Степень окисления азота в соединений с хлором

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

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 от Li до Al

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

В избытке кислоты фосфаты растворяются:

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

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.

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.

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
.

Азот, соединения азота

Азот – элемент V A группы главной подгруппы, значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов. До завершения внешнего уровня ему не хватает 3 электрона, которые он может присоединить, в этом случае степень окисления его будет равна -3. Кроме этого, атом азота может и отдавать электроны и приобретать положительные степени окисления. Таким образом, для атома азота в соединениях возможны степени окисления от -3 до +5.

Рассмотрим соединения азота.

Например, в аммиаке – NH₃ – степень окисления азота -3; в оксиде азота (I) – N₂O – степень окисления азота +1; в оксиде азота (II) – NO – степень окисления азота +2; в азотистой кислоте – HNO₂ – степень окисления азота +3; в оксиде азота (IV) – NO₂ – степень окисления азота +4; в азотной кислоте – HNO₃ – степень окисления азота +5.

Таким образом, если степень окисления азота -3, то он проявляет восстановительные свойства, если степень окисления +5, то азот проявляет окислительные свойства, а если у азота в соединении промежуточные степени окисления: +1, +2, +3, +4, то он может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Азот входит в состав воздуха, где его объёмная доля составляет 78%, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространённости четвёртое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Азот входит и в состав чилийской селитры – NaNO₃ – это неорганическое вещество образовалось из остатков птичьего помёта в условиях сухого и жаркого климата. Широко распространена и калийная селитра – KNO₃, встречающаяся в Индии.

Азот входит в состав всех белков, а белок просто необходим для жизни. Человек получает белок из растительной и животной пищи, а животные получают белок, в основном, из растений. А сами растения являются источником пополнения азота. Поэтому в природе постоянно происходит круговорот азота.

Так как азот входит в состав органических соединений, то он недоступен для растений. Но, в результате жизнедеятельности определённой группы бактэрий, органические соединения превращаются в неорганические – минеральные – это соли аммония и нитраты. И уже эти неорганические вещества усваиваются растениями. Затем растениями, которые усвоили азот, питаются животные и из растений получают необходимый белок.

Большую роль в фиксации азота играют клубеньковые бактерии, которые живут в клубеньках бобовых растений (клевера, гороха, люпина). Они усваивают атмосферный азот и превращают его в соединения, которые доступные растениям.

Кроме этого, соединения азота в почве пополняются за счёт грозовых ливней. Сначала из азота и кислорода образуется оксид азота (II), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота (IV). Этот оксид реагирует с водой в присутствии кислорода воздуха и получается азотная кислота. Кислота затем вступает во взаимодействие с соединениями натрия, кальция и калия, которые находятся в почве, и образует соли – селитры, которые нужны для питания растений.

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул – N₂. В молекуле азота атомы связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Эта связь очень прочная, поэтому азот является малоактивным веществом.

Азот является бесцветным газом, не имеет запаха и вкуса, немного легче воздуха. Не сжижается при обычной температуре, плохо растворим в воде, его температура плавления -210 0 C, а температура кипения -196 0 C.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония при слабом нагревании.

Азот относительно инертен в химических реакциях. Он не реагирует ни с кислотами, ни с водой, ни со щелочами.

При обычных условиях азот реагирует только с литием. При этом образуется нитрид лития.

Литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом алюминия отдает по 6 электронов молекуле азота, при этом литий является восстановителем, а азот окислителем.

С другими металлами азот реагирует только при высоких температурах.

Например, в реакции с магнием образуется нитрид магния. Магний изменяет свою степень окисления с 0 до +2, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом магния отдаёт по 3 электрона молекуле азота. Магний в реакции является восстановителем, а азот – окислителем.

При высоких температуре, давлении и в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя при этом аммиак. В этой реакции азот понижает свою степень окисления с 0 до -3, а водород повышает с 0я до +1. Азот является окислителем, а водород восстановителем.

Как видите, это реакция соединения, так как из двух простых веществ образуется одно сложное, реакция экзотермическая, так как протекает с выделением теплоты, обратимая, то есть идёт как в прямом, так и в обратном направлении, каталитическая, потому что в реакции присутствует катализатор – железо. Реакция является окислительно-восстановительной, потому что происходит изменение степеней окисления, реакция гомогенная, так как вступающие в химическую реакцию вещества и продукты реакции в одном агрегатном состоянии – газообразном.

При высокой температуре азот соединяется с кислородом, образуя оксид азота два.

В этой реакции азот повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает с 0 до -2. Азот является восстановителем, а кислород – окислителем.

Так как эта реакция идёт с изменением степеней окисления, то она является окислительно-восстановительной, это реакция соединения, потому что из двух простых веществ образуется одно сложное. Реакция обратимая, идёт в прямом и обратном направлении, эндотермическая, так как теплота поглощается, реакция некаталитическая, потому что не требует участия катализатора, является гомогенной, так как все вещества находятся в газообразном состоянии.

Следует отметить, что в реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства, а в реакциях с кислородом – восстановительные.

Основная область применения азота – производство аммиака и азотной кислоты. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Азотом раньше наполняли электрические лампы. Жидкий азот используют в охладительных системах.

В медицине чистый азот применяют в качестве инертной среды при лечении туберкулёза лёгких, а жидкий азот – при лечении заболеваний позвоночника и суставов.

Решим задачу. Определим массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой 7,2 г в азоте объёмом 10 л при нормальных условиях.

В условии задачи нам дана масса магния и объём азота. Найти необходимо массу образовавшегося соединения, то есть массу нитрида магния. Найдём количество вещества магния, для этого необходимо массу магния разделить на его молярную массу. То есть 7,2 г разделим на 24 г/моль, получим 0,3 моль, теперь найдём количество вещества азота, для этого нужно объём азота разделить на молярный объём. Для этого разделим 10 л на 22,4 л/моль, получается 0,446 моль. По уравнению реакции видно, что соотношение моль магния и азота составляет 3 : 1. Следовательно, количество вещества азота должно быть в три раза меньше количества вещества магния, то есть 0,1 моль. В результате вычислений мы получили количество вещества азота, равное 0,446 моль. Поэтому азот находится в избытке, и количество вещества нитрида магния находим по магнию.

Получается, что количество вещества нитрида магния будет 0,1 моль, то есть 0,3 умножим на 1 и разделим на 3 и получится 0,1 моль. Найдём молярную массу нитрида магния. Для этого относительную атомную массу магния (24) умножим на 3 и прибавим относительную атомную массу азота (14), умноженную на 2, получается 100 г/моль. Найдём массу этого вещества. Для этого следует количество вещества умножить на молярную массу, поэтому 0,1 моль умножаем на 100 г/моль и получим 10 г.

Таким образом масса нитрида магния будет равна десять г.

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.

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

При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.

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

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 их 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.

Реакция с металлами

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.

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.

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.

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

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.

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:

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.

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, затем охлаждением полученной смеси газов до температуры - 36 °C.

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

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

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.

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.

Пройдите тест для закрепления знаний

Висмут располагается в 6 периоде и по сравнению с остальными элементами Va группы имеет.

У элементов Va группы на внешнем уровне располагаются 5 электронов.

У элементов V группы главной подгруппы валентных (неспаренных) электронов три.

В промышленности аммиак получают в результате реакции соединения между азотом и водородом.

Формула веселящего газа (закиси азота) - N₂O

Читайте также: