Există elemente chimice care prezintă diferite stări de oxidare, ceea ce permite formarea reacții chimice un număr mare de compuși cu anumite proprietăți. Cunoscând structura electronică a atomului, putem presupune ce substanțe se vor forma.
Stările de oxidare ale azotului pot varia de la -3 la +5, ceea ce indică varietatea de compuși pe baza acestuia.
Caracteristica elementului
Azotul aparține elementelor chimice situate în grupa a 15-a, în a doua perioadă în sistemul periodic al lui Mendeleev D.I. I s-a atribuit numărul de serie 7 și prescurtat. desemnarea literei N. În condiții normale, un element relativ inert, sunt necesare condiții speciale pentru ca reacțiile să aibă loc.
Apare în mod natural ca gaz biatomic incolor. aerul atmosferic cu o fracție de volum mai mare de 75%. Este conținut în compoziția moleculelor de proteine, acizi nucleici și substanțe de origine anorganică care conțin azot.
Structura atomului
Pentru a determina starea de oxidare a azotului în compuși, este necesar să se cunoască structura nucleară a acestuia și să se studieze învelișurile de electroni.
Un element natural este reprezentat de doi izotopi stabili, cu numărul lor de masă 14 sau 15. Primul nucleu conține 7 particule de neutroni și 7 protoni, iar al doilea conține încă o particulă de neutroni.
Există soiuri artificiale ale atomului său cu o masă de 12-13 și 16-17, care au nuclee instabile.
Când se studiază structura electronică a azotului atomic, se poate observa că există două învelișuri de electroni (interioară și exterioară). Orbitalul 1s conține o pereche de electroni.
Al doilea înveliș exterior conține doar cinci particule încărcate negativ: două în subnivelul 2s și trei în orbital 2p. Nivelul de energie de valență nu are celule libere, ceea ce indică imposibilitatea separării perechii sale de electroni. Orbitalul 2p este considerat a fi plin doar pe jumătate cu electroni, ceea ce permite atașarea a 3 particule încărcate negativ. În acest caz, starea de oxidare a azotului este -3.
Având în vedere structura orbitalilor, putem concluziona că acest element cu un număr de coordonare de 4 se leagă la maxim doar cu alți patru atomi. Pentru a forma trei legături, se folosește un mecanism de schimb, altul este format într-un mod do-nor-but-ac-chain-tor.
Stări de oxidare a azotului în diferiți compuși
Numărul maxim de particule negative pe care atomul său le poate atașa este de 3. În acest caz, starea sa de oxidare se manifestă egală cu -3, inerentă compușilor precum NH 3 sau amoniacul, NH 4 + sau nitrururile de amoniu și Me 3 N 2. Aceste din urmă substanțe se formează odată cu creșterea temperaturii prin interacțiunea azotului cu atomii de metal.
Cel mai mare număr de particule încărcate negativ pe care le poate degaja un element este egal cu 5.
Doi atomi de azot sunt capabili să se combine între ei pentru a forma compuși stabili cu o stare de oxidare de -2. O astfel de legătură se observă în N2H4 sau hidrazine, în azide ale diferitelor metale sau în MeN3. Atomul de azot adaugă 2 electroni la orbitalii liberi.
Există o stare de oxidare de -1 când un element dat primește doar o particulă negativă. De exemplu, în NH2OH sau hidroxilamină este încărcat negativ.
Există semne pozitive ale gradului de oxidare a azotului, atunci când particulele de electroni sunt preluate din stratul energetic exterior. Acestea variază de la +1 la +5.
Sarcina 1+ este prezentă în azot în N 2 O (oxid monovalent) și în hiponitrit de sodiu cu formula Na 2 N 2 O 2 .
În NO (oxid divalent), elementul donează doi electroni și devine încărcat pozitiv (+2).
Există o stare de oxidare a azotului 3 (în compusul NaNO 2 sau nitrură și, de asemenea, în oxidul trivalent). În acest caz, 3 electroni sunt separați.
Sarcina +4 apare într-un oxid cu valență IV sau dimerul său (N 2 O 4).
Semnul pozitiv al starii de oxidare (+5) apare in N 2 O 5 sau in oxid pentavalent, in acid azotic si sarurile sale derivate.
Compuși de la azot la hidrogen
Substanțele naturale bazate pe cele două elemente de mai sus seamănă hidrocarburi organice. Doar azotul hidrogen își pierde stabilitatea odată cu creșterea cantității de azot atomic.
Cei mai importanți compuși cu hidrogen includ moleculele de amoniac, hidrazină și acid hidrazoic. Ele sunt obținute prin interacțiunea hidrogenului cu azotul, iar oxigenul este prezent și în această din urmă substanță.
Ce este amoniacul
Se mai numește și nitrură de hidrogen, iar formula sa chimică se notează ca NH 3 cu o masă de 17. În condiții cu temperatura normala iar sub presiune, amoniacul are forma unui gaz incolor cu un miros înțepător de amoniac. Prin densitate, este de 2 ori mai rar decât aerul, se dizolvă ușor în mediu acvatic datorită structurii polare a moleculei sale. Se referă la substanțe cu risc scăzut.
În volume industriale, amoniacul este produs prin sinteza catalitică din molecule de hidrogen și azot. Există metode de laborator pentru obținerea nitriților din săruri de amoniu și sodiu.
Structura amoniacului
Molecula piramidală conține un atomi de azot și 3 atomi de hidrogen. Sunt situate unul față de celălalt la un unghi de 107 grade. Într-o moleculă tetraedrică, azotul este situat în centru. Datorită a trei electroni p nepereche, este conectat prin legături polare de natură covalentă cu 3 hidrogeni atomici, care au fiecare 1 electron s. Așa se formează o moleculă de amoniac. În acest caz, azotul prezintă o stare de oxidare de -3.
Acest element are încă o pereche neîmpărtășită de electroni la nivelul exterior, care creează o legătură covalentă cu un ion de hidrogen care are o sarcină pozitivă. Un element este un donator de particule încărcate negativ, iar celălalt este un acceptor. Așa se formează ionul de amoniu NH 4 +.
Ce este amoniul
Este clasificat ca un ion sau cation poliatomic încărcat pozitiv.Amoniul este, de asemenea, clasificat ca o substanță chimică care nu poate exista sub formă de moleculă. Este alcătuit din amoniac și hidrogen.
Amoniul cu sarcină pozitivă în prezența diverșilor anioni cu semn negativ este capabil să formeze săruri de amoniu, în care se comportă ca metalele cu valență I. De asemenea, cu participarea sa, sunt sintetizați compuși de amoniu.
Multe săruri de amoniu există sub formă de substanțe cristaline, incolore, care sunt ușor solubile în apă. Dacă compușii ionului NH 4 + sunt formați din acizi volatili, atunci în condiții de încălzire se descompun odată cu eliberarea substante gazoase. Răcirea lor ulterioară duce la un proces reversibil.
Stabilitatea unor astfel de săruri depinde de puterea acizilor din care se formează. Compușii stabili de amoniu corespund unui reziduu acid puternic. De exemplu, clorura de amoniu stabilă este produsă din acid clorhidric. La temperaturi de până la 25 de grade, o astfel de sare nu se descompune, ceea ce nu se poate spune despre carbonatul de amoniu. Acest din urmă compus este adesea folosit în gătit pentru aluatul crescut, înlocuind bicarbonatul de sodiu.
Cofetarii numesc pur și simplu carbonat de amoniu amoniu. Această sare este folosită de către producători de bere pentru a îmbunătăți fermentația drojdiei de bere.
O reacție calitativă pentru detectarea ionilor de amoniu este acțiunea hidroxizilor de metale alcaline asupra compușilor săi. În prezența NH4+, se eliberează amoniac.
Structura chimică a amoniului
Configurația ionului său seamănă cu un tetraedru obișnuit, în centrul căruia se află azotul. Atomii de hidrogen sunt localizați în partea de sus a figurii. Pentru a calcula starea de oxidare a azotului în amoniu, trebuie să vă amintiți că sarcina totală a cationului este +1, iar fiecărui ion de hidrogen îi lipsește un electron și există doar 4. Potențialul total de hidrogen este +4. Dacă scădem încărcătura tuturor ionilor de hidrogen din sarcina cationului, obținem: +1 - (+4) = -3. Deci azotul are o stare de oxidare de -3. În acest caz, adaugă trei electroni.
Ce sunt nitrururile
Azotul este capabil să se combine cu mai mulți atomi electropozitivi de natură metalică și nemetalice. Ca rezultat, se formează compuși similari hidrurilor și carburilor. Astfel de substanțe care conțin azot se numesc nitruri. Între metal și atomul de azot din compuși se disting legături covalente, ionice și intermediare. Această caracteristică este cea care stă la baza clasificării lor.
Nitrururile covalente includ compuși în a căror legătură chimică electronii nu se transferă din azotul atomic, ci formează un nor de electroni comun împreună cu particulele încărcate negativ ale altor atomi.
Exemple de astfel de substanțe sunt nitrururile de hidrogen, cum ar fi moleculele de amoniac și hidrazină, precum și halogenurile de azot, care includ tricloruri, tribromuri și trifluoruri. Au o pereche de electroni comună care aparține în mod egal la doi atomi.
Nitrururile ionice includ compuși cu o legătură chimică formată prin tranziția electronilor de la un element metalic la niveluri libere la azot. Polaritatea se observă în moleculele unor astfel de substanțe. Nitrururile au o stare de oxidare a azotului de 3-. În consecință, sarcina totală a metalului va fi de 3+.
Astfel de compuși includ nitruri de magneziu, litiu, zinc sau cupru, cu excepția metalelor alcaline. Au un punct de topire ridicat.
Nitrururile intermediare includ substanțe în care atomii de metale și azot sunt distribuiți uniform și nu există o schimbare clară a norului de electroni. Astfel de compuși inerți includ nitruri de fier, molibden, mangan și wolfram.
Descrierea oxidului nitric trivalent
Se mai numește anhidridă derivată din acidul azot având formula HNO 2 . Ținând cont de stările de oxidare ale azotului (3+) și ale oxigenului (2-) în trioxid, se obține raportul atomilor elementelor 2 la 3 sau N 2 O 3.
Formele lichide și gazoase ale anhidridei sunt compuși foarte instabili; se descompun ușor în 2 oxizi diferiți cu valențe IV și II.
DEFINIȚIE
Azot este al șaptelea element din Tabelul Periodic. Este situat în a doua perioadă a grupului V al subgrupului A. Denumirea - N.
Azotul este un element nemetalic tipic, în electronegativitate (3.0) este al doilea după fluor și oxigen.
Azotul natural este format din doi izotopi stabili 14 N (99,635%) și 15 N (0,365%).
Molecula de azot este diatomică. Există o triplă legătură între atomii de azot din moleculă, drept urmare molecula de N 2 este excepțional de puternică. Azotul molecular este inactiv din punct de vedere chimic, slab polarizat.
În condiții normale, azotul molecular este un gaz. Punctele de topire (-210 o C) și punctele de fierbere (-195,8 o C) ale azotului sunt foarte scăzute; este slab solubil în apă și alți solvenți.
Starea de oxidare a azotului în compuși
Azotul formează molecule diatomice din compoziția N 2 datorită inducției de legături nepolare covalente și, după cum se știe, în compușii cu legături nepolare, starea de oxidare a elementelor este zero.
Azotul se caracterizează printr-o gamă întreagă de stări de oxidare, printre care sunt atât pozitive, cât și negative.
Stare de oxidare (-3) azotul se manifestă în compuși numiți nitruri (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), dintre care cel mai faimos este amoniacul (N -3 H +1 3).
