L'elemento chimico in un composto, calcolato partendo dal presupposto che tutti i legami siano ionici.
Gli stati di ossidazione possono avere valore positivo, negativo o zero, quindi somma algebrica lo stato di ossidazione degli elementi in una molecola, tenendo conto del numero dei loro atomi, è uguale a 0, e in uno ione - la carica dello ione.
1. Gli stati di ossidazione dei metalli nei composti sono sempre positivi.
2. Lo stato di ossidazione più elevato corrisponde al numero del gruppo della tavola periodica in cui si trova l'elemento (le eccezioni sono: Au +3(I gruppo), Cu +2(II), dal gruppo VIII lo stato di ossidazione +8 si trova solo nell'osmio Os e rutenio Ru.
3. Gli stati di ossidazione dei non metalli dipendono da quale atomo è collegato:
- se con un atomo di metallo, lo stato di ossidazione è negativo;
- se con un atomo non metallico, lo stato di ossidazione può essere positivo o negativo. Dipende dall'elettronegatività degli atomi degli elementi.
4. Lo stato di ossidazione negativo più elevato dei non metalli può essere determinato sottraendo da 8 il numero del gruppo in cui si trova l'elemento, ad es. lo stato di ossidazione positivo più alto è pari al numero di elettroni nello strato esterno, che corrisponde al numero del gruppo.
5. Gli stati di ossidazione delle sostanze semplici sono 0, indipendentemente dal fatto che si tratti di un metallo o di un non metallo.
Elementi con stati di ossidazione costanti.
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Elemento |
Stato di ossidazione caratteristico |
Eccezioni |
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Idruri metallici: LIH -1 |
||
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Stato di ossidazione chiamata carica condizionale di una particella partendo dal presupposto che il legame sia completamente rotto (ha un carattere ionico). H- Cl = H + + Cl - , Il legame nell'acido cloridrico è covalente polare. La coppia di elettroni è più spostata verso l'atomo Cl - , Perché è un elemento più elettronegativo. Come determinare lo stato di ossidazione?Elettronegativitàè la capacità degli atomi di attrarre elettroni da altri elementi. Il numero di ossidazione è indicato sopra l'elemento: Fratello 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - eccetera. Può essere negativo e positivo. Lo stato di ossidazione di una sostanza semplice (stato libero, non legato) è zero. Lo stato di ossidazione dell'ossigeno per la maggior parte dei composti è -2 (l'eccezione sono i perossidi H2O2, dove è uguale a -1 e composti con fluoro - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Stato di ossidazione di uno ione monoatomico semplice è uguale alla sua carica: N / a + , Circa +2 . L'idrogeno nei suoi composti ha uno stato di ossidazione +1 (le eccezioni sono gli idruri - N / a + H - e digitare le connessioni C +4 H 4 -1 ). Nei legami metallo-non metallo, lo stato di ossidazione negativo è quell'atomo che ha maggiore elettronegatività (i dati sull'elettronegatività sono forniti nella scala Pauling): H + F - , Cu + Fratello - , Circa +2 (NO 3 ) - eccetera. Regole per determinare il grado di ossidazione nei composti chimici.Prendiamo la connessione KMnO 4 , è necessario determinare lo stato di ossidazione dell'atomo di manganese. Ragionamento:
K+MnXO 4 -2 Permettere X- a noi sconosciuto lo stato di ossidazione del manganese. Il numero di atomi di potassio è 1, manganese - 1, ossigeno - 4. È stato dimostrato che la molecola nel suo insieme è elettricamente neutra, quindi la sua carica totale deve essere zero. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, Ciò significa che lo stato di ossidazione del manganese nel permanganato di potassio = +7. Prendiamo un altro esempio di ossido Fe2O3. È necessario determinare lo stato di ossidazione dell'atomo di ferro. Ragionamento:
2*(X) + 3*(-2) = 0, Conclusione: lo stato di ossidazione del ferro in questo ossido è +3. Esempi. Determinare gli stati di ossidazione di tutti gli atomi nella molecola. 1. K2Cr2O7. Stato di ossidazione K+1, ossigeno O-2. Indici dati: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Perché la somma algebrica degli stati di ossidazione degli elementi in una molecola, tenendo conto del numero dei loro atomi, è uguale a 0, quindi il numero di stati di ossidazione positivi è uguale al numero di quelli negativi. Stati di ossidazione K+O=(-14)+(+2)=(-12). Ne consegue che l'atomo di cromo ha 12 poteri positivi, ma nella molecola ci sono 2 atomi, il che significa che ci sono (+12) per atomo: 2 = (+6). Risposta: K2+Cr2+6O7 -2. 2.(AsO 4) 3- . In questo caso la somma degli stati di ossidazione non sarà più pari a zero, ma alla carica dello ione, cioè - 3. Facciamo un'equazione: x+4×(- 2)= - 3 . Risposta: (Come +5 O 4 -2) 3- . |
Composti dell'ossigeno dell'azoto. Nei composti dell'ossigeno, l'azoto presenta uno stato di ossidazione da +1 a +5.
Nei composti dell'ossigeno L'azoto presenta uno stato di ossidazione compreso tra +1 e +5.
N2O; NO ; N2O3; NO2; N2O4; N2O5
Gli ossidi N 2 O e NO non formano sali, il resto forma sali.
L'ossido nitrico (I) e l'ossido nitrico (II) sono gas incolori, l'ossido nitrico (III) è un liquido blu, (IV) è un gas marrone, (V) è cristalli trasparenti incolori.
Ad eccezione dell'N 2 O, sono tutti estremamente velenosi. Il protossido di azoto N 2 O ha un effetto fisiologico davvero unico, per il quale viene spesso chiamato gas esilarante. Così il chimico inglese Humphry Davy, che utilizzò questo gas per organizzare sessioni speciali, descrive gli effetti del protossido di azoto: “Alcuni signori saltavano su tavoli e sedie, altri avevano la lingua sciolta e altri mostravano un’estrema tendenza alla rissa”. L'inalazione di N 2 O provoca la perdita del dolore e viene quindi utilizzato in medicina come anestetico.
MBC assume nella molecola N2O presenza di ioni N+ e N –
ibridazione sp
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓ |
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓ |
A causa dell'ibridazione sp, lo ione N+ forma 2σ legami: uno con N – e l'altro con l'atomo di ossigeno. Questi legami sono diretti tra loro ad un angolo di 180º e la molecola di N 2 O è lineare. La struttura della molecola è determinata dalla direzione dei legami σ. I restanti due elettroni p di N+ formano un ulteriore legame π: uno con lo ione N – e l'altro con l'atomo di ossigeno. Quindi N 2 O ha la struttura
: N – = N + = O :
La tendenza di NO 2 a dimerizzare è una conseguenza del numero dispari di elettroni nella molecola (paramagnetico).
Gli ossidi di azoto sono associati a gravi problemi ambientali. Un aumento della loro concentrazione nell'atmosfera porta alla formazione di acido nitrico e, di conseguenza, piogge acide.
N 2 O 3 interagisce con l'acqua, forma acido nitroso instabile HNO 2, che esiste solo in soluzioni diluite, poiché si decompone facilmente
2HNO2 = N2O3 + H2O.
HNO 2 può essere un agente riducente più forte di HNO 3, come evidenziato dai potenziali degli elettrodi standard.
HNO 3 + 2 H + + 2e = HNO 2 + H 2 O E 0 = + 0,93 V
HNO 2 + H + + 1e = NO + H 2 O E 0 = + 1,10 V
HNO 2 + 1e = NO + H + E 0 = + 1.085 V
I suoi sali nitriti sono stabili. HNO 2 è un acido di media forza (K ≈ 5 10 –4). Insieme alla dissociazione acida, avviene in piccola misura la dissociazione con la formazione di NO + e OH –.
Il grado di ossidazione dell'azoto nei nitriti è intermedio (+3), quindi nelle reazioni può comportarsi sia come agente ossidante che come agente riducente, cioè. ha dualità redox.
Forti agenti ossidanti convertono NO 2 – in NO 3 –.
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Gli agenti riducenti forti solitamente riducono l'HNO 2 in NO.
2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 +2NO + I2 + K2SO4 +2H2O
Può verificarsi anche un processo di sproporzione, cioè un contemporaneo aumento e diminuzione dello stato di ossidazione degli atomi di uno stesso elemento.
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
I nitriti sono tossici: convertono l'emoglobina in metaemoglobina, che non è in grado di trasportare ossigeno, e provocano la formazione di nitrosammine R 2 N–NO – sostanze cancerogene – nei prodotti alimentari.
