EntréeLe plus haut degré d'oxydation de l'azote est égal à. États d'oxydation de l'azote dans l'ammonium
1) nitrure- composés d'azote avec moins d'éléments électronégatifs, par exemple avec des métaux et avec un certain nombre de non-métaux.
Obtention de nitrures
Il existe plusieurs méthodes pour obtenir des nitrures.
1) La méthode de synthèse à partir de substances simples. À hautes températures l'azote s'oxyde
nombreux métaux et non-métaux, formant des nitrures, dans lesquels il présente un degré
oxydation-3 :
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2
3Si + N 2 \u003d Si 3 N 2
A partir de nitrures covalents valeur la plus élevée contient du nitrure d'hydrogène H3N
(ammoniac), obtenu industriellement par synthèse à partir de substances simples :
3H 2 + N 2 \u003d 2H 3 N
La majeure partie de l'ammoniac produit est utilisée pour produire de l'acide nitrique.
2) La méthode de réduction des oxydes en présence d'azote. Non seulement le carbone, mais aussi les métaux ou leurs hydrures sont utilisés comme agent réducteur dans ces procédés :
TiO 2 + CH 2 + N 2 \u003d TiN + CaO + H 2 O
3) Méthode de dissociation thermique. Cette méthode est réalisée à l'aide de composés contenant à la fois du métal et de l'azote, par exemple des chlorures d'amino :
TiCl 4 4NH 3 \u003d TiN + NH 3 + HCl
On obtient ainsi des nitrures AIN, VN, NbN, Ta 3 N 5 , CrN, U 3 N, Fe 2 N.
4) Méthode de dépôt de nitrures à partir de la phase gazeuse. Un exemple de cette méthode est l'interaction des chlorures et oxychlorures métalliques avec l'ammoniac. Ces réactions ont généralement lieu à des températures autour de 800°C.
MeCl 4 + NH 3 → MeN + HCl
MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl
Propriétés chimiques des nitrures
Les propriétés des nitrures changent plus ou moins régulièrement au cours des périodes et des groupes du système périodique. Par exemple, sur de courtes périodes, il y a une transition des nitrures basiques aux nitrures acides:
Na 3 N Mg 3 N 2 AIN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N
acide amphotère basique
Les nitrures d'éléments s des premier et second groupes, par exemple Na3N, Mn 3 N 2, sont des substances cristallines. Chimiquement, ils sont assez actifs.
Par exemple, ils sont facilement décomposés par l'eau, formant de l'alcali et de l'ammoniac :
Na 3 N + 3H 2 O \u003d 3NaOH + H 3 N
Les nitrures acides, tels que Cl3N, sont hydrolysés pour former des acides et de l'ammoniac :
Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + H 3 N
Les nitrures basiques interagissent avec les acides :
Mg 3 N 2 + HCl \u003d MgCl 2 + H 3 N
Dans le même temps, les nitrures d'acide ont tendance à interagir avec les alcalis :
BN + H 2 O + NaOH→BO 2 Na + H 3 N
Les nitrures amphotères, en particulier AlN, peuvent réagir à la fois avec les acides et les alcalis :
2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4
AIN + 3H 2 O + KOH→Al(OH) 4K+ H 3 N
Les nitrures basiques et acides entrent dans des réactions de formation de complexes avec la formation de nitrures mixtes, par exemple, Li 5 TiN 3, Li 5 GeN 3 et autres
5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
principale acide
Les nitrures de métaux alcalins sont des composés instables. Aux températures ordinaires, ils n'interagissent pas avec l'oxygène de l'air. Aux températures de fusion, ils commencent à se décomposer en éléments.
Tous les nitrures covalents sont assez stables. Particulièrement stables sont les nitrures d'aluminium, de bore et de silicium, qui ne commencent à se décomposer faiblement en éléments qu'à des températures de 1000-1200°C. Ils ont une haute résistance à l'oxydation, à l'action des métaux en fusion, des acides chauds et de divers gaz agressifs.
Les nitrures de type métal ont une résistance chimique élevée, en particulier contre l'action des acides froids et bouillants, de nombreux métaux en fusion, ainsi que contre l'oxydation à l'air. Dans les solutions alcalines, les nitrures de type métal sont moins stables. Ils se décomposent rapidement lorsqu'ils sont fusionnés avec des alcalis et des sels de métaux alcalins.
Hydrazine
L'hydrazine (NH 2 NH 2) est un liquide hautement hygroscopique avec une capacité notable à absorber le dioxyde de carbone et l'oxygène de l'air. L'hydrazine gèle à une température de plus 1,5°, bout à une température de 113,5° (pression 760 mm Hg). La gravité spécifique d'une substance varie en fonction de son état d'agrégation et de la température ambiante. A une température de moins 5°, la densité de l'hydrazine solide est de 1,146, liquide à une température de 0°-1,0253 et à une température de +15°-1,0114. Au fur et à mesure que la température augmente, la gravité spécifique du composé diminue. L'hydrazine est très soluble dans l'eau, les alcools, l'ammoniaque, les amines. Il est insoluble dans les hydrocarbures et leurs dérivés halogénés. Les solutions aqueuses ont des propriétés de base. L'hydrazine est un réducteur puissant. De ce fait, il est thermodynamiquement instable et se décompose facilement sous l'influence de catalyseurs, lorsqu'il est chauffé à des températures élevées, sous l'action du rayonnement. Dans l'air, il brûle avec une flamme bleue. En même temps, il met en évidence un montant significatifénergie.
Dans l'industrie, l'hydrazine est obtenue par la méthode Raschig dont la première étape consiste en l'action du chlore sur l'ammoniac, entraînant la formation de chloramine fragile :
NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O
Les propriétés chimiques de l'hydrazine sont déterminées, d'une part, par le fait que sa molécule est constituée de deux groupes amino aux propriétés faiblement basiques. Conformément à cela, l'hydrazine, en tant que base faible, peut réagir à la fois avec une et deux molécules d'un acide monobasique, par exemple l'acide chlorhydrique :
N 2 H 4 + HCl \u003d N 2 H 5 Cl
N 2 H 4 + 2HCl \u003d N 2 H 6 Cl 2
Sa réaction avec l'acide sulfurique conduit au sulfate d'hydrazine (N 2 H 6 SO 4) qui, comme tout sel, est un solide très soluble dans l'eau. Le sulfate d'hydrazine appelé Sigrazin a trouvé une utilisation médicale dans le traitement des patients atteints de cancer. Les patients cancéreux souffrent généralement de malnutrition sévère, d'une perte de poids rapide et d'une perte d'appétit. Ces phénomènes sont dus à des troubles du métabolisme glucidique.
Une autre caractéristique de l'hydrazine est sa forte propriété réductrice, qui est causée à la fois par la présence d'une liaison azote-azote instable dans sa molécule et par l'état d'oxydation anormal des atomes d'azote (-2). Un exemple des propriétés réductrices de l'hydrazine est sa réaction avec le permanganate de potassium, qui peut être utilisé pour la détermination analytique de l'hydrazine, ainsi que des réactions avec certains autres agents oxydants :
5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O
L'hydrazine brûle dans l'air, et cette réaction est très exothermique et conduit à la formation de produits gazeux :
NH 2 -NH 2 + O 2 \u003d N 2 + 2H 2 O + 149,5 kcal / mol
Hydroxylamine
Dans la molécule d'hydroxylamine, l'atome d'azote a une paire d'électrons inoccupée. Ainsi, comme l'ammoniac et l'hydrazine, il est capable de réactions d'addition avec formation de liaisons en mode donneur-accepteur. L'hydroxylamine est très soluble dans l'eau et forme des sels avec des acides, tels que le chlorure d'hydroxylammonium. L'état d'oxydation de l'azote dans l'hydroxylamine est -1. Par conséquent, il présente à la fois des propriétés réductrices et oxydantes. Cependant, la capacité réductrice de l'hydroxylamine est plus caractéristique. En particulier, il est utilisé comme agent réducteur (principalement sous forme de sels) dans la pratique de laboratoire.
Propriétés chimiques:
En solution aqueuse, il se dissocie selon le type principal, étant une base faible :
NH 2 OH + H 2 O = + + OH -
Peut également se dissocier en type acide
NH 2 OH + H 2 O \u003d NH 2 O - + H 3 O +
Comme NH 3 , l'hydroxylamine réagit avec les acides pour former des sels d'hydroxylaminium :
NH 2 OH + HCl = Cl
Dans l'air, la connexion est instable :
3NH 2 OH \u003d N 2 + NH 3 + 3H 2 O
mais à une pression de 3 kPa (2,25 mmHg) il fond à 32°C et bout à 57°C sans se décomposer.
Dans l'air, il est facilement oxydé par l'oxygène atmosphérique :
4NH 2 OH + O 2 \u003d 6H 2 O + 2N 2
L'hydroxylamine présente les propriétés d'un agent réducteur ; lorsque des agents oxydants agissent sur elle, il se dégage du N 2 ou du N 2 O :
Dans certaines réactions, NH 2 OH présente des propriétés oxydantes, alors qu'il est réduit en NH 3 ou NH 4 +
Reçu
En laboratoire, il est obtenu par décomposition de sels d'hydroxylamine sous vide : (NH 3 OH) 3 PO 4 ou (ClO 4) 2.
Une solution alcoolique d'hydroxylamine peut être obtenue par action de l'éthanol sur NH 3 OHCl.
Dans l'industrie, les sels d'hydroxylamine sont obtenus par réduction de NO avec de l'hydrogène en présence d'un catalyseur au platine ou par hydrogénation de l'acide nitrique, ainsi que par action de l'hydrogène atomique sur l'acide nitrique.
Azote- élément de la 2e période V du groupe A du système périodique, numéro de série 7. Formule électronique atome [ 2 He] 2s 2 2p 3, états d'oxydation caractéristiques 0, -3, +3 et +5, moins souvent +2 et +4, etc. l'état N v est considéré comme relativement stable.
Échelle d'état d'oxydation de l'azote :
+5 - N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3
3 - N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3
3 - NH3, NH4, NH3*H2O, NH2Cl, Li3N, Cl3N.
L'azote a une électronégativité élevée (3,07), la troisième après F et O. Il présente des propriétés non métalliques (acides) typiques, tout en formant divers acides, sels et composés binaires contenant de l'oxygène, ainsi que le cation ammonium NH 4 et son sels.
Dans la nature - dix-septième par élément d'abondance chimique (neuvième parmi les non-métaux). Vital élément important pour tous les organismes.
N 2
Matière simple. Il est constitué de molécules non polaires avec une liaison N≡N ˚σππ très stable, ce qui explique l'inertie chimique de l'élément dans les conditions normales.
Gaz incolore, insipide et inodore qui se condense en un liquide incolore (contrairement à l'O2).
Le composant principal de l'air est de 78,09% en volume, 75,52 en masse. L'azote bout de l'air liquide avant l'oxygène. Légèrement soluble dans l'eau (15,4 ml / 1 l H 2 O à 20 ˚C), la solubilité de l'azote est inférieure à celle de l'oxygène.
À température ambiante N 2, réagit avec le fluor et, dans une très faible mesure, avec l'oxygène :
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
La réaction réversible d'obtention de l'ammoniac se déroule à une température de 200˚C, sous pression jusqu'à 350 atm, et toujours en présence d'un catalyseur (Fe, F 2 O 3 , FeO, au laboratoire à Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Conformément au principe de Le Chatelier, une augmentation du rendement en ammoniac doit se produire avec une augmentation de la pression et une diminution de la température. Cependant, la vitesse de réaction à basses températures est très petit, donc le processus est effectué à 450-500 ˚C, atteignant un rendement de 15% d'ammoniac. N2 et H2 n'ayant pas réagi retournent au réacteur et augmentent ainsi l'étendue de la réaction.
L'azote est chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis, ne favorise pas la combustion.
Reçu dans industrie- distillation fractionnée de l'air liquide ou élimination chimique de l'oxygène de l'air, par exemple par la réaction 2C (coke) + O 2 \u003d 2CO lorsqu'il est chauffé. Dans ces cas, on obtient de l'azote, qui contient également des impuretés de gaz rares (principalement de l'argon).
En laboratoire, de petites quantités d'azote chimiquement pur peuvent être obtenues par une réaction de commutation avec chauffage modéré :
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Il est utilisé pour la synthèse de l'ammoniac. Acide nitrique et autres produits contenant de l'azote comme milieu inerte pour les procédés chimiques et métallurgiques et le stockage de substances inflammables.
NH 3
Composé binaire, l'état d'oxydation de l'azote est - 3. Un gaz incolore avec une forte odeur caractéristique. La molécule a la structure d'un tétraèdre incomplet [: N(H) 3 ] (hybridation sp 3 ). La présence d'azote dans la molécule NH 3 d'un couple donneur d'électrons dans l'orbitale hybride sp 3 provoque une réaction d'addition caractéristique d'un cation hydrogène, avec formation d'un cation ammonium NH4. Il se liquéfie sous pression positive à température ambiante. A l'état liquide, il est associé par des liaisons hydrogène. Thermiquement instable. Bien dissoudre dans l'eau (plus de 700 l/1 l de H 2 O à 20˚C); la proportion dans la solution saturée est de 34 % en poids et de 99 % en volume, pH = 11,8.
Très réactif, sujet aux réactions d'addition. Brûle dans l'oxygène, réagit avec les acides. Présente des propriétés réductrices (dues à N -3) et oxydantes (dues à H +1). Il est séché uniquement avec de l'oxyde de calcium.
Réactions qualitatives – la formation de "fumée" blanche au contact de l'HCl gazeux, le noircissement d'un morceau de papier humidifié avec une solution de Hg 2 (NO3) 2.
Produit intermédiaire dans la synthèse de HNO 3 et de sels d'ammonium. Il est utilisé dans la production de soude, d'engrais azotés, de colorants, d'explosifs ; l'ammoniac liquide est un réfrigérant. Toxique.
Équations des réactions les plus importantes :
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) "fumée" blanche
4NH 3 + 3O 2 (air) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustion)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (température ambiante, pression)
Reçu.À laboratoires- déplacement de l'ammoniac des sels d'ammonium lorsqu'il est chauffé à la chaux sodée: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ou faire bouillir une solution aqueuse d'ammoniac, puis sécher le gaz.
Dans l'industrie l'ammoniac est produit à partir d'azote avec de l'hydrogène. Produit par l'industrie soit sous forme liquéfiée, soit sous forme de solution aqueuse concentrée sous la dénomination technique eau ammoniaquée.
Ammoniac hydratéNH 3
*
H 2
O.
Connexion intermoléculaire. Blanc, dans le réseau cristallin - molécules NH 3 et H 2 O liées par une liaison hydrogène faible. Il est présent dans une solution aqueuse d'ammoniac, une base faible (les produits de dissociation sont le cation NH 4 et l'anion OH). Le cation ammonium a une structure tétraédrique régulière (hybridation sp 3 ). Thermiquement instable, se décompose complètement lorsque la solution est bouillie. Neutralisé par des acides forts. Il présente des propriétés réductrices (dues au N -3) en solution concentrée. Il entre dans la réaction d'échange d'ions et de formation de complexes.
Réaction qualitative– formation de "fumées" blanches au contact de l'HCl gazeux. Il est utilisé pour créer un milieu légèrement alcalin en solution, lors de la précipitation des hydroxydes amphotères.
Une solution d'ammoniaque 1 M contient principalement de l'hydrate de NH 3 *H 2 O et seulement 0,4 % d'ions NH 4 OH (en raison de la dissociation de l'hydrate) ; ainsi, "l'hydroxyde d'ammonium NH 4 OH" ionique n'est pratiquement pas contenu dans la solution, il n'y a pas non plus un tel composé dans l'hydrate solide.
Équations des réactions les plus importantes :
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (bouillant avec NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (diff.) = 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
Une solution d'ammoniaque diluée (3-10 %) est souvent appelée ammoniac(le nom a été inventé par des alchimistes), et une solution concentrée (18,5 - 25%) est une solution d'ammoniaque (produite par l'industrie).
oxydes d'azote
monoxyde d'azoteNON
Oxyde ne formant pas de sel. gaz incolore. Le radical contient une liaison covalente σπ (N꞊O), à l'état solide le dimère N 2 O 2 co Connexion N-N. Extrêmement stable thermiquement. Sensible à l'oxygène atmosphérique (brunit). Légèrement soluble dans l'eau et ne réagit pas avec elle. Chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec les métaux et les non-métaux. mélange hautement réactif de NO et NO 2 ("gaz nitreux"). Produit intermédiaire dans la synthèse de l'acide nitrique.
Équations des réactions les plus importantes :
2NO + O 2 (ex.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (graphite) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rouge) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Réactions aux mélanges de NO et NO 2 :
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Reçu dans industrie: oxydation de l'ammoniac par l'oxygène sur un catalyseur, en laboratoires- interaction de l'acide nitrique dilué avec les agents réducteurs :
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NON+ 4 H 2 O
ou réduction des nitrates :
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NON +
Je 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
dioxyde d'azoteNON 2
L'oxyde d'acide, correspond conditionnellement à deux acides - HNO 2 et HNO 3 (l'acide pour N 4 n'existe pas). Gaz brun, monomère NO 2 à température ambiante, dimère liquide incolore N 2 O 4 (tétroxyde de diazote) à froid. Réagit complètement avec l'eau, les alcalis. Agent oxydant très puissant, corrosif pour les métaux. Il est utilisé pour la synthèse de l'acide nitrique et des nitrates anhydres, comme oxydant pour le carburant des fusées, un nettoyeur d'huile à partir de soufre et un catalyseur pour l'oxydation des composés organiques. Toxique.
L'équation des réactions les plus importantes :
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (dans le froid)
3 NON 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NON
2NO 2 + 2NaOH (diff.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (cat. Pt, Ni)
NON 2 + 2HI(p) = NON + je 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NON 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Reçu: dans industrie - oxydation du NO avec l'oxygène de l'air, en laboratoires– interaction de l'acide nitrique concentré avec des agents réducteurs :
6HNO 3 (conc., montagnes) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc.,hort.) + P (rouge) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., montagnes) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
oxyde de diazoteN 2 O
Gaz incolore à odeur agréable ("gaz hilarant"), N꞊N꞊О, état d'oxydation formel de l'azote +1, peu soluble dans l'eau. Favorise la combustion du graphite et du magnésium :
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)
Obtenu par décomposition thermique du nitrate d'ammonium :
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
utilisé en médecine comme anesthésiant.
trioxyde de diazoteN 2 O 3
À basse température, c'est un liquide bleu, ON꞊NO 2, l'état d'oxydation formel de l'azote est +3. A 20 ˚C, il se décompose à 90% en un mélange de NO incolore et de NO 2 brun ("gaz nitreux", fumée industrielle - "queue de renard"). N 2 O 3 - oxyde d'acide, forme HNO 2 avec de l'eau à froid, réagit différemment lorsqu'il est chauffé:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Avec les alcalis, on obtient des sels HNO 2 , par exemple NaNO 2 .
Obtenu par l'interaction de NO avec O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) ou avec NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
avec un fort refroidissement. Les "gaz nitreux" et dangereux pour l'environnement agissent comme catalyseurs de la destruction de la couche d'ozone de l'atmosphère.
pentoxyde de diazote N 2 O 5
Incolore, solide, O 2 N - O - NO 2, l'état d'oxydation de l'azote est de +5. A température ambiante, il se décompose en NO 2 et O 2 en 10 heures. Réagit avec l'eau et les alcalis sous forme d'oxyde acide :
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Obtenu par déshydratation de l'acide nitrique fumant :
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
ou oxydation du NO 2 avec de l'ozone à -78˚C :
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Nitrites et nitrates
Nitrite de potassiumSAVOIR 2
. Blanc, hygroscopique. Fond sans décomposition. Stable à l'air sec. Dissoudre très bien dans l'eau (formant une solution incolore), il est hydrolysé sur l'anion. Un agent oxydant et réducteur typique dans un environnement acide, réagit très lentement dans un environnement alcalin. Entre dans les réactions d'échange d'ions. Réactions qualitatives sur l'ion NO 2 - décoloration de la solution violette de MnO 4 et apparition d'un précipité noir lors de l'ajout d'ions I. Il est utilisé dans la production de colorants, comme réactif analytique pour les acides aminés et les iodures, un composant de la photographie réactifs.
équation des réactions les plus importantes :
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violet) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (saturé) + NH 4 + (saturé) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (noir) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (jaune clair) ↓
Reçu dansindustrie– récupération du nitrate de potassium dans les procédés :
KNO 3 + Pb = NOC 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (éponge) + H 2 O = NOC 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 NOC 2+ CaSO4 (300 ˚C)
H
ça va
potassium
NOC 3
nom technique potassium, ou Indien sel , salpêtre. Blanc, fond sans décomposition, se décompose lors d'un chauffage supplémentaire. Résistant à l'air. Très soluble dans l'eau (haute endo-effet, = -36 kJ), il n'y a pas d'hydrolyse. Un agent oxydant puissant lorsqu'il est fusionné (en raison de la libération d'oxygène atomique). En solution, il n'est réduit que par l'hydrogène atomique (en milieu acide en KNO 2, en milieu alcalin en NH 3). Il est utilisé dans la production de verre comme conservateur alimentaire, composant de mélanges pyrotechniques et d'engrais minéraux.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl dilué) = 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 \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (graphite) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustion)
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)
Reçu: dans l'industrie
4KOH (horizontal) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
et en laboratoire :
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Les composés azotés à l'état d'oxydation -3 sont représentés par l'ammoniac et les nitrures métalliques.
Ammoniac- NH 3 est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique. La molécule d'ammoniac a une structure pyramidale et contient une seule paire d'électrons sur l'atome d'azote :
À -33,4 °C, l'ammoniac se condense pour former un liquide à très haute chaleur de vaporisation, ce qui lui permet d'être utilisé comme réfrigérant dans les systèmes de réfrigération industriels. L'ammoniac liquide est un bon solvant, les métaux alcalins et alcalino-terreux s'y dissolvent, formant des solutions conductrices colorées. En présence d'un catalyseur (FeCl 3 ), le métal dissous réagit avec l'ammoniac pour libérer de l'hydrogène et former un amide, par exemple :
2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2
amide de sodium
Dans une atmosphère d'oxygène, l'ammoniac brûle avec formation d'azote ; sur un catalyseur au platine, l'ammoniac est oxydé en monoxyde d'azote (II) :
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
L'ammoniac est très soluble dans l'eau, dans laquelle il présente les propriétés d'une base faible :
NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85 10 -5
En tant que base, l'ammoniac réagit avec les acides pour former des sels du cation ammonium, par exemple :
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Les sels d'ammonium sont très solubles dans l'eau et légèrement hydrolysés. A l'état cristallin, ils sont thermiquement instables. La composition des produits de thermolyse dépend des propriétés de l'acide formant le sel :
NH 4 Cl ® NH 3 + HCl
(NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Sous l'action des alcalis sur les solutions aqueuses de sels d'ammonium, de l'ammoniac est libéré lors du chauffage, ce qui permet d'utiliser cette réaction comme une réaction qualitative pour les sels d'ammonium et comme méthode de laboratoire pour obtenir de l'ammoniac.
NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O
Dans l'industrie, l'ammoniac est obtenu par synthèse directe.
N 2 + 3H 2 2NH 3
La réaction étant hautement réversible, la synthèse est réalisée à haute pression (jusqu'à 100 MPa). Pour accélérer le moment d'équilibre, le procédé est réalisé en présence d'un catalyseur (fer spongieux favorisé par des additifs) et à une température d'environ 500 °C.
nitrure les métaux alcalins et alcalino-terreux sont des composés ioniques qui sont facilement décomposés par l'eau pour former de l'ammoniac.
Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3
Les nitrures de d-métaux sont des composés cristallins de composition variable (bertolides), très réfractaires et chimiquement stables.
Hydrazine- N 2 H 4 - le composé azoté inorganique le plus important à l'état d'oxydation -2.
L'hydrazine est un liquide incolore avec un point d'ébullition de 114°C, fumant dans l'air. Les vapeurs d'hydrazine sont extrêmement toxiques et forment des mélanges explosifs avec l'air. L'hydrazine est obtenue en oxydant l'ammoniac avec de l'hypochlorite de sodium :
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
L'hydrazine est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et se comporte en solution comme une base diacide faible, formant deux séries de sels.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 x 10 -7 ;
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 x 10 -15 ;
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
chlorure d'hydrosonium dichlorure de dihydrosonium
L'hydrazine est l'agent réducteur le plus puissant :
4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
L'hydrazine et ses dérivés sont largement utilisés comme carburant de fusée.
Hydroxylamine- NH 2 OH - le principal composé inorganique de l'azote à l'état d'oxydation -1.
L'hydroxylamine est une substance cristalline incolore (pf 33 °C), très soluble dans l'eau, dans laquelle elle présente les propriétés d'une base faible.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
L'hydroxylamine est obtenue en réduisant l'acide nitrique avec de l'hydrogène au moment de l'isolement lors de l'électrolyse :
HNO 3 + 6 [H] \u003d NH 2 OH + 2H 2 O
L'atome d'azote de la molécule NH 2 OH présente un état d'oxydation intermédiaire (entre -3 et +5), l'hydroxylamine peut donc agir à la fois comme agent réducteur et comme agent oxydant :
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH \u003d N 0 2 + 2KI + 4H 2 O
agent réducteur
2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O
comburant
L'azote présente des états d'oxydation positifs dans les oxydes, ainsi que dans les acides contenant de l'oxygène et leurs sels.
L'oxyde nitrique (I) - N 2 O (protoxyde d'azote, gaz hilarant). La structure de sa molécule peut être véhiculée par la résonance de deux schémas de valence, qui montrent que ce composé ne peut être considéré comme du monoxyde d'azote (I) que formellement, en réalité il s'agit d'oxynitrure d'azote (V) - ON +5 N -3.
Le N 2 O est un gaz incolore avec une légère odeur agréable. À petites concentrations, il provoque des accès de joie débridée, à fortes doses, il a un effet anesthésiant général. Un mélange de protoxyde d'azote (80%) et d'oxygène (20%) est utilisé en médecine pour l'anesthésie.
Dans des conditions de laboratoire, le monoxyde d'azote (I) peut être obtenu par décomposition du nitrate d'ammonium :
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
Le N 2 O obtenu par cette méthode contient des impuretés d'oxydes d'azote supérieurs, qui sont extrêmement toxiques !
Selon ses propriétés chimiques, l'oxyde nitrique (I) est un oxyde typique non salifiant, il ne réagit pas avec l'eau, les acides et les alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose pour former de l'oxygène et de l'azote. Pour cette raison, le N 2 O peut jouer le rôle d'agent oxydant, par exemple :
N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O
Oxyde nitrique(II)- Le NO est un gaz incolore, extrêmement toxique. Dans l'air, il est rapidement oxydé par l'oxygène pour former du monoxyde d'azote (IV) non moins toxique. Dans l'industrie, le NO est obtenu en faisant passer de l'air dans un arc électrique (3000-4000 °C).
Une méthode de laboratoire pour obtenir de l'oxyde nitrique (II) est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique dilué.
3Cu + 8HNO 3 (diff.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
L'oxyde nitrique (II) est un oxyde non salifiant, un agent réducteur puissant, qui réagit facilement avec l'oxygène et les halogènes.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
chlorure de nitrosyle
Dans le même temps, lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, le NO agit comme un agent oxydant :
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O
Monoxyde d'azote(III)- N 2 O 3 - liquide intensément de couleur bleue(t.cr. - 100°C). Stable uniquement à l'état liquide et solide à basse température. Il semble exister sous deux formes :
Le monoxyde d'azote(III) est obtenu par co-condensation des vapeurs de NO et de NO 2 . Se dissocie dans les liquides et les vapeurs.
NON 2 + NON N 2 O 3
Les propriétés sont typiques de l'oxyde acide. Il réagit avec l'eau, formant de l'acide nitreux, avec des alcalis forme des sels - nitrites.
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2
N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O
Acide nitreux- acide de force moyenne (K a = 1×10 -4). Il n'a pas été isolé sous sa forme pure, il existe en solution sous deux formes tautomères (les tautomères sont des isomères en équilibre dynamique.)
forme nitrite forme nitro
Les sels d'acide nitreux sont stables. L'anion nitrite présente une dualité redox prononcée. Selon les conditions, il peut remplir à la fois la fonction d'agent oxydant et la fonction d'agent réducteur, par exemple :
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
comburant
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
agent réducteur
L'acide nitreux et les nitrites sont sujets à la dismutation :
3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
Oxyde nitrique (IV)- NO 2 - gaz brun, avec un fort mauvaise odeur, extrêmement toxique ! Dans l'industrie, le NO 2 est produit par l'oxydation du NO. La méthode de laboratoire pour obtenir du NO 2 est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique concentré, ainsi que la décomposition thermique du nitrate de plomb.
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2
La molécule NO 2 a un électron non apparié et est un radical libre stable. Par conséquent, l'oxyde nitrique se dimérise facilement. Le processus est réversible et très sensible à la température.
paramagnétique, diamagnétique,
marron incolore
Le dioxyde d'azote est un oxyde acide qui réagit avec l'eau pour former un mélange d'acide nitrique et nitreux (anhydride mixte).
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
Oxyde nitrique(V)- N 2 O 5 - substance cristalline blanche. Obtenu par déshydratation de l'acide nitrique ou oxydation du monoxyde d'azote (IV) avec de l'ozone :
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
À l'état cristallin, N 2 O 5 a une structure semblable à un sel - + -, en vapeur (t. vozg. 33 ° C) - moléculaire.
N 2 O 5 - oxyde d'acide - anhydride d'acide nitrique :
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Acide nitrique- HNO 3 - un liquide incolore avec un point d'ébullition de 84,1 ° C, se décompose lorsqu'il est chauffé et à la lumière.
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Les impuretés du dioxyde d'azote donnent à l'acide nitrique concentré une couleur jaune-brun. L'acide nitrique est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et est l'un des acides minéraux les plus forts ; il se dissocie complètement en solution :
L'acide nitrique est l'un des agents oxydants les plus puissants. La profondeur de sa récupération dépend de nombreux facteurs : concentration, température, agent réducteur. Habituellement, lorsqu'il est oxydé avec de l'acide nitrique, un mélange de produits de réduction se forme :
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Le produit prédominant de l'oxydation des non-métaux et des métaux inactifs avec de l'acide nitrique concentré est l'oxyde nitrique (IV) :
Je 2 + 10HNO 3 (conc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
Pb + 4HNO 3 (conc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
L'acide nitrique concentré passive le fer et l'aluminium. L'aluminium est passivé même avec de l'acide nitrique dilué. L'acide nitrique, quelle que soit sa concentration, n'affecte pas l'or, le platine, le tantale, le rhodium et l'iridium. L'or et le platine se dissolvent dans l'eau régale - un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique concentrés dans un rapport de 1: 3:
Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O
Le fort effet oxydant de l'eau régale est dû à la formation de chlore atomique lors de la décomposition du chlorure de nitrosyle, produit de l'interaction de l'acide nitrique avec le chlorure d'hydrogène.
HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O
NOCl = NO + Cl×
Un solvant efficace pour les métaux peu actifs est un mélange d'acides nitrique et fluorhydrique concentrés.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
L'acide nitrique dilué, lorsqu'il interagit avec des non-métaux et des métaux peu actifs, est réduit principalement en oxyde nitrique (II), par exemple :
3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO
3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Les métaux actifs réduisent l'acide nitrique dilué en N 2 O, N 2 ou NH 4 NO 3, par exemple,
4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Sels d'acide nitrique - les nitrates sont très solubles dans l'eau, thermiquement instables. La décomposition des nitrates de métaux actifs (hors lithium), qui sont dans la série des potentiels d'électrode standard à gauche du magnésium, conduit à la formation de nitrites.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
Lors de la décomposition des nitrates de lithium et de magnésium, ainsi que des nitrates métalliques situés dans la série des potentiels d'électrode standard à droite du magnésium, jusqu'au cuivre, un mélange d'oxyde nitrique (IV) et d'oxygène est libéré.
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
Les nitrates de métaux situés en fin de série d'activité se décomposent en métal libre :
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
Les nitrates de sodium, de potassium et d'ammonium sont largement utilisés pour la production de poudre à canon et d'explosifs, ainsi que d'engrais azotés (salpêtre). Le sulfate d'ammonium, l'eau ammoniacale et le carbamide (urée) - amide d'acide carbonique complet H 2 N-C (O) -NH 2 sont également utilisés comme engrais. La majeure partie de l'acide nitrique sert à la production d'engrais et d'explosifs.
L'acide nitrique est produit industriellement par la méthode par contact ou à l'arc, qui diffère par la première étape - la production d'oxyde nitrique (II). La méthode à l'arc est basée sur la production de NO en faisant passer de l'air à travers un arc électrique. Dans le processus de contact, le NO est produit par l'oxydation de l'ammoniac avec de l'oxygène sur un catalyseur au platine. Ensuite, l'oxyde nitrique (II) est oxydé en oxyde nitrique (IV) par l'oxygène atmosphérique. En dissolvant du NO 2 dans de l'eau en présence d'oxygène, on obtient de l'acide nitrique à une concentration de 60 à 65 %.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3
Si nécessaire, l'acide nitrique est concentré par distillation avec de l'acide sulfurique concentré. En laboratoire, l'acide nitrique concentré peut être obtenu par action de l'acide sulfurique concentré sur le nitrate de sodium cristallin lorsqu'il est chauffé.
NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d HNO 3 + NaHSO 4
Il existe des éléments chimiques qui présentent différents états d'oxydation, ce qui permet de se former lors de réactions chimiques un grand nombre de composés avec certaines propriétés. Connaissance structure électronique atome, vous pouvez deviner quelles substances seront formées.
Les états d'oxydation de l'azote peuvent varier de -3 à +5, ce qui indique la variété des composés à base de celui-ci.
Caractéristique de l'élément
L'azote appartient aux éléments chimiques situés dans le 15ème groupe, dans la deuxième période du système périodique de Mendeleev D.I. Il a reçu le numéro de série 7 et la désignation de lettre abrégée N. Dans des conditions normales, un élément relativement inerte, des conditions spéciales sont nécessaires pour les réactions.
Il se produit naturellement sous forme de gaz incolore diatomique. air atmosphérique avec une fraction volumique supérieure à 75 %. Il entre dans la composition des molécules protéiques, des acides nucléiques et des substances azotées d'origine inorganique.
Structure atomique
Pour déterminer l'état d'oxydation de l'azote dans les composés, il est nécessaire de connaître sa structure nucléaire et d'étudier les couches électroniques.
Un élément naturel est représenté par deux isotopes stables, avec leur nombre de masse 14 ou 15. Le premier noyau contient 7 particules de neutrons et 7 particules de protons, et le second contient 1 particule de neutrons de plus.
Il existe des variétés artificielles de son atome avec une masse de 12-13 et 16-17, qui ont des noyaux instables.
Lors de l'étude de la structure électronique de l'azote atomique, on peut voir qu'il existe deux couches d'électrons (intérieure et extérieure). L'orbite 1s contient une paire d'électrons.
La deuxième coque externe ne contient que cinq particules chargées négativement : deux dans le sous-niveau 2s et trois dans l'orbite 2p. Le niveau d'énergie de valence n'a pas de cellules libres, ce qui indique l'impossibilité de séparer sa paire d'électrons. L'orbite 2p est considérée comme n'étant remplie qu'à moitié d'électrons, ce qui permet de fixer 3 particules chargées négativement. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'azote est -3.
Compte tenu de la structure des orbitales, nous pouvons conclure que cet élément avec un nombre de coordination de 4 se lie au maximum avec seulement quatre autres atomes. Pour former trois liaisons, un mécanisme d'échange est utilisé, un autre est formé de manière don-ni-mais-ac-chaîne-tor.
États d'oxydation de l'azote dans différents composés
Le nombre maximum de particules négatives que son atome peut fixer est de 3. Dans ce cas, son état d'oxydation se manifeste égal à -3, inhérent à des composés tels que NH 3 ou ammoniac, NH 4 + ou nitrures d'ammonium et Me 3 N 2 . Ces dernières substances se forment avec une augmentation de la température par l'interaction de l'azote avec des atomes métalliques.
Le plus grand nombre de particules chargées négativement qu'un élément peut émettre est égal à 5.
Deux atomes d'azote sont capables de se combiner pour former des composés stables avec un état d'oxydation de -2. Une telle liaison est observée dans le N 2 H 4 ou les hydrazines, dans les azotures de divers métaux ou MeN 3 . L'atome d'azote ajoute 2 électrons aux orbitales libres.
Il y a un état d'oxydation de -1 lorsqu'un élément donné ne reçoit qu'une seule particule négative. Par exemple, dans NH 2 OH ou l'hydroxylamine, il est chargé négativement.
Il existe des signes positifs du degré d'oxydation de l'azote lorsque des particules d'électrons sont extraites de la couche d'énergie externe. Ils varient de +1 à +5.
La charge 1+ est présente dans l'azote dans N 2 O (oxyde monovalent) et dans l'hyponitrite de sodium de formule Na 2 N 2 O 2 .
Dans NO (oxyde divalent), l'élément donne deux électrons et devient chargé positivement (+2).
Il existe un état d'oxydation de l'azote 3 (dans le composé NaNO 2 ou nitrure et aussi dans l'oxyde trivalent). Dans ce cas, 3 électrons sont séparés.
La charge +4 apparaît dans un oxyde de valence IV ou son dimère (N 2 O 4).
Le signe positif de l'état d'oxydation (+5) apparaît dans N 2 O 5 ou dans l'oxyde pentavalent, dans l'acide nitrique et ses sels dérivés.
Composés de l'azote à l'hydrogène
Les substances naturelles basées sur les deux éléments ci-dessus ressemblent aux hydrocarbures organiques. Seuls les azotes hydrogènes perdent leur stabilité avec une augmentation de la quantité d'azote atomique.
Les composés d'hydrogène les plus importants comprennent les molécules d'ammoniac, d'hydrazine et d'acide hydrazoïque. Ils sont obtenus par l'interaction de l'hydrogène avec l'azote, et l'oxygène est également présent dans cette dernière substance.
Qu'est-ce que l'ammoniac
Il est également appelé nitrure d'hydrogène et sa formule chimique est désignée par NH 3 avec une masse de 17. Dans des conditions normales de température et de pression, l'ammoniac se présente sous la forme d'un gaz incolore à odeur piquante d'ammoniac. En termes de densité, il est 2 fois plus rare que l'air, il se dissout facilement dans le milieu aquatique du fait de la structure polaire de sa molécule. Désigne les substances à faible risque.
Dans les volumes industriels, l'ammoniac est produit par synthèse catalytique à partir de molécules d'hydrogène et d'azote. Il existe des méthodes de laboratoire pour obtenir du nitrite à partir de sels d'ammonium et de sodium.
La structure de l'ammoniac
La molécule pyramidale contient un atome d'azote et 3 atomes d'hydrogène. Ils sont situés les uns par rapport aux autres à un angle de 107 degrés. Dans une molécule tétraédrique, l'azote est situé au centre. En raison de trois électrons p non appariés, il est relié par des liaisons polaires de nature covalente avec 3 hydrogènes atomiques, qui ont chacun 1 électron s. C'est ainsi que se forme une molécule d'ammoniac. Dans ce cas, l'azote présente un état d'oxydation de -3.
Cet élément a toujours une paire d'électrons non partagée au niveau externe, ce qui crée une liaison covalente avec un ion hydrogène qui a une charge positive. Un élément est un donneur de particules chargées négativement et l'autre est un accepteur. C'est ainsi que se forme l'ion ammonium NH 4 +.
Qu'est-ce que l'ammonium
Il est classé comme ion ou cation polyatomique chargé positivement. L'ammonium est également classé comme produits chimiques, qui ne peut exister sous forme de molécule. Il est composé d'ammoniac et d'hydrogène.
L'ammonium de charge positive en présence de divers anions de signe négatif est capable de former des sels d'ammonium, dans lesquels il se comporte comme des métaux de valence I. De plus, avec sa participation, des composés d'ammonium sont synthétisés.
De nombreux sels d'ammonium existent sous forme de substances cristallines incolores qui sont facilement solubles dans l'eau. Si les composés de l'ion NH 4 + sont formés par des acides volatils, ils se décomposent dans des conditions de chauffage avec dégagement de substances gazeuses. Leur refroidissement ultérieur conduit à un processus réversible.
La stabilité de ces sels dépend de la force des acides à partir desquels ils sont formés. Les composés d'ammonium stables correspondent à un résidu acide fort. Par exemple, le chlorure d'ammonium stable est produit à partir d'acide chlorhydrique. À des températures allant jusqu'à 25 degrés, ce sel ne se décompose pas, ce qui ne peut être dit à propos du carbonate d'ammonium. Ce dernier composé est souvent utilisé en cuisine pour faire lever la pâte, en remplacement du bicarbonate de soude.
Les confiseurs appellent simplement le carbonate d'ammonium ammonium. Ce sel est utilisé par les brasseurs pour améliorer la fermentation de la levure de bière.
Une réaction qualitative pour la détection des ions ammonium est l'action des hydroxydes de métaux alcalins sur ses composés. En présence de NH 4 +, de l'ammoniac est libéré.
Structure chimique de l'ammonium
La configuration de son ion ressemble à un tétraèdre régulier, au centre duquel se trouve l'azote. Les atomes d'hydrogène sont situés en haut de la figure. Pour calculer l'état d'oxydation de l'azote dans l'ammonium, vous devez vous rappeler que la charge totale du cation est de +1 et qu'il manque un électron à chaque ion hydrogène et qu'il n'y en a que 4. Le potentiel total d'hydrogène est de +4. Si nous soustrayons la charge de tous les ions hydrogène de la charge du cation, nous obtenons : +1 - (+4) = -3. L'azote a donc un état d'oxydation de -3. Dans ce cas, il ajoute trois électrons.
Que sont les nitrures
L'azote est capable de se combiner avec des atomes plus électropositifs de nature métallique et non métallique. En conséquence, des composés similaires aux hydrures et aux carbures sont formés. Ces substances contenant de l'azote sont appelées nitrures. Entre le métal et l'atome d'azote dans les composés, on distingue les liaisons covalentes, ioniques et intermédiaires. C'est cette caractéristique qui sous-tend leur classification.
Les nitrures covalents comprennent des composés dans la liaison chimique dont les électrons ne sont pas transférés de l'azote atomique, mais forment un nuage d'électrons commun avec des particules chargées négativement d'autres atomes.
Des exemples de telles substances sont les nitrures d'hydrogène, tels que les molécules d'ammoniac et d'hydrazine, ainsi que les halogénures d'azote, qui comprennent les trichlorures, les tribromures et les trifluorures. Ils ont une paire d'électrons commune qui appartient également à deux atomes.
Les nitrures ioniques comprennent des composés avec une liaison chimique formée par le transfert d'électrons d'un élément métallique à niveaux gratuitsà l'azote. La polarité est observée dans les molécules de ces substances. Les nitrures ont un état d'oxydation de l'azote de 3-. En conséquence, la charge totale du métal sera de 3+.
De tels composés comprennent les nitrures de magnésium, de lithium, de zinc ou de cuivre, à l'exception des métaux alcalins. Ils ont un point de fusion élevé.
Les nitrures intermédiaires comprennent des substances dans lesquelles les atomes de métaux et d'azote sont uniformément répartis et il n'y a pas de déplacement clair du nuage d'électrons. Ces composés inertes comprennent les nitrures de fer, de molybdène, de manganèse et de tungstène.
Description de l'oxyde nitrique trivalent
Il est également appelé anhydride dérivé de l'acide nitreux de formule HNO 2 . En tenant compte des états d'oxydation de l'azote (3+) et de l'oxygène (2-) dans le trioxyde, le rapport des atomes des éléments 2 à 3 ou N 2 O 3 est obtenu.
Les formes liquide et gazeuse de l'anhydride sont des composés très instables, ils se décomposent facilement en 2 oxydes différents de valences IV et II.
Le processus d'oxydation de l'ion ammonium avec l'ion nitrite est très pratique :D'autres méthodes sont également connues - la décomposition des azotures lorsqu'ils sont chauffés, la décomposition de l'ammoniac avec l'oxyde de cuivre (II), l'interaction des nitrites avec l'acide sulfamique ou l'urée :
Avec la décomposition catalytique de l'ammoniac à haute température, l'azote peut également être obtenu :
propriétés physiques.
Quelques propriétés physiques et l'azote sont donnés dans le tableau. une. |
Tableau 1. QUELQUES PROPRIETES PHYSIQUES DE L'AZOTE |
|
| Densité, g / cm 3 | 0,808 (liquide) |
| Point de fusion, °С | –209,96 |
| Point d'ébullition, °C | –195,8 |
| Température critique, °С | –147,1 |
| Pression critique, atm a | 33,5 |
| Densité critique, g/cm 3 un | 0,311 |
| Capacité thermique spécifique, J / (molCh K) | 14.56 (15°C) |
| Electronégativité selon Pauling | 3 |
| rayon covalent, | 0,74 |
| rayon cristallin, | 1,4 (M 3–) |
| Potentiel d'ionisation, V b | |
| la première | 14,54 |
| deuxième | 29,60 |
| un La température et la pression auxquelles la densitél'azote liquide et gazeux sont les mêmes. b La quantité d'énergie nécessaire pour éliminer les premiers électrons externes et suivants, basée sur 1 mole d'azote atomique. |
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Tableau 2. ÉTATS D'OXYDATION DE L'AZOTE ET COMPOSÉS APPARENTÉS |
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État d'oxydation |
Exemples de connexion |
| Ammoniac NH 3, ion ammonium NH 4 +, nitrures M 3 N 2 | |
| Hydrazine N2H4 | |
| Hydroxylamine NH 2 OH | |
| hyponitrite de sodium Na 2 N 2 O 2, monoxyde d'azote (I) N 2 O | |
| Monoxyde d'azote(II) NON | |
| Monoxyde d'azote (III) N 2 O 3, nitrite de sodium NaNO 2 | |
| Monoxyde d'azote (IV) NO 2, dimère N 2 O 4 | |
| Monoxyde d'azote (V) N 2 O 5 , Acide nitrique HNO3 et ses sels (nitrates) | |
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Tableau 3. QUELQUES PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'AMMONIAC ET DE L'EAU |
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Propriété |
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| Densité, g / cm 3 | 0.65 (-10°C) | 1.00 (4.0°C) |
| Point de fusion, °С | –77,7 | 0 |
| Point d'ébullition, °C | –33,35 | 100 |
| Température critique, °С | 132 | 374 |
| Pression critique, atm | 112 | 218 |
| Enthalpie de vaporisation, J/g | 1368 (-33°C) | 2264 (100°C) |
| Enthalpie de fusion, J/g | 351 (-77°C) | 334 (0°C) |
| Conductivité électrique | 5h 10 -11 (-33°C) | 4h 10 -8 (18°C) |
similaire au processus qui se déroule dans l'eau:
Certaines propriétés chimiques des deux systèmes sont comparées dans le tableau. quatre. L'ammoniac liquide en tant que solvant présente un avantage dans certains cas où il n'est pas possible d'effectuer des réactions dans l'eau en raison de l'interaction rapide des composants avec l'eau (par exemple, oxydation et réduction). Par exemple, dans l'ammoniac liquide, le calcium réagit avec KCl pour former CaCl 2 et K, car CaCl 2 est insoluble dans l'ammoniac liquide, mais K est soluble et la réaction se déroule complètement. Dans l'eau, une telle réaction est impossible en raison de l'interaction rapide de Ca avec l'eau.
Obtenir de l'ammoniac. NH3 gazeux est libéré des sels d'ammonium sous l'action d'une base forte, par exemple NaOH :La méthode est applicable dans des conditions de laboratoire. La petite production d'ammoniac est également basée sur l'hydrolyse de nitrures, tels que Mg 3 N 2 , l'eau. Cyanamide calcique CaCN 2 lorsqu'il interagit avec l'eau, il forme également de l'ammoniac. La principale voie industrielle de production d'ammoniac est sa synthèse catalytique à partir d'azote et d'hydrogène atmosphériques à haute température et pression :
L'hydrogène pour cette synthèse est obtenu par le craquage thermique des hydrocarbures, l'action de la vapeur d'eau sur le charbon ou le fer, la décomposition des alcools avec la vapeur d'eau, ou l'électrolyse de l'eau. De nombreux brevets ont été obtenus pour la synthèse de l'ammoniac, différant par les conditions du procédé (température, pression, catalyseur). Il existe une méthode de production industrielle lors de la distillation thermique du charbon. Les noms de F. Haber et K. Bosch sont associés au développement technologique de la synthèse d'ammoniac. |
Tableau 4. COMPARAISON DES REACTIONS EN MILIEU EAU ET AMMONIAC |
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Milieu aquatique |
Milieu ammoniac |
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Neutralisation |
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| OH - + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3 |
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Hydrolyse (protolyse) |
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| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl - |
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substitution |
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| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
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solvatation (formation complexe ) |
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| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl - |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl - |
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amphotère |
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| Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 |
Zn 2+ + 2NH 2 - Zn (NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
Symbole M
n+ représente un ion de métal de transition (sous-groupes B tableau périodique, par exemple, Cu 2+ , Mn 2+ etetc.). Tout acide protique (c'est-à-dire contenant H) réagit avec l'ammoniac en solution aqueuse pour former des sels d'ammonium tels que le nitrate d'ammonium NH 4 NON 3 , chlorure d'ammonium NH 4
Cl, sulfate d'ammonium (NH 4) 2 SO 4 , phosphate d'ammonium (NH 4) 3PO4 . Ces sels sont largement utilisés dans agriculture comme engrais pour introduire de l'azote dans le sol. Le nitrate d'ammonium est également utilisé comme explosif peu coûteux; pour la première fois, il a été appliqué avec du mazout (gazole). Une solution aqueuse d'ammoniac est utilisée directement pour l'introduction dans le sol ou avec de l'eau d'irrigation. Urée NH 2 CONH 2 , obtenu par synthèse à partir d'ammoniac et de dioxyde de carbone, est également un engrais. L'ammoniac gazeux réagit avec des métaux tels que Na et K pour former des amides :L'ammoniac réagit également avec les hydrures et les nitrures pour former des amides :
Amides de métaux alcalins (par exemple, NaNH 2) réagir avec N 2 O lorsqu'il est chauffé, formant des azotures : NH3 gazeux réduit les oxydes de métaux lourds en métaux à haute température, probablement en raison de l'hydrogène formé à partir de la décomposition de l'ammoniac en N 2 et H2 : Atomes d'hydrogène dans la molécule NH 3
peut être remplacé par un halogène. L'iode réagit avec une solution concentrée de NH 3
, formant un mélange de substances contenant N je 3 . Cette substance est très instable et explose au moindre impact mécanique. Dans la réaction de NH 3 s Cl 2 il se forme des chloramines NCl 3 , NHCl 2 et NH 2 Cl. Lorsqu'il est exposé à l'hypochlorite de sodium ammoniacal NaOCl (formé à partir de NaOH et Cl2 ) le produit final est l'hydrazine :
Hydrazine. Les réactions ci-dessus sont un procédé de préparation de monohydrate d'hydrazine de composition N 2 H 4 H H 2 O. L'hydrazine anhydre est formée par distillation spéciale du monohydrate avec BaO ou d'autres substances éliminant l'eau. Les propriétés de l'hydrazine ressemblent légèrement au peroxyde d'hydrogène H 2O2 . Hydrazine anhydre pure
liquide hygroscopique incolore, bouillant à 113,5°C ; se dissout bien dans l'eau, formant une base faible En milieu acide (H + ) l'hydrazine forme des sels solubles d'hydrazonium du type + X – . La facilité avec laquelle l'hydrazine et certains de ses dérivés (par exemple, la méthylhydrazine) réagissent avec l'oxygène lui permet d'être utilisée comme composant de propulseurs liquides. L'hydrazine et tous ses dérivés sont hautement toxiques.oxydes d'azote. Dans les composés avec de l'oxygène, l'azote présente tous les états d'oxydation, formant des oxydes : N2 O, NON, N 2 O 3, N O 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Peu d'informations sont disponibles sur la formation de peroxydes d'azote (NO 3 , NON 4). Monoxyde d'azote (I) N 2 L'O (monoxyde de diazote) est obtenu par dissociation thermique du nitrate d'ammonium :La molécule a une structure linéaireO est plutôt inerte à température ambiante, mais à des températures élevées, il peut favoriser la combustion de matériaux facilement oxydants. N 2
O, connu sous le nom de "gaz hilarant", est utilisé pour les anesthésies légères en médecine.Oxyde nitrique(II) Le NO, gaz incolore, est l'un des produits de la dissociation thermique catalytique de l'ammoniac en présence d'oxygène :
NO est également formé par la décomposition thermique de l'acide nitrique ou par la réaction du cuivre avec de l'acide nitrique dilué :Le NO peut être obtenu par synthèse à partir de substances simples (N 2 et O2 ) à des températures très élevées, comme dans une décharge électrique. La structure de la molécule NO a un électron non apparié. Les composés avec une telle structure interagissent avec les champs électriques et magnétiques. A l'état liquide ou solide, l'oxyde est bleu car l'électron non apparié provoque une association partielle à l'état liquide et une faible dimérisation à l'état solide : 2NO N2O2. Monoxyde d'azote (III) N2O3 (trioxyde d'azote) - anhydride nitreux : N2O3 + H2O2HNO2. N2O3 pur peut être obtenu sous forme de liquide bleu à basse température (–20°
C) à partir d'un mélange équimoléculaire de NO et NO 2. N2O3 stable uniquement à l'état solide à basse température (pf –102,3°
C), en liquide et état gazeux il se décompose à nouveau en NO et NO 2 .
Monoxyde d'azote (IV) NON 2 (dioxyde d'azote) a également un électron non apparié dans la molécule ( voir au dessus oxyde nitrique(II)). Une liaison à trois électrons est supposée dans la structure de la molécule, et la molécule présente les propriétés d'un radical libre (une ligne correspond à deux électrons appariés):
obtenu par oxydation catalytique de l'ammoniac en excès d'oxygène ou par oxydation du NO dans l'air :
ainsi que des réactions :
A température ambiante NON 2
est un gaz brun foncé Propriétés magnétiques en raison de la présence d'un électron non apparié. À des températures inférieures à 0°C NO 2 molécule se dimérise en tétroxyde de diazote et à -9,3°
La dimérisation du C se déroule complètement : 2NO2N2O4 . A l'état liquide, seul 1% de NO est non dimérisé 2, et à 100° C reste sous forme de dimère 10% N 2 O 4 . (ou N 2 O 4 ) réagit dans eau chaude avec formation d'acide nitrique : 3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NON. Technologie NON 2 il est donc très essentiel comme étape intermédiaire dans l'obtention d'un produit important sur le plan industriel
acide nitrique.Monoxyde d'azote (V) N2O5 (dépassé. anhydride nitrique) - une substance cristalline blanche, obtenue par déshydratation de l'acide nitrique en présence d'oxyde de phosphore P 4-10 : 
N2O5 se dissout facilement dans l'humidité de l'air, reformant HNO3. Propriétés du N 2 O 5 déterminé par le solde
Le N 2 O 5 est un bon oxydant, il réagit facilement, parfois violemment, avec les métaux et composés organiques et à l'état pur, lorsqu'il est chauffé, il explose. Structure probable. Lorsque la solution est évaporée, un explosif blanc se forme avec la structure proposée H–O–N=N–O–H. Acide nitreux
HNO2 n'est pas existe sous sa forme pure, cependant, des solutions aqueuses de sa faible concentration sont formées en ajoutant de l'acide sulfurique au nitrite de baryum :L'acide nitreux est également formé en dissolvant un mélange équimolaire de NO et NO 2 (ou N 2 O 3 ) dans l'eau. L'acide nitreux est légèrement plus fort que l'acide acétique. L'état d'oxydation de l'azote qu'il contient est de +3 (sa structure H–O–N=O), ceux. il peut s'agir à la fois d'un agent oxydant et d'un agent réducteur. Sous l'action d'agents réducteurs, il est généralement réduit en NON , et lorsqu'il interagit avec des agents oxydants, il est oxydé en acide nitrique. La vitesse de dissolution de certaines substances, telles que les métaux ou l'ion iodure, dans l'acide nitrique dépend de la concentration d'acide nitreux présent comme impureté. Les sels d'acide nitreux - les nitrites - se dissolvent bien dans l'eau, à l'exception du nitrite d'argent.
NaNO2 utilisé dans la fabrication de teintures.Acide nitrique HNO3 l'un des produits inorganiques les plus importants des principaux industrie chimique. Il est utilisé dans la technologie de nombreuses autres substances inorganiques et organiques, telles que les explosifs, les engrais, les polymères et les fibres, les colorants, médicaments et etc. voir égalementÉLÉMENTS CHIMIQUES.LITTÉRATURE Manuel d'Azotchik. M., 1969Nekrasov B.V. Bases chimie générale . M., 1973
Problèmes de fixation de l'azote. Chimie inorganique et physique. M., 1982