Какими свойствами окислительными или восстановительными обладает азот

Какими свойствами окислительными или восстановительными обладает азот thumbnail

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.

Азот

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.

Элементы Va группы

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 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.

Основное и возбужденное состояние атома азота

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.

Аммиачная селитра

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.

Получение азота из сжатого воздуха

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

Получение азота из нитрита аммония

Химические свойства

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

Степени окисления азота

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.

Молекула азота

  • 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.

Аммиак

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)

    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

    Горение аммиака

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

    Фосфат 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.

Закись азота

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 IV бурый газ

Оксид азота III – N2O3

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

Оксид азота III

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.

Оксид азота IV

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

Разложение нитратов

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

Оксид азота IV

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

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

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

Правило 3.1. Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (t)

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

Исключения:

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

(NH4NO3 → N2O + 2H2O):

NH4Cl + KNO3 → N2O + KCl + H2O

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

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2H2O

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)

Правило 3.2. 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):

Ca3N2 + HCl → 3CaCl2 + 2NH4Cl

Zn3P2 + 6HCl → 3ZnCl2 + 2PH3

Азотная кислота

Правило 3.3. 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 → N0 (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:

Сильные:

  • Металлы от Li до Al

Слабые:

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

10HNO3(оч. разб.) + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

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

8HNO3(разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4HNO3(конц.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

С неметаллами образуются соответствующие кислоты:

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

4HNO3(конц.) + C → CO2 + 4NO2 + 2H2O                        

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

6HNO3(конц.) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

2HNO3(разб.) + S → H2SO4 + 2NO

Окисляем анион:

8HNO3(к) + H2S →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

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

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

8HNO3(конц.) + CuS →  CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

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.) + AlPH3PO4 + 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

Правило 3.4. 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

Правило 3.5. При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O

3NaNO3 + Cr2O3 + 2Na2CO3 → 3NaNO2 + 2Na2CrO4 + 2CO2

KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O

KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2

2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

3NaNO3 + Fe2O3 + NaOH → 3NaNO2 + 2Na2FeO4 + 2H2O

3KNO3 + Fe + 2KOH → 3KNO2 + K2FeO4 + H2O

Правило 3.6. Неметаллами нитраты восстанавливаются до азота либо нитрита:

2KNO3 + C → 2KNO2 + 2KNO2 + CO2

2KNO3 + S → 2KNO2 + SO2

Правило 3.7. С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

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

Правило 3.8. В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

8AgNO3 + PH3 + 4H2O → Ag + H3PO4 + HNO3

Правило 3.9. 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

Правило 3.11. Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO2 + 2CrO3 + 3H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 3H2O

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

NaNO2 + 2KMnO4 + 2KOH → NaNO3 + 2K2MnO4 + H2O

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

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O

KNO2 + I2 + H2O → KNO3 + 2HI

Правило 3.12. 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–, Fe2+ и др. нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

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

HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O.

Оксиды азота

Правило 3.14. Оксид азота (IV), как правило, восстанавливается до NO или N2:

2NO2 + P2O3 + 4KOH → 2NO + 2K2HPO4 + H2O

6NO2 + FeI2 → Fe(NO3)3 + I2 + 3NO

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

NO2 + SO2 → SO3 + NO

2NO2 + 2C → N2+ 2CO2

2NO2 + 2S → N2 + 2SO2

2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

Правило 3.15. 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:

2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O                           2NO2 + Na2CO3 →  NaNO3 + NaNO2 + CO2

4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O

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

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

4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O

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

Правило 3.16. 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

Другие реакции:

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

2NO + 2SO2 → N2 + 2SO3

2NO + 2Cu → N2 + 2CuO (500-600°C).

Правило 3.17. Как и все оксиды азота, N2O является окислителем, способным окислять металлы:

N2O + Cu → CuO + N2

N2O + Cu2O → 2CuO + N2.

Источник

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

Правило 3.1. Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (t)

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

Исключения:

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

(NH4NO3 → N2O + 2H2O):

NH4Cl + KNO3 → N2O + KCl + H2O

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

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2H2O

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)

Правило 3.2. 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):

Ca3N2 + HCl → 3CaCl2 + 2NH4Cl

Zn3P2 + 6HCl → 3ZnCl2 + 2PH3

Азотная кислота

Правило 3.3. 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 → N0 (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:

Сильные:

  • Металлы от Li до Al

Слабые:

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

10HNO3(оч. разб.) + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

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

8HNO3(разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4HNO3(конц.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

С неметаллами образуются соответствующие кислоты:

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

4HNO3(конц.) + C → CO2 + 4NO2 + 2H2O                        

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

6HNO3(конц.) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

2HNO3(разб.) + S → H2SO4 + 2NO

Окисляем анион:

8HNO3(к) + H2S →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

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

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

8HNO3(конц.) + CuS →  CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

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.) + AlPH3PO4 + 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

Правило 3.4. 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

Правило 3.5. При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O

3NaNO3 + Cr2O3 + 2Na2CO3 → 3NaNO2 + 2Na2CrO4 + 2CO2

KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O

KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2

2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

3NaNO3 + Fe2O3 + NaOH → 3NaNO2 + 2Na2FeO4 + 2H2O

3KNO3 + Fe + 2KOH → 3KNO2 + K2FeO4 + H2O

Правило 3.6. Неметаллами нитраты восстанавливаются до азота либо нитрита:

2KNO3 + C → 2KNO2 + 2KNO2 + CO2

2KNO3 + S → 2KNO2 + SO2

Правило 3.7. С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

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

Правило 3.8. В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

8AgNO3 + PH3 + 4H2O → Ag + H3PO4 + HNO3

Правило 3.9. 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

Правило 3.11. Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO2 + 2CrO3 + 3H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 3H2O

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

NaNO2 + 2KMnO4 + 2KOH → NaNO3 + 2K2MnO4 + H2O

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

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O

KNO2 + I2 + H2O → KNO3 + 2HI

Правило 3.12. 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–, Fe2+ и др. нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

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

HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O.

Оксиды азота

Правило 3.14. Оксид азота (IV), как правило, восстанавливается до NO или N2:

2NO2 + P2O3 + 4KOH → 2NO + 2K2HPO4 + H2O

6NO2 + FeI2 → Fe(NO3)3 + I2 + 3NO

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

NO2 + SO2 → SO3 + NO

2NO2 + 2C → N2+ 2CO2

2NO2 + 2S → N2 + 2SO2

2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

Правило 3.15. 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:

2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O                           2NO2 + Na2CO3 →  NaNO3 + NaNO2 + CO2

4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O

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

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

4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O

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

Правило 3.16. 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

Другие реакции:

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

2NO + 2SO2 → N2 + 2SO3

2NO + 2Cu → N2 + 2CuO (500-600°C).

Правило 3.17. Как и все оксиды азота, N2O является окислителем, способным окислять металлы:

N2O + Cu → CuO + N2

N2O + Cu2O → 2CuO + N2.

Источник