Connessione essenziale azoto – HNO 3
L'acido nitrico è il prodotto più importante dell'industria chimica di base. Viene utilizzato per la preparazione di esplosivi, sostanze medicinali, coloranti, plastica, fibre artificiali e altri materiali.
HNO 3 è un liquido incolore con un odore pungente e soffocante, che fuma nell'aria. Si forma in piccole quantità durante le scariche dei fulmini ed è presente nell'acqua piovana.
N2+O2 → 2NO
2NO+O2 → 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
L'HNO 3 altamente concentrato è solitamente di colore marrone a causa del processo di decomposizione che avviene alla luce o quando riscaldato
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
HNO 3 è una sostanza molto pericolosa.
La proprietà chimica più importante di HNO 3 è che è un forte agente ossidante e quindi interagisce con quasi tutti i metalli tranne Au, Pt, Rh, Ir, Ti, Ta; “passiva” i metalli Al, Fe, Co, Ni e Cr. L'acido, a seconda della concentrazione e dell'attività del metallo, può essere ridotto in composti:
+4 +3 +2 +1 0 -3 -3
NO2 → HNO2 → NO → N2O → N2 → NH3 (NH4 NO3)
e si forma anche un sale dell'acido nitrico.
Di norma, quando l'acido nitrico reagisce con i metalli, l'idrogeno non si sviluppa. L'azione di HNO 3 sui metalli attivi può produrre idrogeno. Tuttavia, l'idrogeno atomico al momento del rilascio ha forti proprietà riducenti e l'acido nitrico è un forte agente ossidante. Pertanto, l'idrogeno viene ossidato in acqua.
Proprietà dell'HNO 3 concentrato e diluito
1) Effetto dell'HNO 3 concentrato sui metalli a bassa attività (Cu, Hg, Ag)
Cu + 4 HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2) L'effetto dell'HNO 3 diluito sui metalli a bassa attività
3Cu + 8 HNO3 = 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O
3) L'effetto dell'acido concentrato sui metalli attivi
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
4) Effetto dell'HNO 3 diluito sui metalli attivi
4Ca + 10 HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Uno degli acidi più forti, tutte le reazioni degli acidi sono caratteristiche: reagisce con ossidi basici, basi, ossidi anfoteri, idrossidi anfoteri. Una proprietà specifica sono le proprietà ossidative pronunciate. A seconda delle condizioni (concentrazione, natura dell'agente riducente, temperatura), HNO 3 può accettare da 1 a 8 elettroni.
Una serie di composti N con diversi stati di ossidazione:
NH3; N2H4; NH2OH; N2O; NO ; N2O3; NO2; N2O5
NO 3 – + 2H + + 1e = NO 2 + H 2 O
NO 3 – + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O
2NO3 – +10H + + 8e = N2O + 5H2O
2NO3 – +12H + + 10e = N2 + 6H2O
NO3 – + 10H + + 8e = NH4 – + 3H2O
La formazione dei prodotti dipende dalla concentrazione; maggiore è la concentrazione, meno profondamente viene ridotta. Reagisce con tutti i metalli eccetto Au, Pt, W. L'HNO 3 concentrato non reagisce in condizioni normali con Fe, Cr, Al, con cui passiva, ma con riscaldamento molto forte reagisce con questi metalli.
La maggior parte dei non metalli e delle sostanze complesse vengono ridotti da HNO 3 a NO (meno comunemente NO 2).
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
S + HNO3 = H2SO4 + 2NO
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
ZnS + 8HNO 3 k = ZnSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
6HCl + 2HNO3k =3Cl2 + 2NO + 4H2O
La registrazione di una reazione redox che coinvolge HNO 3 è solitamente condizionata, perché si forma una miscela di composti contenenti azoto ed è indicato il prodotto di riduzione che si è formato in quantità maggiori.
I metalli dell'oro e del platino vengono sciolti in "acqua regia" - una miscela di 3 volumi di acido cloridrico concentrato e 1 volume di acido nitrico concentrato, che ha una forte proprietà ossidante, dissolve il "re dei metalli" - l'oro.
Au + HNO3 +4HCl = H + NO + 2H2O
HNO 3 è un acido monobasico forte che forma solo sali medi - nitrati, che si ottengono dalla sua azione su metalli, ossidi, idrossidi o carbonati. Tutti i nitrati sono altamente solubili in acqua. Le loro soluzioni hanno proprietà ossidanti insignificanti.
