.
Équations des réactions les plus importantes :
2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "fumée" blanche
4NH 3 + 3O 2 (air) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustion)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (température ambiante, pression)
Reçu.À laboratoires- déplacement de l'ammoniac des sels d'ammonium lorsqu'il est chauffé à la chaux sodée: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ou faire bouillir une solution aqueuse d'ammoniac, puis sécher le gaz.
Dans l'industrie l'ammoniac est produit à partir d'azote avec de l'hydrogène. Produit par l'industrie soit sous forme liquéfiée, soit sous forme de solution aqueuse concentrée sous la dénomination technique eau ammoniaquée.
Ammoniac hydratéNH 3
*
H 2
O.
Connexion intermoléculaire. Blanc, dans le réseau cristallin - molécules NH 3 et H 2 O liées par une liaison hydrogène faible. Il est présent dans une solution aqueuse d'ammoniac, une base faible (les produits de dissociation sont le cation NH 4 et l'anion OH). Le cation ammonium a une structure tétraédrique régulière (hybridation sp 3 ). Thermiquement instable, se décompose complètement lorsque la solution est bouillie. Neutralisé par des acides forts. Il présente des propriétés réductrices (dues au N -3) en solution concentrée. Il entre dans la réaction d'échange d'ions et de formation de complexes.
Réaction qualitative– formation de "fumées" blanches au contact de l'HCl gazeux. Il est utilisé pour créer un milieu légèrement alcalin en solution, lors de la précipitation des hydroxydes amphotères.
Une solution d'ammoniac 1 M contient principalement de l'hydrate de NH 3 *H 2 O et seulement 0,4 % d'ions NH 4 OH (en raison de la dissociation de l'hydrate) ; ainsi, "l'hydroxyde d'ammonium NH 4 OH" ionique n'est pratiquement pas contenu dans la solution, il n'y a pas non plus un tel composé dans l'hydrate solide.
Équations des réactions les plus importantes :
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (bouillant avec NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (diff.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (conc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Une solution d'ammoniaque diluée (3-10 %) est souvent appelée ammoniac(le nom a été inventé par des alchimistes), et une solution concentrée (18,5 - 25%) est une solution d'ammoniaque (produite par l'industrie).
oxydes d'azote
monoxyde d'azoteNON
Oxyde ne formant pas de sel. gaz incolore. Le radical contient une liaison covalente σπ (N꞊O), à l'état solide le dimère N 2 O 2 co Connexion N-N. Extrêmement stable thermiquement. Sensible à l'oxygène atmosphérique (brunit). Légèrement soluble dans l'eau et ne réagit pas avec elle. Chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec les métaux et les non-métaux. mélange hautement réactif de NO et NO 2 ("gaz nitreux"). Intermédiaire en synthèse acide nitrique.
Équations des réactions les plus importantes :
2NO + O 2 (ex.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (graphite) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rouge) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Réactions aux mélanges de NO et NO 2 :
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Reçu dans industrie: oxydation de l'ammoniac par l'oxygène sur un catalyseur, en laboratoires- interaction de l'acide nitrique dilué avec les agents réducteurs :
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NON+ 4 H 2 O
ou réduction des nitrates :
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NON +
Je 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
dioxyde d'azoteNON 2
L'oxyde d'acide, correspond conditionnellement à deux acides - HNO 2 et HNO 3 (l'acide pour N 4 n'existe pas). Gaz brun, monomère NO 2 à température ambiante, dimère liquide incolore N 2 O 4 (tétroxyde de diazote) à froid. Réagit complètement avec l'eau, les alcalis. Agent oxydant très puissant, corrosif pour les métaux. Il est utilisé pour la synthèse de l'acide nitrique et des nitrates anhydres, comme oxydant pour le carburant des fusées, un nettoyeur d'huile à partir de soufre et un catalyseur pour l'oxydation des composés organiques. Toxique.
L'équation des réactions les plus importantes :
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (dans le froid)
3 NON 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NON
2NO 2 + 2NaOH (diff.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (cat. Pt, Ni)
NON 2 + 2HI(p) = NON + je 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NON 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Reçu: dans industrie - oxydation du NO avec l'oxygène de l'air, en laboratoires– interaction de l'acide nitrique concentré avec des agents réducteurs :
6HNO 3 (conc., montagnes) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc.,hort.) + P (rouge) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., montagnes) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
oxyde de diazoteN 2 O
Gaz incolore à odeur agréable ("gaz hilarant"), N꞊N꞊О, état d'oxydation formel de l'azote +1, peu soluble dans l'eau. Favorise la combustion du graphite et du magnésium :
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)
Obtenu par décomposition thermique du nitrate d'ammonium :
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
utilisé en médecine comme anesthésiant.
trioxyde de diazoteN 2 O 3
À basse température, c'est un liquide bleu, ON꞊NO 2, l'état d'oxydation formel de l'azote est +3. A 20 ˚C, il se décompose à 90% en un mélange de NO incolore et de NO 2 brun ("gaz nitreux", fumée industrielle - "queue de renard"). N 2 O 3 - oxyde acide, forme HNO 2 avec de l'eau à froid, réagit différemment lorsqu'il est chauffé:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Avec les alcalis, on obtient des sels HNO 2 , par exemple NaNO 2 .
Obtenu par l'interaction de NO avec O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) ou avec NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
avec un fort refroidissement. Les "gaz nitreux" et dangereux pour l'environnement agissent comme catalyseurs de la destruction de la couche d'ozone de l'atmosphère.
pentoxyde de diazote N 2 O 5
Incolore, solide, O 2 N - O - NO 2, l'état d'oxydation de l'azote est de +5. A température ambiante, il se décompose en NO 2 et O 2 en 10 heures. Réagit avec l'eau et les alcalis sous forme d'oxyde acide :
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Obtenu par déshydratation de l'acide nitrique fumant :
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
ou oxydation du NO 2 avec de l'ozone à -78˚C :
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Nitrites et nitrates
Nitrite de potassiumSAVOIR 2
. Blanc, hygroscopique. Fond sans décomposition. Stable à l'air sec. Dissoudre très bien dans l'eau (formant une solution incolore), il est hydrolysé sur l'anion. Un agent oxydant et réducteur typique dans un environnement acide, réagit très lentement dans un environnement alcalin. Entre dans les réactions d'échange d'ions. Réactions qualitatives sur l'ion NO 2 - décoloration de la solution violette de MnO 4 et apparition d'un précipité noir lors de l'ajout d'ions I. Il est utilisé dans la production de colorants, comme réactif analytique pour les acides aminés et les iodures, un composant de la photographie réactifs.
équation des réactions les plus importantes :
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violet) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (saturé) + NH 4 + (saturé) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (noir) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (jaune clair) ↓
Reçu dansindustrie– récupération du nitrate de potassium dans les procédés :
KNO 3 + Pb = NOC 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (éponge) + H 2 O = NOC 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 NOC 2+ CaSO4 (300 ˚C)
H
ça va
potassium
NOC 3
nom technique potassium, ou Indien sel , salpêtre. Blanc, fond sans décomposition, se décompose lors d'un chauffage supplémentaire. Résistant à l'air. Très soluble dans l'eau (haute endo-effet, = -36 kJ), il n'y a pas d'hydrolyse. Un agent oxydant puissant lorsqu'il est fusionné (en raison de la libération d'oxygène atomique). En solution, il n'est réduit que par l'hydrogène atomique (en milieu acide en KNO 2, en milieu alcalin en NH 3). Il est utilisé dans la production de verre comme conservateur alimentaire, composant de mélanges pyrotechniques et d'engrais minéraux.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl dilué) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, conc. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)
KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (graphite) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustion)
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)
KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)
Reçu: dans l'industrie
4KOH (horizontal) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
et en laboratoire :
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
L'azote est peut-être l'élément chimique le plus courant dans tout le système solaire. Pour être plus précis, l'azote est le 4e plus abondant. L'azote dans la nature est un gaz inerte.
Ce gaz est incolore et inodore et très difficile à dissoudre dans l'eau. Cependant, les sels de nitrate ont tendance à très bien réagir avec l'eau. L'azote a une faible densité.
L'azote est un élément étonnant. On suppose qu'il tire son nom de la langue grecque ancienne, ce qui signifie "sans vie, gâté" en traduction. Pourquoi une telle attitude négative envers l'azote ? Après tout, nous savons qu'il fait partie des protéines, et respirer sans lui est presque impossible. L'azote joue un rôle important dans la nature. Mais dans l'atmosphère ce gaz est inerte. Si vous le prenez tel qu'il est dans sa forme originale, alors beaucoup Effets secondaires. La victime peut même mourir de suffocation. Après tout, l'azote est dit sans vie car il ne supporte ni la combustion ni la respiration.
Dans des conditions normales, un tel gaz ne réagit qu'avec le lithium, formant un composé tel que le nitrure de lithium Li3N. Comme nous pouvons le voir, l'état d'oxydation de l'azote dans un tel composé est de -3. Avec d'autres métaux, et bien sûr, il réagit également, mais uniquement lorsqu'il est chauffé ou lors de l'utilisation de divers catalyseurs. Soit dit en passant, -3 est l'état d'oxydation le plus bas de l'azote, car seuls 3 électrons sont nécessaires pour remplir complètement le niveau d'énergie externe.
Cet indicateur a plusieurs significations. Chaque état d'oxydation de l'azote a son propre composé. Il vaut mieux se souvenir de ces connexions.
5 - le plus haut degré d'oxydation de l'azote. Se produit dans et dans tous les sels de nitrate.
