N2 o2 какие свойства

Уравнения окислительно-восстановительных реакций оксидов азота…

Азот образует несколько оксидов:

• солеобразующие оксиды:
  • N2O3 – оксид азота (III)
  • NO2 – оксид азота (IV)
  • N2O4 – димер оксида азота (IV)
  • N2O5 – оксид азота (V)
• несолеобразующие оксиды:
  • N2O – оксид азота (I)
  • NO – оксид азота (II)

Все оксиды азота, за исключением N2O, являются ядовитыми веществами.

Оксид азота N2O (I)

Строение молекулы линейное:

– +
N=N=O

N2O (I) – бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

• растворяется в воде, но не реагирует с ней;
• разлагается при слабом нагревании:
  2N2O → 2N2+O2
• реагирует с водородом со взрывом:
  N2O+H2 → N2+H2O
• получают разложением нитрата аммония:
  NH4NO3 → N2O+2H2O
• применяют в смеси с кислородом в качестве “веселящего газа”, как средство общего наркоза в медицине, а также для получения азидов:
  N2O+NaNH2 → NaN3+H2O

Оксид азота NO(II)

Молекула имеет вид:

·N=O

Оксид азота NO(II) димеризуется (образуется новое вещество путём соединения двух структурных элементов) только при низких температурах.

• Бесцветный газ, без запаха.
• Малорастворим в воде.
• Легко окисляется на воздухе с образованием диоксида азота:
  2NO+O2=2NO2.
• Взаимодействует с другими окислителями (CrO3,Cl2, KMnO4).
• Реагирует с активными металлами, водородом:
  K+NO=KNO
  2NO+2H2=N2+2H2O

NO(II) содержится в выхлопных газах автомобилей с двигателями внутреннего сгорания – проходя через каталитический конвертор, состоящий из нагретых до высокой температуры керамических ячеек, оксиды азота восстанавливаются, а СО окисляется:
2NO+2CO → N2+2CO2

В природе NO(II) образуется во время грозы в результате взаимодействия азота с кислородом при высокой температуре:
N2+O2=2NO.

В промышленных целях NO(II) получают каталитическим окислением аммиака (в роли катализатора используется платина):
4N-3H3+5O20 → 4N+2O-2+6H2O

В лабораторных условиях NO(II)получают действием разбавленной азотной кислотой на медь:
3Cu0+8HN+5O3 = 3Cu+2(NO3)2+2N-2O↑+4H2O

Монооксид азота используют для получения азотной кислоты.

Оксид азота N2O3(III)

Строение молекулы:

Связь N+-O- образована по донорно-акцепторному механизму.

Оксид азота N2O3(III) при н.у. является темно-синей жидкостью. При низких температурах (ниже -100°C) кристаллизуется.

Оксид азота N2O3(III) является кислотным оксидом, в значительной степени диссоциирует и реагирует со щелочами:
N2O3 ↔ NO2+NO
N2O3+2NaOH = 2NaNO2+H2O

Оксид азота N2O3(III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:
N2O3+H2O = 2HNO2

Азотистая кислота является слабой кислотой, и существует только в водном растворе.

Соли азотистой кислоты – нитриты NaNO2, KNO2 являются устойчивыми соединениями, проявляя, как кислотные, так и восстановительные свойства, поскольку атом азота в них имеет “среднее” значение степени окисления (+3).

Оксид азота NO2(IV)

Строение молекулы:

Связи N-O располагаются под углом друг к другу, при этом они носят промежуточный “полуторный” характер, при этом имеется еще и один неспаренный электрон, как и у NO (см. выше).

При н.у. оксид азота NO2(IV) является ядовитым газом (хорошо растворимым в воде) бурого цвета, с характерным запахом.

Оксид азота NO2(IV) – смешанный оксид, ему соответствуют две кислоты: азотистая и азотная, поэтому, реакция взаимодействия с водой имеет следующий вид:
2N+4O2+H2O = HN+3O2+HN+5O3

При нагревании до 50°C неустойчивая азотистая кислота не образуется:
3NO2+H2O = 2HNO3+NO

На воздухе NO2 взаимодействует с водой с образованием только азотной кислоты:
4N+4O2+O20+2H2O ↔ 4HN+5O3-2

Оксид азота NO2(IV) взаимодействует с растворами щелочей с образованием воды и двух солей – нитрата и нитрита:
2N+4O2+2NaOH = NaN+3O2+NaN+5O3+H2O

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4N+4O2+4NaOH+O20 = 4NaN+5O3-2+2H2O

При температуре ниже 22°C молекулы оксида азота NO2(IV) легко соединяются попарно (димеризуются), в результате чего образуется бесцветная жидкость, превращающаяся в кристаллы при дальнейшем охлаждении до температуры ниже -10,2°C.

В промышленных условиях оксид азота NO2(IV) получают путем окисления NO кислородом:
2NO+O2=2NO2

В лабораторных условиях оксид азота NO2(IV) получают окислением меди азотной кислотой (концентрированной), либо разложением нитрата свинца (меди):
Cu+4HNO3(конц) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2↑+O2↑

Оксид азота NO2(IV) применяют в производстве азотной кислоты.

Оксид азота N2O5(V)

Строение молекулы:

Связи N+-O- образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, играя роль донора и приобретая положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон, выступая в роли акцептора и приобретая отрицательный заряд. Атомы азота проявляют степень окисления +5 (валентность 4).

Оксид азота N2O5(V) (азотный ангидрид, пентаоксид диазота) является кристаллическим веществом белого цвета, легко разлагающееся при нормальных условиях:
2N2O5 = 4NO2+O2

Оксид азота N2O5(V) является кислотным оксидом, который при растворении в воде образует азотную кислоту:
N2O5+H2O = 2HNO3

Оксиды азота N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.

Другие соединения азота:

• Аммиак
• Азотная кислота

Оксиды азота

Известны несколько оксидов азота.

Несолеобразующие оксиды: N2O, NO

Солеобразующие оксиды: N2O3, NO2, N2O4, N2O5

Все оксиды азота, кроме N2O, ядовитые вещества.

Оксид азота (I) N2O – это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворимый в воде, но не взаимодействует с ней. При достаточно высокой температуре разлагается по уравнению:

2N2O = 2N2 + O2

В смеси с кислородом  N2O используется в медицине для наркоза («веселящий» газ).

Наиболее важными являются оксиды азота (II) и (IV).

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим, относится, как и N2O, к несолеобразующим оксидам. Оксид азота (II) NO образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе) или при высокой температуре:

N2 + O2 = 2NO

В лаборатории оксид азота (II) получают, например, при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Оксид азота (II) в промышленности получают каталитическим окислением аммиака и используют для получения азотной кислоты:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Оксид азота (II) на воздухе легко окисляется до оксида азота (IV):

2NO + O2 = 2NO2

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) NO2 – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах. Хорошо растворяется в воде. Оксид азота (IV) является смешанным оксидом, которому соответствуют две кислоты: азотистая HNO2 и азотная HNO3. Поэтому взаимодействие с водой происходит по уравнению:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

При взаимодействии NO2 с водой в присутствии кислорода (на воздухе) образуется только азотная кислота:

4NO2 + O2 + 2H2O ⇄ 4HNO3

При растворении NO2 в щелочи, например NaOH, образуются две соли (нитрат и нитрит) и вода:

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:

4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2H2O

Ниже 22 0С молекулы оксида азота (IV) NO2 легко соединяются попарно и образуют бесцветную жидкость состава N2O4, которая при охлаждении до – 10,2 0С превращается в бесцветные кристаллы.

В лаборатории NO2 можно получить при взаимодействии, например, меди с концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

В промышленности NO2 получают путем окисления NO кислородом и далее используют для получения азотной кислоты.

Оксид азота (III) N2O3 – это темно-синяя жидкость, является кислотным оксидом. При взаимодействии с водой образуется азотистая кислота:

Оксид азота (III)

N2O3 + H2O = 2HNO2

Оксид азота (V) N2O5 – бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде с образованием азотной кислоты:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Азотная кислота

Физические свойства

Азотная кислота HNO3 – бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется, кипит при температуре 83 0С. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой). С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях.

Обычно применяемая в лаборатории концентрированная азотная кислота содержит 63% HNO3. При хранении довольно легко, особенно на свету разлагается по уравнению:

4HNO3 ⇄ 2H2O + 4NO2↑ + O2↑

Выделяющийся газ NO2 окрашивает азотную кислоту в бурый цвет.

Химические свойства

Азотная кислота

Кислотно – основные свойства

Азотная кислота – одна из наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:

HNO3 ⇄ H+ + NO3—

Как и все кислоты, она реагирует:

а) с оксидами металлов:

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O

б) с основаниями:

Mg(OH)2 + HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O

в) с солями более слабых кислот:

K2CO3 + HNO3 = KNO3 + CO2↑ + H2O

Окислительно – восстановительные свойства

Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Ее окислительно-восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле HNO3 атома азота в высшей степени окисления N+5 в составе кислотного остатка NO3—. Окислительные свойства кислотного остатка NO3— значительно сильнее, чем ионов водорода Н+, поэтому азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота и платины, находящимися в конце ряда напряжений. Так как окислителем в HNO3 являются ионы NO3—, а не ионы Н+, то при взаимодействии HNO3 с металлами практически никогда не выделяется водород. Нитрат-ионы NO3— при взаимодействии HNO3 с металлами восстанавливаются тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен металл. На следующей схеме показано, какие продукты могут образоваться при восстановлении HNO3:

Общая схема взаимодействия азотной кислоты с металлами

Концентрированная HNO3 при взаимодействии с наиболее активными металлами (до Al в ряду напряжений) восстанавливается до N2O. Например:

10HNO3 + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

Концентрированная HNO3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2. Например:

4HNO3 + Ni = Ni(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Аналогично концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами. Неметалл при этом окисляется до оксокислоты. Например:

5HNO3 + P = HPO3 + 5NO2↑ + 2H2O

Следует отметить, что концентрированная HNO3 пассивирует такие металлы, как Fe, Al, Cr. Сущность пассивирования заключается в образовании на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной плёнки, предохраняющей металл от дальнейшего взаимодействия с кислотой; например:

3Al + 12HNO3 = Al(NO3)3 + Al2O3 + 9NO2↑ + 6H2O

Разбавленная HNO3 реагирует с наиболее активными металлами (до Al) с образованием аммиака или нитрата аммония NH4NO3:

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с менее активными металлами образуется оксид азота (II) NO:

8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Таким же образом разбавленная HNO3 взаимодействует с некоторыми неметаллами:

2HNO3 + S = H2SO4 + 2NO↑

Взаимодействие азотной кислоты с медью

Получение

В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HNO3

В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:

1. Окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

2NO + O2 = 2NO2

3. Растворение оксида азота (IV) в воде и избытком кислорода:

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Применение

Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами. Селитры применяют как минеральные азотные удобрения, так как азот является одним из основных элементов питания растений.

Все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями.

При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода, характер других продуктов разложения зависит от положения металла в ряду напряжений:

Примеры:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑

*на изображении записи кристаллы нитрата меди (II)

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 ns2np3:

• N – 2s22p3
• P – 3s23p3
• As – 4s24p3
• Sb – 5s25p3
• Bi – 6s26p3

Основное и возбужденное состояние азота

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.

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.

Получение

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

NH4NO2 → (t) N2 + H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) + Zn → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

Химические свойства

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.

N2 + Li → Li3N (нитрид лития)

N2 + Mg → (t) Mg3N2

N2 + Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

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

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

Аммиак

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

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Химические свойства

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.

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

• Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)

NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)



• Восстановительные свойства

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.

NH3 + FeO → N2↑ + Fe + H2O

NH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2O

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

NH3 + O2 → (t) N2 + H2O

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

Соли аммония

Получение

NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

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

• Реакции с кислотами

NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑

• Реакции с щелочами

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

NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O

• Реакции с солями

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl

• Реакция гидролиза

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

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

NH4OH ⇄ NH3 + H2O

• Реакции разложения

NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑

(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑

NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O

NH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O

(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4

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:

NH4NO3 → N2O + H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 + O2

Оксид азота II – NO

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

Получение

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

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

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

Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Химические свойства

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

NO + O2 → NO2

Оксид азота III – N2O3

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

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры – 36 °C.

As2O3 + HNO3 → H3AsO4 + NO↑ + NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO2 → N2O3

Химические свойства

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

H2O + N2O3 → HNO2

NaOH + N2O3 → NaNO2 + H2O

Оксид азота IV – NO2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

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

Cu + HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

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

NO2 + C → CO2 + N2

NO2 + P → P2O5 + N2

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

SO2 + NO2 → SO3 + NO

• 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.

NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O

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

NO2 + H2O + O2 → HNO3