Quando riscaldati, i nitrati si decompongono; I nitrati dei metalli alcalini vengono convertiti in nitriti e viene rilasciato ossigeno.
2KNO3 = 2KNO2 + O2
La composizione di altri prodotti dipende dalla posizione del metallo nell'RSEP.
A sinistra Mg = MeNO 2 + O 2 al magnesio
MeNO3 = Mg – Cu = MeO + NO2 + O2 a destra del magnesio.
a destra Cu = Me + NO 2 + O 2 metalli meno attivi
Composti con stato di ossidazione –3. I composti dell'azoto nello stato di ossidazione -3 sono rappresentati da ammoniaca e nitruri metallici.
Ammoniaca- NH 3 è un gas incolore dal caratteristico odore pungente. La molecola dell'ammoniaca ha la geometria di una piramide trigonale con un atomo di azoto all'apice. Gli orbitali atomici dell'azoto sono dentro sp 3- stato ibrido. Tre orbitali sono coinvolti nella formazione di legami azoto-idrogeno e il quarto orbitale contiene una coppia di elettroni solitari, la molecola ha una forma piramidale. L'azione repulsiva della coppia solitaria di elettroni fa sì che l'angolo di legame diminuisca dai previsti 109,5° a 107,3°.
Alla temperatura di -33,4 °C l'ammoniaca si condensa formando un liquido con un calore di evaporazione molto elevato, che ne consente l'utilizzo come refrigerante nelle unità di refrigerazione industriale.
La presenza di una coppia di elettroni solitari sull'atomo di azoto gli consente di formare un altro legame covalente attraverso il meccanismo donatore-accettore. Così dentro ambiente acido si verifica la formazione di un catione di ammonio molecolare - NH 4 +. La formazione del quarto legame covalente porta all'allineamento degli angoli di legame (109,5°) dovuto alla repulsione uniforme degli atomi di idrogeno.
L'ammoniaca liquida è un buon solvente autoionizzante:
2NH3NH4 + +NH2 -
anione ammidico
I metalli alcalini e alcalino terrosi si dissolvono in esso, formando soluzioni conduttive colorate. In presenza di un catalizzatore (FeCl 3), il metallo disciolto reagisce con l'ammoniaca per rilasciare idrogeno e formare un'ammide, ad esempio:
2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2
ammide di sodio
L'ammoniaca è molto solubile in acqua (a 20 °C, circa 700 volumi di ammoniaca si sciolgono in un volume d'acqua). Nelle soluzioni acquose presenta le proprietà di una base debole.
NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85·10 -5
In un'atmosfera di ossigeno, l'ammoniaca brucia per formare azoto; su un catalizzatore al platino, l'ammoniaca viene ossidata in ossido di azoto (II):
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Come base, l'ammoniaca reagisce con gli acidi per formare sali di cationi di ammonio, ad esempio:
NH3 + HCl = NH4Cl
I sali di ammonio sono altamente solubili in acqua e leggermente idrolizzati. Allo stato cristallino sono termicamente instabili. La composizione dei prodotti della termolisi dipende dalle proprietà dell'acido che forma il sale:
NH4Cl® NH3+HCl; (NH4)2SO4® NH3 + (NH4)HSO4
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Quando soluzioni acquose di sali di ammonio vengono esposte agli alcali quando riscaldate, viene rilasciata ammoniaca, che consente di utilizzare questa reazione come reazione qualitativa per i sali di ammonio e come metodo di laboratorio per la produzione di ammoniaca.
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Nell'industria, l'ammoniaca viene prodotta mediante sintesi diretta.
N2+3H22NH3
Poiché la reazione è altamente reversibile, la sintesi viene effettuata a ipertensione(fino a 100 mPa). Per accelerare il processo, esso viene effettuato in presenza di un catalizzatore (ferro spugnoso promosso da additivi) e ad una temperatura di circa 500 °C.
Nitruri si formano a seguito delle reazioni di molti metalli e non metalli con l'azoto. Le proprietà dei nitruri cambiano naturalmente nel tempo. Ad esempio, per gli elementi del terzo periodo:
I nitruri degli elementi S dei gruppi I e II sono sostanze cristalline simili al sale che si decompongono facilmente con acqua per formare ammoniaca.
Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3
Dei nitruri alogenati allo stato libero si isola solo Cl 3 N; il carattere acido si manifesta nella reazione con l'acqua:
Cl3N + 3H2O = 3HClO + NH3
Interazione del nitruro di diversa natura porta alla formazione di nitruri misti:
Li3N + AlN = Li3AlN2; 5Li3N + Ge3N4 = 3Li5GeN3
nitrurogermanato di litio (IV) nitruroalluminato
I nitruri BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sono sostanze polimeriche solide con punti di fusione elevati (2000-3000 °C), sono semiconduttori o dielettrici. I nitruri del D-metallo sono composti cristallini di composizione variabile (bertolidi), molto duri, refrattari e chimicamente stabili, presentano proprietà metalliche: lucentezza metallica, conduttività elettrica.
Composti con stato di ossidazione –2. Idrazina - N 2 H 4 - il più importante composto azotato inorganico nello stato di ossidazione -2.
L'idrazina è un liquido incolore con un punto di ebollizione di 113,5 °C, fumante nell'aria. I vapori di idrazina sono estremamente tossici e formano miscele esplosive con l'aria. L'idrazina si ottiene ossidando l'ammoniaca con ipoclorito di sodio:
2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O
L'idrazina si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto e in soluzione si comporta come una base diacida debole, formando due serie di sali.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 × 10 -7;
catione idrozonio
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 × 10 -15;
catione diidrosonio
N2H4 + HCl N2H5Cl; N2H5Cl + HClN2H6Cl2
idrozonio cloruro diidrosonio dicloruro
L'idrazina è l'agente riducente più potente:
4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
La dimetilidrazina asimmetrica (eptile) è ampiamente utilizzata come carburante per missili.
Composti con stato di ossidazione –1. L'idrossilammina - NH 2 OH - è il principale composto inorganico dell'azoto nello stato di ossidazione -1.
L'idrossilammina si ottiene riducendo l'acido nitrico con idrogeno al momento del rilascio durante l'elettrolisi:
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O
Si tratta di una sostanza cristallina incolore (pf 33 °C), altamente solubile in acqua, nella quale presenta le proprietà di una base debole. Con gli acidi produce sali di idrossilammonio: sostanze stabili e incolori solubili in acqua.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
ione idrossilammonio
L'atomo di azoto nella molecola NH 2 OH presenta uno stato di ossidazione intermedio (tra -3 e +5), quindi l'idrossilammina può agire sia come agente riducente che come agente ossidante:
2N -1 H2OH + I2 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H2O;
agente riducente
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
ossidante
NH 2 OH si decompone facilmente se riscaldato, subendo sproporzione:
3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;
Composti con stato di ossidazione +1. Ossido nitrico (I) - N 2 O (protossido di azoto, gas esilarante). La struttura della sua molecola può essere trasmessa dalla risonanza di due schemi di valenza, che mostrano che questo composto può essere considerato solo formalmente come ossido di azoto(I); in realtà è ossonitruro di azoto(V) - ON +5 N -3.
N 2 O è un gas incolore con un debole odore gradevole. In piccole concentrazioni provoca attacchi di gioia sfrenata, in grandi dosi ha un effetto anestetico generale. Una miscela di protossido di azoto (80%) e ossigeno (20%) veniva utilizzata in medicina per l'anestesia.
IN condizioni di laboratorio L'ossido nitrico (I) può essere ottenuto dalla decomposizione del nitrato di ammonio. L'N 2 O ottenuto con questo metodo contiene impurità di ossidi di azoto superiori, che sono estremamente tossici!
NH4NO3¾®N2O+2H2O
In termini di proprietà chimiche, l'ossido nitrico (I) è un tipico ossido non salino; non reagisce con acqua, acidi e alcali. Quando riscaldato, si decompone per formare ossigeno e azoto. Per questo motivo, N 2 O può agire come agente ossidante, ad esempio:
N2O + H2 = N2 + H2O
Composti con stato di ossidazione +2. Ossido di azoto (II) - NO - un gas incolore, estremamente tossico. Nell'aria viene rapidamente ossidato dall'ossigeno per formare ossido di azoto (IV) non meno tossico. Nell'industria, l'NOx viene prodotto mediante l'ossidazione dell'ammoniaca su un catalizzatore al platino o facendo passare l'aria attraverso un arco elettrico (3.000-4.000 °C).
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O; N2 + O2 = 2NO
Un metodo di laboratorio per produrre ossido nitrico (II) è la reazione del rame con acido nitrico diluito.
3Cu + 8HNO 3 (diluito) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
L'ossido di azoto (II) è un ossido che non forma sali, un forte agente riducente e reagisce facilmente con l'ossigeno e gli alogeni.
2NO + O2 = 2NO2; 2NO + Cl2 = 2NOCl
cloruro di nitrosile
Allo stesso tempo, quando interagisce con forti agenti riducenti, l'NO agisce come un agente ossidante:
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O; 10NO + 4P = 5N2 + 2P2O5
Composti con stato di ossidazione +3. Ossido di azoto (III) - N 2 O 3 - liquido intensivo di colore blu(temperatura -100 °C). Stabile solo allo stato liquido e solido a basse temperature. Apparentemente esiste in due forme:
L'ossido di azoto (III) si ottiene mediante condensazione congiunta dei vapori di NO e NO 2. Si dissocia nei liquidi e nei vapori.
NO2 + NON2O3
Le proprietà sono quelle tipiche dell'ossido acido. Reagisce con l'acqua, formando acido nitroso e con gli alcali forma sali: nitriti.
N2O3 + H2O = 2HNO2; N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
Acido nitroso- acido di media forza (K a = 1×10 -4). Non è isolato nella sua forma pura; nelle soluzioni esiste in due forme tautomeriche (i tautomeri sono isomeri che sono in equilibrio dinamico).
forma nitrito forma nitro
I sali dell'acido nitroso sono stabili. L'anione nitrito mostra una pronunciata dualità redox. A seconda delle condizioni, può svolgere sia la funzione di agente ossidante che quella di agente riducente, ad esempio:
2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
ossidante
KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2 SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2 SO4 + 3H2 O
agente riducente
L'acido nitroso e i nitriti tendono a essere sproporzionati:
3HN +3 O2 = HN +5 O3 + 2N +2 O + H2 O
Composti con stato di ossidazione +4. Ossido di azoto (IV) - NO 2 - gas marrone, con un odore pungente e sgradevole. Estremamente tossico! Nell'industria, l'NO2 è prodotto dall'ossidazione dell'NO. Un metodo di laboratorio per la produzione di NO 2 è l'interazione del rame con acido nitrico concentrato, nonché la decomposizione termica del nitrato di piombo.
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
La molecola di NO 2 ha un elettrone spaiato ed è un radicale libero stabile, quindi l'ossido nitrico dimerizza facilmente.
Il processo di dimerizzazione è reversibile e molto sensibile alla temperatura:
paramagnetico, diamagnetico,
marrone incolore
Il biossido di azoto è un ossido acido che reagisce con l'acqua formando una miscela di acido nitrico e acido nitroso (anidride mista).
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3; 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Composti con stato di ossidazione +5. Ossido nitrico (V) - N 2 O 5 - una sostanza cristallina bianca. Si ottiene per disidratazione dell'acido nitrico o ossidazione dell'ossido nitrico (IV) con ozono:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3; 2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Allo stato cristallino, N 2 O 5 ha una struttura simile al sale - + -, in vapori (temperatura sublime 33 ° C) - molecolare.
N 2 O 5 - ossido acido - anidride acido nitrico:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Acido nitrico- HNO 3 è un liquido incolore con punto di ebollizione di 84,1°C, si decompone se riscaldato ed esposto alla luce.
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
Le impurità del biossido di azoto conferiscono all'acido nitrico concentrato un colore giallo-marrone. L'acido nitrico si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto ed è uno degli acidi minerali più forti; si dissocia completamente in soluzione.
La struttura della molecola di acido nitrico è descritta dalle seguenti formule strutturali:
Le difficoltà nello scrivere la formula strutturale dell'HNO 3 sono causate dal fatto che, presentando in questo composto uno stato di ossidazione +5, l'azoto, come elemento del secondo periodo, può formare solo quattro legami covalenti.
L'acido nitrico è uno degli agenti ossidanti più forti. La profondità del suo recupero dipende da molti fattori: concentrazione, temperatura, agente riducente. Tipicamente, l'ossidazione con acido nitrico produce una miscela di prodotti di riduzione:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Il prodotto predominante dell'ossidazione di non metalli e metalli inattivi con acido nitrico concentrato è l'ossido nitrico (IV):
I2 + 10HNO3 (conc) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O;
Pb + 4HNO 3 (conc) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
L'acido nitrico concentrato passiva ferro e alluminio. L'alluminio è passivato anche con acido nitrico diluito. L'acido nitrico di qualsiasi concentrazione non ha alcun effetto su oro, platino, tantalio, rodio e iridio. Oro e platino vengono sciolti in acqua regia, una miscela di acido nitrico e cloridrico concentrati in un rapporto di 1: 3.
Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O
Il forte effetto ossidante dell'acqua regia è dovuto alla formazione di cloro atomico durante la decomposizione del cloruro di nitrosile, un prodotto dell'interazione dell'acido nitrico con l'acido cloridrico.
HNO3 + 3HCl = Cl2 + NOCl + 2H2O;
NOCl = NO + Cl×
Un solvente efficace per i metalli a bassa attività è una miscela di acidi nitrico e fluoridrico concentrati.
3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O
L'acido nitrico diluito, quando interagisce con non metalli e metalli a bassa attività, viene ridotto prevalentemente a ossido di azoto (II), ad esempio:
3P + 5HNO 3 (dil) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;
3Pb + 8HNO 3 (dil) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
I metalli attivi riducono l'acido nitrico diluito a N 2 O, N 2 o NH 4 NO 3, ad esempio,
4Zn + 10HNO3 (dil) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
La maggior parte dell'acido nitrico viene utilizzata nella produzione di fertilizzanti ed esplosivi.
L'acido nitrico viene prodotto industrialmente mediante metodi a contatto o ad arco, che differiscono nella prima fase: la produzione di ossido nitrico (II). Il metodo dell'arco si basa sulla produzione di NO facendo passare l'aria attraverso un arco elettrico. Nel metodo di contatto, l'NOx viene prodotto mediante l'ossidazione dell'ammoniaca con l'ossigeno su un catalizzatore al platino. Successivamente, l'ossido di azoto (II) viene ossidato in ossido di azoto (IV) dall'ossigeno atmosferico. Sciogliendo NO 2 in acqua in presenza di ossigeno si ottiene acido nitrico con una concentrazione del 60-65%.
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
Se necessario, l'acido nitrico viene concentrato mediante distillazione con acido solforico concentrato. In laboratorio, l'acido nitrico al 100% può essere ottenuto mediante l'azione dell'acido solforico concentrato sul nitrato di sodio cristallino quando riscaldato.
NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (conc) = HNO 3 + NaHSO 4
Sali dell'acido nitrico- nitrati - altamente solubile in acqua, termicamente instabile. La decomposizione dei nitrati dei metalli attivi (escluso il litio), situati nella serie dei potenziali degli elettrodi standard a sinistra del magnesio, porta alla formazione di nitriti. Per esempio:
2KNO3 = 2KNO2 + O2
Durante la decomposizione dei nitrati di litio e magnesio, nonché dei nitrati metallici che si trovano nella serie dei potenziali elettrodici standard a destra del magnesio, fino al rame, viene rilasciata una miscela di ossido di azoto (IV) e ossigeno. Per esempio:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
I nitrati dei metalli situati alla fine della serie di attività si decompongono in metallo libero:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
I nitrati di sodio, potassio e ammonio sono ampiamente utilizzati per la produzione di polvere da sparo ed esplosivi, nonché come fertilizzanti azotati (salnitro). Come fertilizzanti vengono utilizzati anche solfato di ammonio, acqua di ammoniaca e carbammide (urea), un'ammide di acido carbonico completa:
Idrogeno azide(dinitridonitrato) - HN 3 (HNN 2) – liquido volatile incolore (punto di fusione –80 °C, punto di ebollizione 37 °C) con odore pungente. L'atomo di azoto centrale è in ibridazione sp, lo stato di ossidazione è +5, gli atomi adiacenti ad esso hanno uno stato di ossidazione -3. Struttura della molecola:
Una soluzione acquosa di HN 3 - acido idronitrico ha una forza vicina all'acido acetico, K a = 2,6 × 10 -5. Stabile in soluzioni diluite. Si ottiene facendo reagire idrazina e acido nitroso:
N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O
Le proprietà ossidative dell'HN 3 (HN +5 N 2) assomigliano all'acido nitrico. Pertanto, se l'interazione di un metallo con acido nitrico produce ossido di azoto (II) e acqua, con l'acido idronitro si formano azoto e ammoniaca. Per esempio,
Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3
Una miscela di HN 3 e HCl si comporta come acqua regia. