Нитрат аммония оксид азота 1 вода овр

Нитрат аммония оксид азота 1 вода овр

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 3 :

• N — 2s 2 2p 3
• P — 3s 2 3p 3
• As — 4s 2 4p 3
• Sb — 5s 2 5p 3
• Bi — 6s 2 6p 3

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.

Соли аммония

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

Реакции с кислотами

Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

Реакции с солями

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

Оксид азота III — N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂ — ). Реагирует с водой, основаниями.

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при разложении нитратов.

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

3. Химические свойства соединений азота с точки зрения изменения степеней окисления

Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:

8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl (в атмосфере хлора)

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 6H₂O

2NH₄Cl + 4CuO → 3Cu + N₂ + CuCl₂ + 4H₂O

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O (t)

2NH₃ + 2K₂FeO₄ + 5H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 2K₂SO₄ + 8H₂O

8NH₃ + 3KBrO₄ → 3KBr + 4N₂ + 12H₂O

2NH₃ + 3KClO → 3KCl + N₂ + 3H₂O

4NH₃ + 3Ca(ClO)₂ → 3CaCl₂ + 2N₂ + 6H₂O

2NH₃ + 2NaMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2NaOH + 2H₂O

2NH₃ + 6NaMnO₄ + 6NaOH → 6Na₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O

2NH₃×H₂O + 2KMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 4H₂O

Чтобы легко запомнить следующие реакции, нужно помнить, что нитрат аммония разлагается при нагревании на оксид азота (I) и воду

Cl + K → + KCl +

А также нужно помнить термическое разложение нитрита аммония на азот и воду (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O):

Cl + Na → + NaCl + 2

Реакции термического разложения нитрата и нитрита аммония также часто встречаются на экзамене.

В присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II), а не простого вещества:

4NH₃ + 5O₂ → 2NO + 6H₂O (t, Pt)

Нитриды (и для аналогии фосфиды) активных металлов легко реагируют с водой и растворами кислот:

1. Реакции с водой:

Mg₃N₂ + H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

Na₃N + H₂O → NaOH + NH₃

Ca₃P₂ + ­­6H₂O → 3Ca(OH)₂ +2PH₃

2. В реакциях с кислотами образуются соли (в случае нитридов) или фосфин (в случае фосфидов):

Zn₃P₂ + 6HCl → 3ZnCl₂ + 2PH₃

Азотная кислота

Чем более разбавленной является кислота, тем более сильным окислителем она является.

Изменение степени окисления азота в реакциях с сильным восстановителем:

N +5 + 8e → N –3 (NH₃ или NH₄NO₃) очень разбавленная HNO₃

N +5 + 5e → N 0 (N₂) разбавленная HNO₃

N +5 + 4e → N +1 (N₂O) разбавленная HNO₃, концентрированная

Изменение степени окисления азота в реакциях со слабым восстановителем:

N +5 + 3e → N +2 (NO) разбавленная HNO₃

N +5 + 1e → N +4 (NO₂) концентрированная HNO₃

Восстановители:

• Металлы, начиная с Fe
• Неметаллы
• Соли (если можем окислить)
• Оксиды (если можем окислить)
• HI и йодиды, H₂S и сульфиды

10HNO₃(разб.) + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O (возможно образование N₂)

С неметаллами образуются соответствующие кислоты:

10HNO₃(конц.) + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O (t) (из галогенов реакция идет только с йодом)

8HNO₃(к) + H₂S → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

8HNO₃(к) + Na₂S → Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

4HNO₃(конц.) + CuS → Cu(NO₃)₂ + S + 2NO₂ + 2H₂O

8HNO₃ + Cu₂S → 2Cu(NO₃)₂ + S + 4NO₂ + 4H₂O

12HNO₃ + Cu₂S → CuSO₄ + Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

16HNO₃(к) + Mg₃P₂ → Mg₃(PO₄)₂ + 16NO₂ + 8H₂O

16HNO₃(к) + Ca(HS)₂ → H₂SO₄ + CaSO₄ + 16NO₂ + 8H₂O

8HNO₃(к) + AlP&nbsp → AlPO₄ + 8NO₂­ + 4H₂O

В избытке кислоты фосфат алюминия (см. предыдущую реакцию) растворяется:

11HNO₃(к, изб.) + AlP → H₃PO₄ + Al(NO₃)₃ + 8NO₂ + 4H₂O

Окисляем металл соли или оксида:

10HNO₃(к) + Fe₃O₄ → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

4HNO₃(к) + FeO → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

HNO₃(к) + FeSO₄ → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + H₂SO₄ + H₂O

4HNO₃(к) + CrCl₂ → Cr(NO₃)₃ + NO₂ + 2HCl + H₂O (ионы Cl – азотная кислота окислить не может)

Одновременное окисление катиона и аниона:

14HNO₃(к) + Cu₂S → H₂SO₄ + 2Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

Нитраты

С металлами (Al, Zn, Mg) нитраты восстанавливаются до аммиака:

3NaNO₃ + 8Al + 5NaOH +18H₂O → 3NH₃ + 8Na[Al(OH)₄]

NaNO₃ + 4Zn + 7NaOH + 6H₂O → NH₃ + 4Na₂[Zn(OH)₄]

KNO₃ + 4Mg + 6H₂O → NH₃ + 4Mg(OH)₂ + KOH

При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

KNO₃ + MnO₂ + K₂CO₃ → KNO₂ + K₂MnO₄ + CO₂

Неметаллами нитраты восстанавливаются до азота либо нитрита:

С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

KNO₃ + NH₄Cl → N₂O + KCl + 2H₂O (NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O)

В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

Термическое разложение нитратов:

MNO₃ → MNO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li.

MNO₃ → MO + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.

MNO₃ → M + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu.

Нитриты

Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

С восстановителями нитриты восстанавливаются до N₂ или NO:

1) С солями аммония, по сути, идет разложение нитрита аммония:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂ + NaCl + 2H₂O (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O)

Ca(NO₂)₂ + (NH₄)₂SO₄ → 2N₂ + CaSO₄ + 4H₂O

2) Соединениями I – , Fe 2+ и др. нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O.

2_properties» name=»NO₂_properties»>Оксиды азота

Оксид азота (IV), как правило, восстанавливается до NO или N₂:

10NO₂ + 4P → P₂O₅ + 10NO (возможно образование N₂)

2NO₂ + 4Cu → N₂ + 4CuO

Оксид азота (IV) диспропорционирует в реакциях с водой и растворами щелочей и карбонатов щелочных металлов:

Т.к. оксиду NO₂ соответствуют две кислоты, при взаимодействии с щелочью или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO (растворение газа в воде в отсутствии кислорода)

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 :

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ (растворение в избытке кислорода)

Оксид азота (II), как правило, окисляется до N +5 :

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO₃ + 3KCl + H₂O

8NO + 3HClO₄ + 4H₂O → 8HNO₃ + 3HCl

14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O → 14HNO₃ + 3Br₂

2NO + O₂ → 2NO₂ (идет самопроизвольно на воздухе)

2NO + 2Cu → N₂ + 2CuO (500-600°C).

Как и все оксиды азота, N₂O является окислителем, способным окислять металлы:

N₂O + Cu → CuO + N₂

N₂O + Cu₂O → 2CuO + N₂.

Источник