Hno3, степень окисления азота и др элементов

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 0C, а температура кипения -196 0C.

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.

 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.

В 1772 году английский учёный Резерфорд и шведский исследователь Шееле в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение.

Позднее, в 1787 году, Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. Он дал название этому газу «азот», означающее «безжизненный» (от латинского а – нет и зоэ – жизнь).

В 1790 году Шапталь дал азоту другое название – нитрогениум – означающее «рождающий селитру».

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.

Источник: https://videouroki.net/video/22-azot-soiedinieniia-azota.html

ЕГЭ. Правила составления окислительно-восстановительных реакций (азот)

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. 1. Реакции с водой:
2. Mg3N2 + H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3
3. Na3N + H2O → NaOH + NH3
4. Ca3P2 + ­­6H2O → 3Ca(OH)2 +2PH3
5. 2. В реакциях с кислотами образуются соли (в случае нитридов) или фосфин (в случае фосфидов):
6. Ca3N2 + HCl → 3CaCl2 + 2NH4Cl
7. 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:
• 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

1. 10HNO3(разб.) + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O        (возможно образование N2)
2. 8HNO3(разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3. 4HNO3(конц.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
4. С неметаллами образуются соответствующие кислоты:
5. 10HNO3(конц.) + I2 →  2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)   (из галогенов реакция идет только с йодом)
6. 4HNO3(конц.) + C → CO2 + 4NO2 + 2H2O                        
7. 5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O
8. 5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO
9. 6HNO3(конц.) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
10. 2HNO3(разб.) + S → H2SO4 + 2NO
11. Окисляем анион:
12. 8HNO3(к) + H2S →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
13. 8HNO3(к) + Na2S →  Na2SO4 + 8NO2 + 4H2O
14. 4HNO3(конц.) + CuS → Cu(NO3)2 + S + 2NO2 + 2H2O
15. 8HNO3(конц.) + CuS →  CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
16. 8HNO3 + Cu2S → 2Cu(NO3)2 + S + 4NO2 + 4H2O
17. 12HNO3 + Cu2S →  CuSO4 + Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O
18. 16HNO3(к) + Mg3P2 → Mg3(PO4)2 + 16NO2 + 8H2O
19. 16HNO3(к) + Ca(HS)2 →   H2SO4 + CaSO4 + 16NO2 + 8H2O
20. 8HNO3(к) + AlP  →  AlPO4 + 8NO2­ + 4H2O
21. В избытке кислоты фосфаты растворяются:
22. 11HNO3(к, изб.) + AlP → H3PO4 + Al(NO3)3 + 8NO2 + 4H2O
23. Окисляем металл соли или оксида:
24. 10HNO3(к) + Fe3O4 → 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O
25. 4HNO3(к) + FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
26. HNO3(к) + FeSO4 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O
27. 4HNO3(к) + CrCl2 → Cr(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O (ионы Cl– азотная кислота окислить не может)
28. Одновременное окисление катиона и аниона:
29. 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:

1. 3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
2. 3NaNO3 + Cr2O3 + 2Na2CO3 → 3NaNO2 + 2Na2CrO4 + 2CO2
3. KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O
4. KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
5. 2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O
6. 3NaNO3 + Fe2O3 + NaOH → 3NaNO2 + 2Na2FeO4 + 2H2O
7. 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:

1. 3KNO2 + 2CrO3 + 3H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 3H2O
2. 3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3. NaNO2 + 2KMnO4 + 2KOH → NaNO3 + 2K2MnO4 + H2O
4. 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH
5. KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O
6. 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:

1. 2NO2 + P2O3 + 4KOH → 2NO + 2K2HPO4 + H2O
2. 6NO2 + FeI2 → Fe(NO3)3 + I2 + 3NO
3. 10NO2  + 4P → P2O5 + 10NO (возможно образование N2)
4. NO2 + SO2 → SO3 + NO
5. 2NO2 + 2C → N2 + 2CO2
6. 2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
7. 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 :

1. 2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
2. 8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
3. 14NO + 6HBrO4 + 4H2O → 14HNO3 + 3Br2
4. Другие реакции:
5. 2NO + O2 → 2NO2 (идет самопроизвольно на воздухе)
6. 2NO + 2SO2 → N2 + 2SO3
7. 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: https://chemrise.ru/theory/rules_nitrogen_11

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

• Cтраница 1
• Степень окисления азота РІ HNO3 5 самая высокая для этого элемента.  [1]
• Степень окисления азота повышается, значит РѕРЅ отдает электроны Рё является восстановителем.  [2]

Степень окисления азота РІ нитритах промежуточная ( 3), поэтому РІ реакциях РѕРЅРё РјРѕРіСѓС‚ вести себя Рё как окислители, Рё как восстановители ( СЃРј. РіР».  [3]

1. Степень окисления азота РІ кислородных соединениях РІ значительной степени определяется температурой.  [4]
2. Степень окисления V азота проявляется РІ РѕРєСЃРёРґРµ N2O5, оксонитриде NNO, Р° также РІ триоксонитрат ( РЈ) — комплексе N0 Рё динитридонитрат ( V) NN — — комплексе.  [5]
3. Определите степень окисления азота РІ таких соединениях: аммиак, азотная Рё азотистая кислоты, нитрат аммония, нитрит кальция, азот.  [6]

Поскольку РІ HNO2 степень окисления азота ( 3) имеет промежуточное значение, РѕРЅР° может РЅРµ только понижаться, РЅРѕ Рё повышаться. Другими словами, NOJ может РЅРµ только окислять ( как РІ рассмотренной выше реакции), РЅРѕ Рё окисляться.  [7]

Бинарное соединение, степень окисления азота равна — III.  [8]

Р’ этом соединении степень окисления азота равна — 1 / Р°. Необычная степень окисления азота обусловлена структурной неравноценностью атомов азота РІ этом веществе.  [9]

Р’ соответствии СЃРѕ степенью окисления азота РІ аммиаке — 3 РѕРЅ может выступать РІ качестве восстановителя РїРѕ отношению Рє более электроотрицательным элементам.  [11]

РћРґРЅР° молекула гидроксиламина ( степень окисления азота — 1), как оказывается, окисляет РґРІРµ молекулы РіРёРґСЂРѕРѕРєРёСЃРё закисного железа РІ РѕРєРёСЃРЅРѕРµ РІ щелочном растворе Рё восстанавливает РґРІР° РёРѕРЅР° РѕРєРёСЃРЅРѕРіРѕ железа РІ закисное РІ кислом растворе. Р’ РѕРґРЅРѕРј случае РіРёРґСЂРѕРєСЃРёР»-амин приобретает РґРІР° электрона, Р° РІ РґСЂСѓРіРѕРј теряет РёС….  [12]

Окислителем является азотная кислота, степень окисления азота которой понижается СЃ 5 РґРѕ 2 РІ РѕРєРёСЃРё азота.  [13]

Окислителем является азотная кислота, степень окисления азота которой понижается СЃ 5 РґРѕ 2 РІ РѕРєСЃРёРґРµ азота.  [14]

Р’ работе [64] методом Р Р­РЎ определена степень окисления азота, Р° РІ работе [65] — серы РІ загрязняющих атмосферу веществах.

Уже сейчас чувствительность этого метода сравнима с чувствительностью �К-спектроскопии и превышает ее в методе ЯМР.

 [15]

Страницы:      1    2    3    4

Источник: https://www.ngpedia.ru/id480656p1.html