Stare de oxidare (-2) azotul se manifestă în compuși de tip peroxid - pernitrude, cel mai simplu reprezentant al cărora este hidrazina (diamidă / pernitrură de hidrogen) - N -2 2 H 2.
Într-un compus numit hidroxilamină - N -1 H 2 OH-azotul prezintă starea de oxidare (-1) .
Cele mai stabile stări pozitive de oxidare a azotului sunt (+3) și (+5) . Primul dintre ele îl prezintă în fluor (N +3 F -1 3), oxid (N +3 2 O -2 3), oxohalogenuri (N +3 OCl, N +3 OBr etc.), precum și derivați. anion NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2 etc.). Starea de oxidare (+5) azotul se prezintă în oxidul N +5 2 O 5, oxonitrură N + 5 ON, dioxofluorura N + 5 O 2 F, precum și trioxonitrat (V) -ion NO 3 - și dinitridonitrat (V) -ion NH2 -.
De asemenea, azotul prezintă stări de oxidare (+1) - N +1 2 O, (+2) -N +2O şi (+4) N +4 O 2 în compușii lor, dar mult mai rar.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Indicaţi stările de oxidare ale oxigenului în compuşii: 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 . |
| Răspuns | Oxigenul formează mai multe tipuri de compuși binari în care prezintă stări de oxidare caracteristice. Deci, dacă oxigenul face parte din oxizi, atunci starea sa de oxidare este (-2), ca în La 2 O 3 și Cl 2 O 7. În peroxizi, starea de oxidare a oxigenului este (-1): H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 . În combinație cu fluor (OF 2), starea de oxidare a oxigenului este (+2). Starea de oxidare a unui element dintr-o substanță simplă este întotdeauna zero (O o 2). Substanțele de compoziție KO 2 și KO 3 sunt superperoxidul (superoxidul) și ozonura de potasiu, în care oxigenul prezintă valori fracționale ale stărilor de oxidare: (-1/2) și (-1/3). |
| Răspuns | (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 și (+2). |
EXEMPLUL 2
| Exercițiu | Indicați stările de oxidare ale azotului în compușii: 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 . |
| Decizie | Starea de oxidare a unui element dintr-o substanță simplă este întotdeauna zero (N o 2). Se știe că în oxizi starea de oxidare a oxigenului este (-2). Folosind ecuația electroneutrității, determinăm că stările de oxidare ale azotului în oxizi sunt: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5. |
Azot- element al perioadei a 2-a a grupei V A Sistem periodic, numărul de serie 7. Formula electronică a atomului este [ 2 He] 2s 2 2p 3, stările de oxidare caracteristice sunt 0, -3, +3 și +5, mai rar +2 și +4 etc. starea este considerată relativ stabilă.
Scala stării de oxidare a azotului:
+5 - N205, N03, NaN03, AgN03
3 - N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3
3-NH3, NH4, NH3*H2O, NH2CI, Li3N, CI3N.
Azotul are o electronegativitate mare (3,07), a treia după F și O. Prezintă proprietăți nemetalice (acide) tipice, formând în același timp diverși acizi, săruri și compuși binari care conțin oxigen, precum și cationul de amoniu NH 4 și ai acestuia. săruri.
În natură - şaptesprezecelea după elementul de abundență chimică (al nouălea dintre nemetale). Un element vital pentru toate organismele.
N 2
Substanță simplă. Este format din molecule nepolare cu o legătură N≡N ˚σππ foarte stabilă, ceea ce explică inerția chimică a elementului în condiții normale.
Un gaz incolor, insipid și inodor care se condensează într-un lichid incolor (spre deosebire de O2).
Acasă componentă aer 78,09% din volum, 75,52 din masa. Azotul fierbe din aerul lichid înainte ca oxigenul. Puțin solubil în apă (15,4 ml / 1 l H 2 O la 20 ˚C), solubilitatea azotului este mai mică decât cea a oxigenului.
La temperatura camerei N 2 reacționează cu fluorul și, în foarte mică măsură, cu oxigenul:
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
Reacția reversibilă de obținere a amoniacului are loc la o temperatură de 200˚C, sub presiune de până la 350 atm, și întotdeauna în prezența unui catalizator (Fe, F 2 O 3 , FeO, în laborator la Pt)
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ
În conformitate cu principiul Le Chatelier, o creștere a randamentului de amoniac ar trebui să aibă loc cu o creștere a presiunii și o scădere a temperaturii. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este foarte mic, astfel că procesul se desfășoară la 450-500 ˚C, ajungând la un randament de 15% amoniac. N2 şi H2 nereacţionat revin în reactor şi prin aceasta măresc gradul de reacţie.
Azotul este pasiv din punct de vedere chimic față de acizi și alcaline, nu suportă arderea.
chitantaîn industrie- distilarea fracționată a aerului lichid sau îndepărtarea chimică a oxigenului din aer, de exemplu, prin reacția 2C (cocs) + O 2 \u003d 2CO atunci când este încălzit. În aceste cazuri se obține azot care conține și impurități ale gazelor nobile (în principal argon).
În laborator, cantități mici de azot pur chimic pot fi obținute printr-o reacție de comutare cu încălzire moderată:
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)
Este folosit pentru sinteza amoniacului. Acid azotic și alte produse care conțin azot ca mediu inert pentru procesele chimice și metalurgice și depozitarea substanțelor inflamabile.
NH 3
Compus binar, starea de oxidare a azotului este - 3. Un gaz incolor cu un miros caracteristic ascuțit. Molecula are structura unui tetraedru incomplet [: N(H) 3 ] (hibridare sp 3). Prezența azotului în molecula de NH 3 a unei perechi donor de electroni în orbitalul hibrid sp 3 determină o reacție de adiție caracteristică a unui cation de hidrogen, cu formarea unui cation amoniu NH4. Se lichefiază sub presiune pozitivă la temperatura camerei. În stare lichidă, este asociată prin legături de hidrogen. Instabil termic. Să ne dizolvăm bine în apă (mai mult de 700 l/1 l de H 2 O la 20˚C); proportia in solutia saturata este de 34% in greutate si 99% in volum, pH= 11,8.
Foarte reactiv, predispus la reacții de adiție. Arde în oxigen, reacționează cu acizii. Prezintă proprietăți reducătoare (datorită N -3) și oxidante (datorită H +1). Se usucă numai cu oxid de calciu.
Reacții calitative - formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos, înnegrirea unei bucăți de hârtie umezită cu o soluție de Hg 2 (NO3) 2.
Un produs intermediar în sinteza HNO 3 și a sărurilor de amoniu. Se folosește la producerea de sifon, îngrășăminte cu azot, coloranți, explozivi; amoniacul lichid este un agent frigorific. Otrăvitoare.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) „fum” alb
4NH 3 + 3O 2 (aer) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustie)
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 camerei, presiune)
chitanta. LA laboratoare- deplasarea amoniacului din sărurile de amoniu atunci când este încălzit cu var sodic: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Sau fierberea unei soluții apoase de amoniac, urmată de uscarea gazului.
În industrie amoniacul este produs din azot cu hidrogen. Produs de industrie fie sub formă lichefiată, fie sub formă de soluție apoasă concentrată sub denumirea tehnică apa cu amoniac.
Hidrat de amoniacNH 3
*
H 2
O.
Legătura intermoleculară. Alb, în rețeaua cristalină - molecule de NH 3 și H 2 O legate printr-o legătură slabă de hidrogen. Este prezent într-o soluție apoasă de amoniac, o bază slabă (produșii de disociere sunt cationul NH4 și anionul OH). Cationul de amoniu are o structură tetraedrică regulată (hibridare sp 3). Instabil termic, se descompune complet atunci când soluția este fiartă. Neutralizat de acizi puternici. Prezintă proprietăți reducătoare (datorite N -3) într-o soluție concentrată. Intră în reacția de schimb de ioni și de formare a complexului.
Reacție calitativă– formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos. Este folosit pentru a crea un mediu ușor alcalin în soluție, în timpul precipitării hidroxizilor amfoteri.
O soluție de amoniac 1 M conține în principal NH 3 *H 2 O hidrat și doar 0,4% ioni NH 4 OH (datorită disocierii hidratului); astfel, „hidroxidul de amoniu NH4OH” ionic practic nu este conținut în soluție, nu există nici un astfel de compus în hidratul solid.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (fierbe cu NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (dif.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH3H2O) (conc.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (conc.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (conc.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (conc.) + NiCl2 = CI2 + 6H2O
O soluție de amoniac diluată (3-10%) este adesea numită amoniac(denumirea a fost inventată de alchimiști), iar o soluție concentrată (18,5 - 25%) este o soluție de amoniac (produsă de industrie).
oxizi de azot
monoxid de azotNU
Oxid care nu formează sare. gaz incolor. Radicalul conține o legătură σπ covalentă (N꞊O), în stare solidă dimerul N 2 O 2 co Conexiune N-N. Extrem de stabil termic. Sensibil la oxigenul atmosferic (devine maro). Puțin solubil în apă și nu reacționează cu ea. Chimic pasiv în raport cu acizi și alcalii. Când este încălzit, reacţionează cu metale şi nemetale. amestec foarte reactiv de NO și NO2 ("gaze azotate"). Intermediar în sinteza acid azotic.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NO + O 2 (ex.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (roșu) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reacții la amestecuri de NO și NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NU + NU 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)
chitantaîn industrie: oxidarea amoniacului cu oxigen pe catalizator, in laboratoare- interacțiunea acidului azotic diluat cu agenți reducători:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NU+ 4H2O
sau reducerea nitraților:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NU +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
dioxid de azotNU 2
Oxidul acid, corespunde condiționat la doi acizi - HNO 2 și HNO 3 (acidul pentru N 4 nu există). Gaz brun, monomer NO 2 la temperatura camerei, dimer lichid incolor N 2 O 4 (tetroxid de diazot) la rece. Reacționează complet cu apa, alcalii. Agent oxidant foarte puternic, corosiv pentru metale. Este folosit pentru sinteza acidului azotic și a nitraților anhidri, ca oxidant pentru combustibilul pentru rachete, un agent de curățare a uleiului din sulf și un catalizator pentru oxidarea compușilor organici. Otrăvitoare.
Ecuația celor mai importante reacții:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (la rece)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NR
2NO 2 + 2NaOH (dif.) \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)
NO2 + 2HI(p) = NO + I2 ↓ + H2O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Chitanță:în industrie - oxidarea NO cu oxigenul atmosferic, în laboratoare– interacțiunea acidului azotic concentrat cu agenți reducători:
6HNO 3 (conc., munți) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc.,hort.) + P (roșu) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., munți) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
oxid de dinazotN 2 O
Gaz incolor cu miros plăcut ("gaz de râs"), N꞊N꞊О, stare formală de oxidare a azotului +1, slab solubil în apă. Sprijină arderea grafitului și magneziului:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Obținut prin descompunerea termică a nitratului de amoniu:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
folosit în medicină ca anestezic.
trioxid de dinazotN 2 O 3
La temperaturi scăzute, este un lichid albastru, ON꞊NO 2, starea formală de oxidare a azotului este +3. La 20 ˚C, se descompune cu 90% într-un amestec de NO incolor și NO 2 maro („gaze azotate”, fum industrial - „coada de vulpe”). N 2 O 3 - oxid acid, formează HNO 2 cu apa la rece, reacționează diferit la încălzire:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Cu alcalii dă săruri de HNO2, de exemplu NaNO2.
Obținut prin interacțiunea NO cu O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) sau cu NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
cu răcire puternică. „Gaze azotate” și periculoase pentru mediu, acționează ca catalizatori pentru distrugerea stratului de ozon din atmosferă.
pentoxid de dinazot N 2 O 5
Incolor, solid, O 2 N - O - NO 2, starea de oxidare a azotului este +5. La temperatura camerei, se descompune în NO 2 și O 2 în 10 ore. Reacționează cu apa și alcalii ca un oxid acid:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Obținut prin deshidratarea acidului azotic fumos:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
sau oxidarea NO 2 cu ozon la -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Nitriți și nitrați
Nitritul de potasiuKNO 2
. Alb, higroscopic. Se topește fără descompunere. Stabil în aer uscat. Să dizolvăm foarte bine în apă (formând soluție incoloră), se hidrolizează pe anion. Un agent oxidant și reducător tipic într-un mediu acid, reacționează foarte lent într-un mediu alcalin. Intră în reacții de schimb ionic. Reacții calitative asupra ionului de NO 2 - decolorarea soluției violete de MnO 4 și apariția unui precipitat negru la adăugarea ionilor I. Se utilizează la producerea coloranților, ca reactiv analitic pentru aminoacizi și ioduri, component al fotografilor. reactivi.
ecuația celor mai importante reacții:
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 - (saturat) + NH 4 + (saturat) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (negru) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (galben deschis) ↓
chitanta înindustrie– recuperarea azotatului de potasiu în procesele:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (conc.) + Pb (burete) + H2O = KNO 2+ Pb(OH)2↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrat
potasiu
KNO 3
denumire tehnică potasiu, sau indian sare , salitrul. Alb, se topește fără descompunere, se descompune la încălzire ulterioară. Rezistent la aer. Foarte solubil în apă (concentrat ridicat endo-efect, = -36 kJ), nu are loc hidroliză. Un agent oxidant puternic atunci când este fuzionat (datorită eliberării de oxigen atomic). În soluție, se reduce numai de hidrogen atomic (în mediu acid la KNO2, în mediu alcalin la NH3). Este folosit în producția de sticlă ca conservant alimentar, o componentă a amestecurilor pirotehnice și îngrășăminte minerale.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCI diluat) = 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 (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustie)
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)
chitanta: în industrie
4KOH (orizontal) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
si in laborator:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Azotul este poate cel mai comun element chimic din întregul sistem solar. Pentru a fi mai specific, azotul este al patrulea cel mai abundent. Azotul în natură este un gaz inert.
Acest gaz este incolor și inodor și foarte greu de dizolvat în apă. Cu toate acestea, sărurile de nitrați tind să reacționeze foarte bine cu apa. Azotul are o densitate scăzută.
Azotul este un element uimitor. Există o presupunere că și-a luat numele din limba greacă veche, care înseamnă „fără viață, stricat” în traducere din ea. De ce o atitudine atât de negativă față de azot? La urma urmei, știm că face parte din proteine, iar respirația fără ea este aproape imposibilă. Azotul joacă un rol important în natură. Dar în atmosferă acest gaz este inert. Dacă îl iei așa cum este în forma sa originală, atunci multe efecte secundare. Victima poate chiar să moară prin sufocare. La urma urmei, azotul este numit lipsit de viață pentru că nu sprijină arderea sau respirația.
În condiții normale, un astfel de gaz reacționează numai cu litiul, formând un compus precum nitrura de litiu Li3N. După cum putem vedea, starea de oxidare a azotului într-un astfel de compus este -3. Cu alte metale, și bineînțeles, reacționează și el, dar numai atunci când este încălzit sau când se folosesc diferiți catalizatori. Apropo, -3 este cea mai scăzută stare de oxidare a azotului, deoarece sunt necesari doar 3 electroni pentru a umple complet nivelul de energie exterior.
Acest indicator are diverse semnificații. Fiecare stare de oxidare a azotului are propriul său compus. Este mai bine să vă amintiți doar astfel de conexiuni.
5 - cel mai înalt grad de oxidare a azotului. Apare în și în toate sărurile nitrați.
