Composti con non metalli

Tutti gli alogenuri di azoto NГ 3 sono noti. Il trifluoruro NF 3 si ottiene dall'interazione del fluoro con l'ammoniaca:

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Il trifluoruro di azoto è un gas tossico incolore, le cui molecole hanno una struttura piramidale. Alla base della piramide sono dislocati atomi di fluoro e la parte superiore è occupata da un atomo di azoto con una coppia di elettroni solitari. NF 3 è molto resistente a vari prodotti chimici e al riscaldamento.

Il resto dei trialogenuri di azoto è endotermico e quindi instabile e reattivo. NCl 3 si forma passando cloro gassoso in una soluzione forte di cloruro di ammonio:

3Cl 2 + NH 4 Cl = 4HCl + NCl 3

Il tricloruro di azoto è un liquido altamente volatile (t balla = 71 gradi C) con un odore pungente. Un leggero riscaldamento o shock è accompagnato da un'esplosione con il rilascio di una grande quantità di calore. In questo caso, NCl 3 si decompone in elementi. I trialogenuri NBr 3 e NI 3 sono ancora meno stabili.

I derivati ​​dell'azoto con calcogeni sono molto instabili a causa della loro forte endotermia. Tutti sono poco studiati; esplodono quando vengono riscaldati e colpiti.

Composti con metalli

I nitruri salini si ottengono per sintesi diretta da metalli e azoto. I nitruri salini si decompongono con acqua e acidi diluiti:

Mg 3 N 2 + 6 N 2 = 3 Mg (OH) 2 + 2 NH 3

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Entrambe le reazioni dimostrano la natura fondamentale dei nitruri metallici attivi.

I nitruri metallici si ottengono riscaldando i metalli in un'atmosfera di azoto o ammoniaca. Come materiali di partenza possono essere utilizzati ossidi, alogenuri e idruri di metalli di transizione:

2Ta + N 2 = 2TaN; Мn 2 О 3 + 2NH 3 = 2МnN + 3Н 2 О

CrCl 3 + NH 3 = CrN + 3HCl; 2TiH 2 + 2NH 3 = 2TiN + 5H 2

L'uso di azoto e composti contenenti azoto

L'area di applicazione dell'azoto è molto ampia: la produzione di fertilizzanti, esplosivi, ammoniaca, che viene utilizzata in medicina. I fertilizzanti contenenti azoto sono i più preziosi. Tali fertilizzanti includono nitrato di ammonio, urea, ammoniaca, nitrato di sodio. L'azoto è parte integrante delle molecole proteiche, motivo per cui le piante ne hanno bisogno per la normale crescita e sviluppo. Un composto così importante dell'azoto con l'idrogeno come l'ammoniaca viene utilizzato nelle unità di refrigerazione, l'ammoniaca, circolando attraverso un sistema chiuso di tubi, durante la sua evaporazione assorbe una grande quantità di calore. Il nitrato di potassio viene utilizzato per la produzione di polvere nera e la polvere da sparo viene utilizzata nei fucili da caccia, per la prospezione di minerali che si trovano sottoterra. La polvere nera è ottenuta dalla pirossilina, un estere di cellulosa e acido nitrico. Gli esplosivi organici a base di azoto vengono utilizzati per lo scavo di gallerie in montagna (TNT, nitroglicerina).

L'elemento chimico azoto forma solo una sostanza semplice. Questa sostanza è gassosa e formata da molecole biatomiche, ad es. ha la formula N2. Nonostante il fatto che l'elemento chimico azoto abbia un'elevata elettronegatività, l'azoto molecolare N 2 è una sostanza estremamente inerte. Questo fatto è dovuto al fatto che nella molecola di azoto avviene un triplo legame (N≡N) estremamente forte. Per questo motivo praticamente tutte le reazioni con l'azoto avvengono solo a temperature elevate.

Interazione dell'azoto con i metalli

L'unica sostanza che reagisce con l'azoto in condizioni normali è il litio:

Un fatto interessante è che con il resto dei metalli attivi, ad es. alcalino e alcalino terroso, l'azoto reagisce solo se riscaldato:

L'interazione dell'azoto con metalli di media e bassa attività (ad eccezione di Pt e Au) è anche possibile, tuttavia richiede temperature incomparabilmente più elevate.

I nitruri di metalli attivi sono facilmente idrolizzati con acqua:

E anche con soluzioni acide, ad esempio:

Interazione dell'azoto con i non metalli

L'azoto reagisce con l'idrogeno quando riscaldato in presenza di catalizzatori. La reazione è reversibile, quindi, per aumentare la resa di ammoniaca nell'industria, il processo viene effettuato ad alta pressione:

Come agente riducente, l'azoto reagisce con il fluoro e l'ossigeno. Con il fluoro, la reazione procede sotto l'azione di una scarica elettrica:

Con l'ossigeno, la reazione procede sotto l'azione di una scarica elettrica o ad una temperatura superiore a 2000 ° C ed è reversibile:

Dei non metalli, l'azoto non reagisce con alogeni e zolfo.

Interazione dell'azoto con sostanze complesse

Proprietà chimiche del fosforo

Esistono diverse modificazioni allotropiche del fosforo, in particolare il fosforo bianco, il fosforo rosso e il fosforo nero.

Il fosforo bianco è formato da molecole P4 tetraatomiche e non è una modifica stabile del fosforo. Velenoso. A temperatura ambiente, è morbido e simile alla cera, si taglia facilmente con un coltello. Si ossida lentamente all'aria e, a causa delle peculiarità del meccanismo di tale ossidazione, si illumina al buio (fenomeno della chemiluminescenza). Anche con un basso riscaldamento, è possibile l'accensione spontanea del fosforo bianco.

Di tutte le modificazioni allotropiche, il fosforo bianco è il più attivo.

Il fosforo rosso è costituito da lunghe molecole di composizione variabile P n. Alcune fonti indicano che ha una struttura atomica, ma è più corretto considerare la sua struttura come molecolare. A causa delle caratteristiche strutturali, è una sostanza meno attiva rispetto al fosforo bianco, in particolare, a differenza del fosforo bianco nell'aria, si ossida molto più lentamente e richiede l'accensione per accendersi.

Il fosforo nero è costituito da catene continue P n e ha una struttura a strati simile alla struttura della grafite, motivo per cui sembra. Questa modifica allotropica ha una struttura atomica. La più stabile di tutte le modificazioni allotropiche del fosforo, la più chimicamente passiva. Per questo motivo, le proprietà chimiche del fosforo discusse di seguito dovrebbero essere attribuite principalmente al fosforo bianco e rosso.

Interazione del fosforo con i non metalli

La reattività del fosforo è superiore a quella dell'azoto. Quindi, il fosforo è in grado di bruciare dopo l'accensione in condizioni normali, formando un ossido acido Р 2 O 5:

e in mancanza di ossigeno, ossido di fosforo (III):

Anche la reazione con gli alogeni è intensa. Quindi, durante la clorazione e la bromurazione del fosforo, a seconda delle proporzioni dei reagenti, si formano trialogenuri o penthalide di fosforo:

A causa delle proprietà ossidanti significativamente più deboli dello iodio rispetto ad altri alogeni, è possibile che il fosforo venga ossidato con lo iodio solo fino allo stato di ossidazione +3:

A differenza dell'azoto il fosforo non reagisce con l'idrogeno.

Interazione del fosforo con i metalli

Il fosforo reagisce quando riscaldato con metalli attivi e metalli di media attività per formare fosfuri:

I fosfuri dei metalli attivi, come i nitruri, vengono idrolizzati dall'acqua:

E anche con soluzioni acquose di acidi non ossidanti:

Interazione del fosforo con sostanze complesse

Il fosforo viene ossidato dagli acidi ossidanti, in particolare gli acidi nitrico e solforico concentrati:

Dovresti essere consapevole che il fosforo bianco reagisce con soluzioni acquose di alcali. Tuttavia, a causa della specificità, non è stata ancora richiesta la capacità di scrivere le equazioni di tali interazioni nell'esame di chimica.

Tuttavia, per coloro che rivendicano 100 punti, per la propria tranquillità, è possibile ricordare le seguenti caratteristiche dell'interazione del fosforo con soluzioni alcaline al freddo e al riscaldamento.

Al freddo, l'interazione del fosforo bianco con le soluzioni alcaline procede lentamente. La reazione è accompagnata dalla formazione di un gas con l'odore di pesce marcio - fosfina e un composto con un raro stato di ossidazione del fosforo +1:

Quando il fosforo bianco interagisce con una soluzione alcalina concentrata, durante l'ebollizione viene rilasciato idrogeno e si forma il fosfito:

Essere nella natura.

L'azoto si trova in natura principalmente allo stato libero. Nell'aria, la sua frazione di volume è del 78,09% e la sua frazione di massa è del 75,6%. I composti dell'azoto si trovano in piccole quantità nel suolo. L'azoto è un componente delle sostanze proteiche e di molti composti organici naturali. Il contenuto totale di azoto nella crosta terrestre è dello 0,01%.

Ricezione.

Nella tecnologia, l'azoto è ottenuto dall'aria liquida. Come sapete, l'aria è una miscela di gas, principalmente azoto e ossigeno. L'aria secca vicino alla superficie terrestre contiene (in frazioni di volume): azoto 78,09%, ossigeno 20,95%, gas nobili 0,93%, monossido di carbonio (IV) 0,03%, nonché impurità occasionali -, polvere, microrganismi , idrogeno solforato, zolfo ( IV) ossido, ecc. Per ottenere azoto, l'aria viene convertita in uno stato liquido, quindi l'azoto viene separato dall'ossigeno meno volatile mediante evaporazione (bp. azoto -195,8 ° C, ossigeno -183 ° C). L'azoto così ottenuto contiene miscele di gas nobili (principalmente argon). L'azoto puro può essere ottenuto in condizioni di laboratorio decomponendo il nitrito di ammonio quando riscaldato:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Proprietà fisiche. L'azoto è un gas incolore, inodore e insapore, più leggero dell'aria. La solubilità in acqua è inferiore a quella dell'ossigeno: a 20°C 15,4 ml di azoto (31 ml di ossigeno) si dissolvono in 1 litro di acqua. Pertanto, nell'aria disciolta in acqua, il contenuto di ossigeno rispetto all'azoto è maggiore che nell'atmosfera. La bassa solubilità dell'azoto in acqua, così come il suo punto di ebollizione molto basso, sono spiegati da interazioni intermolecolari molto deboli sia tra azoto e molecole d'acqua che tra molecole di azoto.

L'azoto naturale è costituito da due isotopi stabili con numero di massa 14 (99,64%) e 15 (0,36%).

Proprietà chimiche.

A temperatura ambiente, l'azoto si lega direttamente solo al litio:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Reagisce con altri metalli solo ad alte temperature, formando nitruri. Per esempio:

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, 2Al + N 2 = 2AlN

L'azoto si combina con l'idrogeno in presenza di un catalizzatore ad alta pressione e temperatura:

N2 + 3H2 = 2NH3

Alla temperatura dell'arco elettrico (3000-4000 gradi), l'azoto si combina con l'ossigeno:

Applicazione. L'azoto viene utilizzato in grandi quantità per ottenere l'ammoniaca. È ampiamente utilizzato per creare un ambiente inerte - riempiendo lampade a incandescenza elettriche e spazio libero nei termometri a mercurio durante il pompaggio di liquidi infiammabili. La superficie dei prodotti in acciaio viene nitrurata con esso, ad es. saturare la loro superficie con azoto ad alta temperatura. Di conseguenza, nello strato superficiale si formano nitruri di ferro, che conferiscono maggiore durezza all'acciaio. Tale acciaio può resistere al riscaldamento fino a 500 ° C senza perdere la sua durezza.

L'azoto è importante per la vita di piante e animali, poiché fa parte delle sostanze proteiche. I composti dell'azoto sono utilizzati nella produzione di fertilizzanti minerali, esplosivi e in molte industrie.

Domanda numero 48.

Ammoniaca, sue proprietà, metodi di produzione. L'uso dell'ammoniaca nell'economia nazionale. Idrossido d'ammonio. Sali di ammonio, loro proprietà e applicazioni. Concimi azotati con azoto ammoniacale. Reazione qualitativa allo ione ammonio.

ammoniaca - un gas incolore con un odore caratteristico, quasi due volte più leggero dell'aria. Con l'aumento della pressione o del raffreddamento, si liquefa facilmente in un liquido incolore. L'ammoniaca è molto solubile in acqua. Si chiama una soluzione di ammoniaca in acqua acqua di ammoniaca o ammoniaca. Quando è bollita, l'ammoniaca disciolta evapora dalla soluzione.

Proprietà chimiche.

Interazione con acidi:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Interazione con l'ossigeno:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

Recupero rame:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Ricezione.

2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N2 + 3H2 = 2NH3

Applicazione.

L'ammoniaca liquida e le sue soluzioni acquose vengono utilizzate come fertilizzante liquido.

Idrossido di ammonio (idrossido di ammonio) - NH 4 OH

Sali di ammonio e loro proprietà. I sali di ammonio sono composti da un catione di ammonio e un anione acido. Nella struttura, sono simili ai corrispondenti sali di ioni metallici a carica singola. I sali di ammonio sono ottenuti dall'interazione dell'ammoniaca o delle sue soluzioni acquose con acidi. Per esempio:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Esibiscono le proprietà generali dei sali, ad es. interagiscono con soluzioni di alcali, acidi e altri sali:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + H 2 O + NH 3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Applicazione. Nitrato di ammonio (nitrato di ammonio) NH4NO3 è usato come fertilizzante azotato e per la fabbricazione di esplosivi - ammoniti;

Solfato di ammonio (NH4) 2SO4 - come fertilizzante azotato economico;

Bicarbonato di ammonio NH4HCO3 e carbonato di ammonio (NH4) 2CO3 - nell'industria alimentare nella produzione di farine dolciarie come lievito chimico, nella tintura dei tessuti, nella produzione di vitamine, in medicina;

Cloruro di ammonio (ammoniaca) NH4Cl - nelle celle galvaniche (batterie a secco), nella saldatura e nella stagnatura, nell'industria tessile, come fertilizzante, nella medicina veterinaria.

Concimi di ammonio (ammoniaca) contengono azoto sotto forma di ione ammonio e hanno un effetto acidificante sul terreno, che porta ad un deterioramento delle sue proprietà e ad una minore efficienza dei fertilizzanti, specialmente con un'applicazione regolare su terreni poco fertili non gelati. Ma questi fertilizzanti hanno anche i loro vantaggi: l'ammonio è molto meno suscettibile alla lisciviazione, poiché è fissato dalle particelle del suolo e assorbito dai microrganismi e, inoltre, il processo di nitrofizzazione avviene con esso nel terreno, ad es. trasformazione da parte di microrganismi in nitrati. Tra i fertilizzanti a base di ammonio, il cloruro di ammonio è il meno adatto alle colture orticole poiché contiene molto cloro.

Reazione qualitativa allo ione ammonio.

Una proprietà molto importante dei sali di ammonio è la loro interazione con soluzioni alcaline. Questa reazione viene rilevata dai sali di ammonio (ione ammonio) dall'odore dell'ammoniaca rilasciata o dalla comparsa di una colorazione blu di una cartina di tornasole rossa bagnata:

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Azoto- un elemento del 2 ° periodo del gruppo V A del sistema periodico, numero di serie 7. La formula elettronica dell'atomo [2 He] 2s 2 2p 3, gli stati di ossidazione caratteristici sono 0, -3, +3 e +5, meno spesso +2 e +4 e l'altro stato N v è considerato relativamente stabile.

Scala 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. Presenta proprietà non metalliche (acide) tipiche, mentre forma vari acidi, sali e composti binari contenenti ossigeno, nonché il catione ammonio NH 4 e i suoi 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 ˚σππ molto stabile N≡N, che spiega l'inerzia chimica dell'elemento in condizioni normali.

Un gas incolore, inodore e insapore che si condensa in un liquido incolore (a differenza di O 2).

Il costituente principale dell'aria è il 78,09% in volume, il 75,52% in massa. L'azoto evapora dall'aria liquida prima dell'ossigeno. È 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.

A temperatura ambiente, N 2 reagisce con il fluoro e, in misura molto ridotta, con l'ossigeno:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

La reazione reversibile per la produzione di ammoniaca avviene ad una temperatura di 200°C, ad una pressione fino a 350 atm e sempre in presenza di un catalizzatore (Fe, F 2 O 3, FeO, in laboratorio a Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Secondo il principio di Le Chatelier, l'aumento della resa in ammoniaca dovrebbe avvenire con l'aumento della pressione e con la diminuzione della temperatura. Tuttavia, la velocità di reazione alle basse temperature è molto bassa, quindi il processo viene condotto a 450-500 ˚C, raggiungendo una resa del 15% di ammoniaca. N 2 e H 2 non reagiti vengono riciclati al reattore e quindi aumentano la velocità di reazione.

L'azoto è chimicamente passivo nei confronti di acidi e alcali e non favorisce la combustione.

Ricezione v industria- distillazione frazionata dell'aria liquida o rimozione dell'ossigeno dall'aria per via chimica, ad esempio mediante la reazione 2C (coke) + O 2 = 2CO quando riscaldato. In questi casi si ottiene azoto, contenente anche miscele di gas nobili (principalmente argon).

In laboratorio, piccole quantità di azoto chimicamente puro possono essere ottenute dalla reazione di contaminazione con riscaldamento moderato:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Viene utilizzato 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

Un composto binario, lo stato di ossidazione dell'azoto è - 3. Gas incolore con un odore caratteristico pungente. La molecola ha la struttura di un tetraedro incompleto [: N (H) 3] (sp 3 -ibridazione). La presenza di una coppia di elettroni donatori nella molecola NH 3 in azoto nell'orbitale sp 3 -ibrido determina la reazione caratteristica dell'aggiunta di un catione idrogeno, con formazione di un catione ammonio NH4. Si liquefa sotto pressione eccessiva a temperatura ambiente. Allo stato liquido, è associato a causa di legami idrogeno. Termicamente instabile. Sciogliamo bene in acqua (più di 700 l / 1 l H 2 O a 20˚C); la proporzione in soluzione satura è del 34% in peso e del 99% in volume, pH = 11,8.

Altamente reattivo, incline 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). Essiccato solo con ossido di calcio.

Reazioni qualitative - la formazione di "fumo" bianco a 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 = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura ambiente, pressione)
Ricezione. V laboratori- spostamento dell'ammoniaca dai sali di ammonio quando riscaldato con calce sodata: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Oppure facendo bollire una soluzione acquosa di ammoniaca seguita dall'essiccazione del gas.
Nell'industria l'ammoniaca si ottiene dall'azoto con l'idrogeno. Prodotto dall'industria in forma liquefatta o sotto forma di soluzione acquosa concentrata con il nome tecnico acqua di ammoniaca.

Ammoniaca idratoNH 3 * h 2 oh. Composto intermolecolare. Bianco, nel reticolo cristallino sono presenti molecole di NH 3 e H 2 O legate da un debole legame idrogeno. Presente in soluzione acquosa di ammoniaca, base debole (prodotti di dissociazione - catione NH 4 e anione OH). Il catione ammonio ha una struttura tetraedrica regolare (sp 3 -ibridazione). Termicamente instabile, si decompone completamente quando la soluzione viene bollita. Neutralizzato con acidi forti. Mostra proprietà riducenti (a causa di N -3) in una soluzione concentrata. Entra nella reazione di scambio ionico e complessazione.

Reazione qualitativa- formazione di "fumo" bianco a contatto con HCl gassoso. Viene utilizzato per creare un mezzo leggermente alcalino in soluzione, durante la precipitazione di 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 dell'idrato); quindi, lo ionico "idrossido di ammonio NH 4 OH" non è praticamente contenuto nella soluzione, e tale composto non è presente 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 (dil.) = 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
La soluzione di ammoniaca diluita (3-10%) è spesso chiamata ammoniaca(il nome è stato inventato dagli alchimisti) e la soluzione concentrata (18,5 - 25%) è una soluzione di ammoniaca (prodotta dall'industria).

Ossido d'azoto

Monossido di azotoNO

Ossido non salino. Gas incolore. Un radicale, contiene un legame σπ covalente (N꞊O), allo stato solido è un dimero N 2 O 2 con un legame N-N. Estremamente stabile termicamente. Sensibile all'ossigeno nell'aria (diventa marrone). È leggermente solubile in acqua e non reagisce con essa. Chimicamente passivo nei confronti di acidi e alcali. Reagisce con metalli e non metalli quando riscaldato. miscela altamente reattiva di NO e NO 2 ("gas nitrosi"). Intermedio nella sintesi dell'acido nitrico.
Equazioni delle reazioni più importanti:
2NO + O 2 (gas) = ​​2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafite) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (rosso) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reazioni a miscele di NO e NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450- 500˚C)
Ricezione v industria: ossidazione dell'ammoniaca con ossigeno su un catalizzatore, in laboratori- interazione dell'acido nitrico diluito con agenti riducenti:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
o riduzione dei nitrati:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Diossido di azotoNO 2

Ossido acido, corrisponde convenzionalmente a due acidi: HNO 2 e HNO 3 (l'acido per N 4 non esiste). Gas bruno, monomero di NO 2 a temperatura ambiente, al freddo, dimero liquido incolore di N 2 O 4 (tetrossido di azoto). 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 agente ossidante per carburante per missili, purificatore di petrolio da zolfo e catalizzatore per l'ossidazione di composti organici. Velenoso.
Equazione delle reazioni più importanti:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2 HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (Al freddo)
3NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (dil.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = 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 = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Ricezione: v industria - ossidazione di NO con ossigeno atmosferico, in laboratori- interazione di acido nitrico concentrato con agenti riducenti:
6HNO 3 (conc., Orizzontale) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., Orizzontale) + P (rosso) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., Caldo) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Ossido di diazoton 2 oh

Un gas incolore con un odore gradevole ("gas esilarante"), N꞊N꞊O, lo stato di ossidazione formale dell'azoto è +1, poco solubile in acqua. Supporta la combustione di grafite e magnesio:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)
Ricevuto dalla decomposizione termica del nitrato di ammonio:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
usato in medicina come anestetico.

Triossido di diazoton 2 oh 3

A basse temperature, liquido blu, ON꞊NO 2, stato formale di ossidazione dell'azoto +3. A 20 ˚C, si decompone del 90% in una miscela di NO incolore e NO 2 marrone ("gas nitrosi", fumo industriale - "coda di volpe"). N 2 O 3 è un ossido acido, a freddo con l'acqua forma HNO 2, a caldo reagisce in modo diverso:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Con gli alcali fornisce sali di HNO 2, ad esempio NaNO 2.
Ottenuto per interazione di NO con O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
con forte raffreddamento. I "gas nitrosi" e pericolosi per l'ambiente, fungono da catalizzatori per la distruzione dello strato di ozono dell'atmosfera.

Pentossido di diazoto n 2 oh 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 l'acqua e gli alcali come ossido acido:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Ricevuto dalla disidratazione dell'acido nitrico fumante:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2 HPO 3
o ossidazione di NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitriti e nitrati

Nitrito di potassioSAPERE 2 ... Bianco, igroscopico. Si scioglie senza decomposizione. Resistente all'aria secca. Dissolviamo molto bene in acqua (formando una soluzione incolore), idrolizzata dall'anione. Tipico agente ossidante e riducente in ambiente acido, reagisce molto lentamente in ambiente alcalino. Entra nelle reazioni di scambio ionico. Reazioni qualitative su ione NO 2 - scolorimento di una soluzione di MnO 4 viola e comparsa di un precipitato nero quando vengono aggiunti ioni I. Viene utilizzato nella produzione di coloranti, come reagente analitico per amminoacidi e ioduri, un componente dei reagenti fotografici.
equazione delle reazioni più importanti:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (gas) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (sat.) + NH 4 + (sat.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (nero) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (espanso) + Ag + = AgNO 2 (giallo chiaro) ↓
Ricezione vindustria- recupero del nitrato di potassio nei processi:
KNO 3 + Pb = NO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (spugna) + H 2 O = NO 2+ Pb (OH) 2
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 NO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

h itrat potassio NO 3
Nome tecnico potassa, o indiano sale , salnitro. Bianco, si scioglie senza decomposizione dopo ulteriore riscaldamento si decompone. Resistente all'aria. Sciogliamoci bene in acqua (con alta endo-effetto, = -36 kJ), nessuna idrolisi. Forte agente ossidante durante la fusione (a causa del rilascio di ossigeno atomico). In soluzione, viene ridotto solo con idrogeno atomico (in ambiente acido a KNO 2, in ambiente alcalino a NH 3). Viene utilizzato nella produzione del vetro come conservante alimentare, componente di miscele pirotecniche e fertilizzanti minerali.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400- 500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. HCl) = 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 = 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)

Ricezione: nell'industria
4KOH (caldo) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

e in laboratorio:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