Ci sono elementi chimici che mostrano diversi stati di ossidazione, che consentono la formazione di reazioni chimiche un gran numero di composti con determinate proprietà. Conoscendo la struttura elettronica dell'atomo, possiamo supporre quali sostanze si formeranno.
Gli stati di ossidazione dell'azoto possono variare da -3 a +5, il che indica la varietà di composti basati su di esso.
Elemento caratteristico
L'azoto appartiene agli elementi chimici situati nel 15° gruppo, nel secondo periodo nel sistema periodico di Mendeleev D.I. Gli è stato assegnato il numero di serie 7 e l'abbreviazione designazione della lettera N. In condizioni normali, elemento relativamente inerte, sono necessarie condizioni speciali perché avvengano le reazioni.
Si presenta naturalmente come gas incolore biatomico. aria atmosferica con una frazione in volume superiore al 75%. È contenuto nella composizione di molecole proteiche, acidi nucleici e sostanze contenenti azoto di origine inorganica.
Struttura dell'atomo
Per determinare lo stato di ossidazione dell'azoto nei composti, è necessario conoscerne la struttura nucleare e studiare i gusci di elettroni.
Un elemento naturale è rappresentato da due isotopi stabili, con il loro numero di massa 14 o 15. Il primo nucleo contiene 7 particelle di neutroni e 7 protoni, e il secondo contiene 1 particella di neutroni in più.
Esistono varietà artificiali del suo atomo con una massa di 12-13 e 16-17, che hanno nuclei instabili.
Quando si studia la struttura elettronica dell'azoto atomico, si può vedere che ci sono due gusci di elettroni (interno ed esterno). L'orbitale 1s contiene una coppia di elettroni.
Il secondo guscio esterno contiene solo cinque particelle caricate negativamente: due nel sottolivello 2s e tre nell'orbitale 2p. Il livello di energia di valenza non ha cellule libere, il che indica l'impossibilità di separare la sua coppia di elettroni. L'orbitale 2p è considerato riempito solo per metà di elettroni, il che consente di attaccare 3 particelle con carica negativa. In questo caso, lo stato di ossidazione dell'azoto è -3.
Considerando la struttura degli orbitali, possiamo concludere che questo elemento con un numero di coordinazione di 4 si lega al massimo con solo altri quattro atomi. Per formare tre legami, viene utilizzato un meccanismo di scambio, un altro è formato in modo do-nor-but-ac-chain-tor.
Stati di ossidazione dell'azoto in diversi composti
Il numero massimo di particelle negative che il suo atomo può attaccare è 3. In questo caso, il suo stato di ossidazione si manifesta pari a -3, inerente a composti come NH 3 o ammoniaca, NH 4 + o ammonio e Me 3 N 2 nitruri. Queste ultime sostanze si formano con un aumento della temperatura dall'interazione dell'azoto con atomi di metallo.
Il maggior numero di particelle cariche negativamente che un elemento può emettere è pari a 5.
Due atomi di azoto sono in grado di combinarsi tra loro per formare composti stabili con uno stato di ossidazione di -2. Tale legame si osserva in N 2 H 4 o idrazine, in azidi di vari metalli o MeN 3 . L'atomo di azoto aggiunge 2 elettroni agli orbitali liberi.
C'è uno stato di ossidazione di -1 quando un dato elemento riceve solo 1 particella negativa. Ad esempio, in NH 2 OH o idrossilammina è caricato negativamente.
Ci sono segni positivi del grado di ossidazione dell'azoto, quando le particelle di elettroni vengono prelevate dallo strato energetico esterno. Variano da +1 a +5.
La carica 1+ è presente nell'azoto in N 2 O (ossido monovalente) e nell'iponitrito di sodio con la formula Na 2 N 2 O 2 .
In NO (ossido bivalente), l'elemento dona due elettroni e si carica positivamente (+2).
C'è uno stato di ossidazione dell'azoto 3 (nel composto NaNO 2 o nitruro e anche nell'ossido trivalente). In questo caso, 3 elettroni vengono scissi.
La carica +4 si verifica in un ossido con valenza IV o suo dimero (N 2 O 4).
Il segno positivo dello stato di ossidazione (+5) compare in N 2 O 5 o nell'ossido pentavalente, nell'acido nitrico e suoi sali derivati.
Composti dall'azoto all'idrogeno
Somigliano le sostanze naturali basate sui due elementi precedenti idrocarburi organici. Solo l'azoto idrogeno perdono la loro stabilità con un aumento della quantità di azoto atomico.
I composti dell'idrogeno più significativi includono le molecole di ammoniaca, idrazina e acido idrazoico. Sono ottenuti dall'interazione dell'idrogeno con l'azoto e l'ossigeno è presente anche in quest'ultima sostanza.
Cos'è l'ammoniaca
È anche chiamato nitruro di idrogeno e la sua formula chimica è indicata come NH 3 con una massa di 17. In condizioni con temperatura normale e sotto pressione, l'ammoniaca ha la forma di un gas incolore con un pungente odore di ammoniaca. Per densità, è 2 volte più raro dell'aria, si dissolve facilmente ambiente acquatico per la struttura polare della sua molecola. Si riferisce a sostanze a basso rischio.
Nei volumi industriali, l'ammoniaca viene prodotta per sintesi catalitica da molecole di idrogeno e azoto. Esistono metodi di laboratorio per ottenere nitriti da sali di ammonio e sodio.
La struttura dell'ammoniaca
La molecola piramidale contiene un azoto e 3 atomi di idrogeno. Si trovano l'uno rispetto all'altro con un angolo di 107 gradi. In una molecola tetraedrica, l'azoto si trova al centro. A causa di tre elettroni p spaiati, è collegato da legami polari di natura covalente con 3 idrogeni atomici, ciascuno dei quali ha 1 elettrone s. È così che si forma una molecola di ammoniaca. In questo caso, l'azoto mostra uno stato di ossidazione di -3.
Questo elemento ha ancora una coppia di elettroni non condivisa a livello esterno, che crea un legame covalente con uno ione idrogeno che ha una carica positiva. Un elemento è un donatore di particelle caricate negativamente e l'altro è un accettore. È così che si forma lo ione ammonio NH 4 +.
Cos'è l'ammonio
È classificato come ione o catione poliatomico caricato positivamente. L'ammonio è anche classificato come sostanza chimica che non può esistere sotto forma di molecola. È composto da ammoniaca e idrogeno.
L'ammonio con carica positiva in presenza di vari anioni con segno negativo è in grado di formare sali di ammonio, in cui si comporta come metalli con valenza I. Inoltre, con la sua partecipazione, vengono sintetizzati composti di ammonio.
Molti sali di ammonio esistono come sostanze cristalline e incolori che sono facilmente solubili in acqua. Se i composti dello ione NH 4 + sono formati da acidi volatili, in condizioni di riscaldamento si decompongono con il rilascio sostanze gassose. Il loro successivo raffreddamento porta ad un processo reversibile.
La stabilità di tali sali dipende dalla forza degli acidi da cui sono formati. I composti di ammonio stabili corrispondono a un forte residuo acido. Ad esempio, il cloruro di ammonio stabile viene prodotto dall'acido cloridrico. A temperature fino a 25 gradi, tale sale non si decompone, cosa che non si può dire del carbonato di ammonio. Quest'ultimo composto viene spesso utilizzato in cucina per la lievitazione dell'impasto, in sostituzione del bicarbonato di sodio.
I pasticceri chiamano semplicemente ammonio carbonato di ammonio. Questo sale viene utilizzato dai birrai per migliorare la fermentazione del lievito di birra.
Una reazione qualitativa per la rilevazione degli ioni ammonio è l'azione degli idrossidi di metalli alcalini sui suoi composti. In presenza di NH 4 + viene rilasciata ammoniaca.
Struttura chimica dell'ammonio
La configurazione del suo ione ricorda un tetraedro regolare, al centro del quale c'è l'azoto. Gli atomi di idrogeno si trovano nella parte superiore della figura. Per calcolare lo stato di ossidazione dell'azoto nell'ammonio, è necessario ricordare che la carica totale del catione è +1 e a ogni ione idrogeno manca un elettrone e ce ne sono solo 4. Il potenziale di idrogeno totale è +4. Se sottraiamo la carica di tutti gli ioni idrogeno dalla carica del catione, otteniamo: +1 - (+4) = -3. Quindi l'azoto ha uno stato di ossidazione di -3. In questo caso, aggiunge tre elettroni.
Cosa sono i nitruri
L'azoto è in grado di combinarsi con atomi più elettropositivi di natura metallica e non metallica. Di conseguenza, si formano composti simili agli idruri e ai carburi. Tali sostanze contenenti azoto sono chiamate nitruri. Tra il metallo e l'atomo di azoto nei composti si distinguono legami covalenti, ionici e intermedi. È questa caratteristica che sta alla base della loro classificazione.
I nitruri covalenti includono composti nel legame chimico di cui gli elettroni non si trasferiscono dall'azoto atomico, ma formano una nuvola di elettroni comune insieme a particelle caricate negativamente di altri atomi.
Esempi di tali sostanze sono i nitruri di idrogeno, come le molecole di ammoniaca e idrazina, nonché gli alogenuri di azoto, che includono tricloruri, tribromuri e trifluoruri. Hanno una coppia di elettroni comune che appartiene ugualmente a due atomi.
I nitruri ionici includono composti con un legame chimico formato dalla transizione di elettroni da un elemento metallico a livelli liberi di azoto. La polarità è osservata nelle molecole di tali sostanze. I nitruri hanno uno stato di ossidazione dell'azoto di 3-. Di conseguenza, la carica totale del metallo sarà 3+.
Tali composti includono nitruri di magnesio, litio, zinco o rame, ad eccezione dei metalli alcalini. Hanno un alto punto di fusione.
I nitruri intermedi includono sostanze in cui gli atomi di metalli e azoto sono distribuiti uniformemente e non vi è un chiaro spostamento della nuvola di elettroni. Tali composti inerti includono nitruri di ferro, molibdeno, manganese e tungsteno.
Descrizione dell'ossido nitrico trivalente
Viene anche chiamata anidride derivata dall'acido nitroso avente la formula HNO 2 . Tenendo conto degli stati di ossidazione dell'azoto (3+) e dell'ossigeno (2-) nel triossido, si ottiene il rapporto tra gli atomi degli elementi da 2 a 3 o N 2 O 3.
Le forme liquida e gassosa dell'anidride sono composti molto instabili, si decompongono facilmente in 2 diversi ossidi con valenza IV e II.
DEFINIZIONE
Azotoè il settimo elemento della tavola periodica. Si trova nel secondo periodo del gruppo V del sottogruppo A. Designazione - N.
L'azoto è un tipico elemento non metallico, in termini di elettronegatività (3.0) è secondo solo al fluoro e all'ossigeno.
L'azoto naturale è costituito da due isotopi stabili 14 N (99,635%) e 15 N (0,365%).
La molecola di azoto è biatomica. C'è un triplo legame tra gli atomi di azoto nella molecola, per cui la molecola di N 2 è eccezionalmente forte. L'azoto molecolare è chimicamente inattivo, debolmente polarizzato.
In condizioni normali, l'azoto molecolare è un gas. I punti di fusione (-210 o C) e di ebollizione (-195,8 o C) dell'azoto sono molto bassi; è poco solubile in acqua e altri solventi.
Lo stato di ossidazione dell'azoto nei composti
L'azoto forma molecole biatomiche della composizione N 2 a causa dell'induzione di legami covalenti non polari e, come è noto, nei composti con legami non polari, lo stato di ossidazione degli elementi è zero.
L'azoto è caratterizzato da un'intera gamma di stati di ossidazione, tra i quali ci sono sia positivi che negativi.
Stato di ossidazione (-3) l'azoto si manifesta in composti chiamati nitruri (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), il più famoso dei quali è l'ammoniaca (N -3 H +1 3).
Stato di ossidazione (-2) l'azoto si manifesta in composti di tipo perossido - pernitruri, il cui rappresentante più semplice è l'idrazina (diammide / pernitruro di idrogeno) - N -2 2 H 2.
In un composto chiamato idrossilammina - N -1 H 2 OH-azoto mostra lo stato di ossidazione (-1) .
Gli stati di ossidazione dell'azoto positivi più stabili sono (+3) e (+5) . Esibisce il primo di loro in fluoruro (N +3 F -1 3), ossido (N +3 2 O -2 3), oxoalogenuri (N +3 OCl, N +3 OBr, ecc.), nonché derivati anione NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2, ecc.). Lo stato di ossidazione (+5) mostra azoto nell'ossido N +5 2 O 5, oxonitride N +5 ON, diossofluoruro N +5 O 2 F, nonché triossonitrato (V) -ione NO 3 - e dinitridonitrato (V) -ione NH 2 -.
L'azoto mostra anche stati di ossidazione (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O e (+4) N +4 O 2 nei loro composti, ma molto meno frequentemente.
Esempi di problem solving
ESEMPIO 1
| Esercizio | Indicare gli stati di ossidazione dell'ossigeno nei composti: 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 . |
| Risposta | L'ossigeno forma diversi tipi di composti binari in cui mostra stati di ossidazione caratteristici. Quindi, se l'ossigeno fa parte degli ossidi, il suo stato di ossidazione è (-2), come in La 2 O 3 e Cl 2 O 7. Nei perossidi, lo stato di ossidazione dell'ossigeno è (-1): H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 . In combinazione con fluoro (OF 2), lo stato di ossidazione dell'ossigeno è (+2). Lo stato di ossidazione di un elemento in una sostanza semplice è sempre zero (O o 2). Le sostanze di composizione KO 2 e KO 3 sono superperossido (superossido) e ozonuro di potassio, in cui l'ossigeno mostra valori frazionari di stati di ossidazione: (-1/2) e (-1/3). |
| Risposta | (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 e (+2). |
ESEMPIO 2
| Esercizio | Indicare gli stati di ossidazione dell'azoto nei composti: 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 . |
| Decisione | Lo stato di ossidazione di un elemento in una sostanza semplice è sempre zero (N o 2). È noto che negli ossidi lo stato di ossidazione dell'ossigeno è (-2). Usando l'equazione dell'elettroneutralità, determiniamo che gli stati di ossidazione dell'azoto negli ossidi sono: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5. |
Azoto- elemento del 2° periodo del gruppo V A Sistema periodico, numero di serie 7. La formula elettronica dell'atomo è [ 2 He] 2s 2 2p 3, gli stati di ossidazione caratteristici sono 0, -3, +3 e +5, meno spesso +2 e +4, ecc. il N v stato è considerato relativamente stabile.
Scala dello stato di ossidazione dell'azoto:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3
3 - N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3
3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.
L'azoto ha un'elevata elettronegatività (3,07), la terza dopo F e O. Esibisce tipiche proprietà non metalliche (acide), mentre forma vari acidi, sali e composti binari contenenti ossigeno, nonché il catione ammonio NH 4 e il suo sali.
In natura - diciassettesimo per elemento di abbondanza chimica (nono tra i non metalli). Un elemento vitale per tutti gli organismi.
N 2
Sostanza semplice. È costituito da molecole non polari con un legame N≡N ˚σππ molto stabile, che spiega l'inerzia chimica dell'elemento in condizioni normali.
Un gas incolore, insapore e inodore che condensa in un liquido incolore (a differenza dell'O2).
casa componente aria 78,09% in volume, 75,52 in massa. L'azoto bolle dall'aria liquida prima dell'ossigeno. Leggermente solubile in acqua (15,4 ml / 1 l H 2 O a 20 ˚C), la solubilità dell'azoto è inferiore a quella dell'ossigeno.
In temperatura ambiente N 2, reagisce con il fluoro e, in misura molto piccola, con l'ossigeno:
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
La reazione reversibile per ottenere l'ammoniaca avviene ad una temperatura di 200˚C, sotto pressione fino a 350 atm, e sempre in presenza di un catalizzatore (Fe, F 2 O 3 , FeO, nel laboratorio di Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Secondo il principio di Le Chatelier, con un aumento della pressione e una diminuzione della temperatura dovrebbe verificarsi un aumento della resa di ammoniaca. Tuttavia, la velocità di reazione a basse temperatureè molto piccolo, quindi il processo viene effettuato a 450-500 ˚C, raggiungendo una resa del 15% in ammoniaca. N 2 e H 2 non reagiti ritornano al reattore e quindi aumentano l'entità della reazione.
L'azoto è chimicamente passivo rispetto agli acidi e agli alcali, non favorisce la combustione.
Ricevuta in industria- distillazione frazionata di aria liquida o rimozione chimica dell'ossigeno dall'aria, ad esempio mediante la reazione 2C (coke) + O 2 \u003d 2CO quando riscaldato. In questi casi si ottiene azoto, che contiene anche impurità di gas nobili (principalmente argon).
In laboratorio, piccole quantità di azoto chimicamente puro possono essere ottenute mediante una reazione di commutazione con riscaldamento moderato:
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)
È usato per la sintesi dell'ammoniaca. Acido nitrico e altri prodotti contenenti azoto come mezzo inerte per processi chimici e metallurgici e stoccaggio di sostanze infiammabili.
NH 3
Composto binario, lo stato di ossidazione dell'azoto è - 3. Un gas incolore con un forte odore caratteristico. La molecola ha la struttura di un tetraedro incompleto [: N(H) 3 ] (ibridazione sp 3). La presenza di azoto nella molecola NH 3 di una coppia donatrice di elettroni nell'orbitale ibrido sp 3 provoca una caratteristica reazione di addizione di un catione idrogeno, con formazione di un catione ammonio NH4. Si liquefa a pressione positiva a temperatura ambiente. Allo stato liquido, è associato da legami idrogeno. Termicamente instabile. Sciogliamo bene in acqua (più di 700 l/1 l di H 2 O a 20˚C); la proporzione nella soluzione satura è 34% in peso e 99% in volume, pH= 11,8.
Molto reattivo, soggetto a reazioni di addizione. Brucia in ossigeno, reagisce con gli acidi. Mostra proprietà riducenti (a causa di N -3) e ossidanti (a causa di H +1). Viene essiccato solo con ossido di calcio.
Reazioni qualitative - la formazione di "fumo" bianco al contatto con HCl gassoso, annerimento di un pezzo di carta inumidito con una soluzione di Hg 2 (NO3) 2.
Prodotto intermedio nella sintesi di HNO 3 e sali di ammonio. Viene utilizzato nella produzione di soda, fertilizzanti azotati, coloranti, esplosivi; l'ammoniaca liquida è un refrigerante. Velenoso.
Equazioni delle reazioni più importanti:
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) bianco "fumo"
4NH 3 + 3O 2 (aria) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustione)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (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 (temperatura ambiente, pressione)
Ricevuta. A laboratori- spostamento dell'ammoniaca dai sali di ammonio quando riscaldato con calce sodata: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Oppure facendo bollire una soluzione acquosa di ammoniaca, seguita dall'essiccamento del gas.
Nell'industria l'ammoniaca è prodotta dall'azoto con l'idrogeno. Prodotto dall'industria in forma liquefatta o sotto forma di soluzione acquosa concentrata con il nome tecnico acqua ammoniacale.
Idrato di ammoniacaNH 3
*
H 2
o.
Connessione intermolecolare. Bianco, nel reticolo cristallino - Molecole di NH 3 e H 2 O legate da un debole legame a idrogeno. È presente in una soluzione acquosa di ammoniaca, una base debole (i prodotti di dissociazione sono il catione NH 4 e l'anione OH). Il catione ammonio ha una struttura tetraedrica regolare (ibridazione sp 3). Termicamente instabile, si decompone completamente quando la soluzione viene bollita. Neutralizzato da acidi forti. Presenta proprietà riducenti (dovute a N -3) in una soluzione concentrata. Entra nella reazione di scambio ionico e formazione complessa.
Reazione qualitativa– formazione di "fumo" bianco al contatto con HCl gassoso. Viene utilizzato per creare un ambiente leggermente alcalino in soluzione, durante la precipitazione degli idrossidi anfoteri.
Una soluzione di ammoniaca 1 M contiene principalmente NH 3 * H 2 O idrato e solo lo 0,4% di ioni NH 4 OH (a causa della dissociazione degli idrati); quindi, l'"idrossido di ammonio NH 4 OH" ionico non è praticamente contenuto nella soluzione, non c'è nemmeno un tale composto nell'idrato solido.
Equazioni delle reazioni più importanti:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (bollente con 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
Viene spesso chiamata una soluzione di ammoniaca diluita (3-10%). ammoniaca(il nome è stato inventato dagli alchimisti) e una soluzione concentrata (18,5 - 25%) è una soluzione di ammoniaca (prodotta dall'industria).
ossido d'azoto
monossido di azotoNO
Ossido non salino. gas incolore. Il radicale contiene un legame σπ covalente (N꞊O), allo stato solido il dimero N 2 O 2 co Connessione N-N. Estremamente termicamente stabile. Sensibile all'ossigeno atmosferico (diventa marrone). Leggermente solubile in acqua e non reagisce con essa. Chimicamente passivo rispetto agli acidi e agli alcali. Quando riscaldato, reagisce con metalli e non metalli. miscela altamente reattiva di NO e NO 2 ("gas nitrosi"). Intermedio in sintesi acido nitrico.
Equazioni delle reazioni più importanti:
2NO + O 2 (es.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafite) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rosso) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600 ˚C)
Reazioni alle miscele di NO e 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)
Ricevuta in industria: ossidazione dell'ammoniaca con ossigeno su un catalizzatore, in laboratori- interazione dell'acido nitrico diluito con agenti riducenti:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
o riduzione dei nitrati:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NO +
Io 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
diossido di azotoNO 2
L'ossido acido, corrisponde condizionatamente a due acidi: HNO 2 e HNO 3 (l'acido per N 4 non esiste). Gas marrone, monomero NO 2 a temperatura ambiente, dimero liquido incolore N 2 O 4 (tetrossido di diazoto) al freddo. Reagisce completamente con acqua, alcali. Agente ossidante molto forte, corrosivo per i metalli. Viene utilizzato per la sintesi di acido nitrico e nitrati anidri, come ossidante per il carburante per razzi, purificatore dell'olio dallo zolfo e catalizzatore per l'ossidazione dei composti organici. Velenoso.
L'equazione delle reazioni più importanti:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (al freddo)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
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)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = NO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Ricevuta: in industria - ossidazione di NO con ossigeno atmosferico, in laboratori– interazione dell'acido nitrico concentrato con agenti riducenti:
6HNO 3 (conc., montagne) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc.,ort.) + P (rosso) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., montagne) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
ossido di azotoN 2 o
Gas incolore con un odore gradevole ("gas esilarante"), N꞊N꞊О, stato di ossidazione formale dell'azoto +1, scarsamente solubile in acqua. Supporta la combustione di grafite e magnesio:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500 ˚C)
Ottenuto dalla decomposizione termica del nitrato di ammonio:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
usato in medicina come anestetico.
triossido di diazotoN 2 o 3
A basse temperature è un liquido blu, ON꞊NO 2, lo stato di ossidazione formale dell'azoto è +3. A 20 ˚C si decompone del 90% in una miscela di NO 2 incolore e NO 2 marrone ("gas nitrosi", fumo industriale - "coda di volpe"). N 2 O 3 - ossido acido, forma HNO 2 con acqua al freddo, reagisce in modo diverso se riscaldato:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Con alcali si ottengono sali di HNO 2, ad esempio NaNO 2 .
Ottenuto dall'interazione di NO con O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
con forte raffreddamento. I "gas nitrosi" e pericolosi per l'ambiente, agiscono come catalizzatori per la distruzione dello strato di ozono dell'atmosfera.
anidride carbonica N 2 o 5
Incolore, solido, O 2 N - O - NO 2, lo stato di ossidazione dell'azoto è +5. A temperatura ambiente si decompone in NO 2 e O 2 in 10 ore. Reagisce con acqua e alcali come ossido acido:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Ottenuto dalla disidratazione dell'acido nitrico fumante:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
o ossidazione di NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Nitriti e nitrati
Nitrito di potassioKNO 2
. Bianco, igroscopico. Si scioglie senza decomposizione. Stabile all'aria secca. Sciolgiamo molto bene in acqua (formando una soluzione incolore), viene idrolizzato su anione. Un tipico agente ossidante e riducente in ambiente acido, reagisce molto lentamente in ambiente alcalino. Entra nelle reazioni di scambio ionico. Reazioni qualitative sullo ione NO 2 - decolorazione della soluzione viola di MnO 4 e comparsa di un precipitato nero quando vengono aggiunti ioni I. Viene utilizzato nella produzione di coloranti, come reagente analitico per amminoacidi e ioduri, componente di reagenti.
equazione delle reazioni più importanti:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (es.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viola) \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 - (saturo) + NH 4 + (saturo) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (nero) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (giallo chiaro) ↓
Ricevuta inindustria– recupero del nitrato di potassio nei processi:
KNO 3 + Pb = KNOW 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (spugna) + H 2 O = KNOW 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNOW 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrat
potassio
KNOW 3
nome tecnico potassio, o indiano sale , salnitro. Bianco, fonde senza decomposizione, si decompone con un ulteriore riscaldamento. Resistente all'aria. Altamente solubile in acqua (alto endo-effetto, = -36 kJ), non c'è idrolisi. Un forte agente ossidante quando fuso (a causa del rilascio di ossigeno atomico). In soluzione, viene ridotto solo dall'idrogeno atomico (in un mezzo acido a KNO 2, in un mezzo alcalino a NH 3). Viene utilizzato nella produzione del vetro come conservante alimentare, componente di miscele pirotecniche e fertilizzanti minerali.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl diluito) = 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 (grafite) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustione)
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)
Ricevuta: nell'industria
4KOH (orizzontale) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
e in laboratorio:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
L'azoto è forse l'elemento chimico più comune nell'intero sistema solare. Per essere più precisi, l'azoto è il 4° più abbondante. L'azoto in natura è un gas inerte.
Questo gas è incolore e inodore e molto difficile da dissolvere in acqua. Tuttavia, i sali di nitrato tendono a reagire molto bene con l'acqua. L'azoto ha una bassa densità.
L'azoto è un elemento straordinario. Si presume che abbia preso il nome dall'antica lingua greca, che significa "senza vita, viziato" nella traduzione da esso. Perché un atteggiamento così negativo nei confronti dell'azoto? Dopotutto, sappiamo che fa parte delle proteine e senza di essa respirare è quasi impossibile. L'azoto svolge un ruolo importante in natura. Ma nell'atmosfera questo gas è inerte. Se lo prendi così com'è nella sua forma originale, allora molti effetti collaterali. La vittima potrebbe anche morire per soffocamento. Dopotutto, l'azoto è chiamato senza vita perché non supporta la combustione o la respirazione.
In condizioni normali, tale gas reagisce solo con il litio, formando un composto come il nitruro di litio Li3N. Come possiamo vedere, lo stato di ossidazione dell'azoto in un tale composto è -3. Con altri metalli e, naturalmente, reagisce anche, ma solo quando riscaldato o quando si utilizzano vari catalizzatori. A proposito, -3 è lo stato di ossidazione più basso dell'azoto, poiché sono necessari solo 3 elettroni per riempire completamente il livello di energia esterna.
Questo indicatore ha vari significati. Ogni stato di ossidazione dell'azoto ha il suo composto. È meglio ricordare solo tali connessioni.
5 - il più alto grado di ossidazione dell'azoto. Si trova in e in tutti i sali nitrati.
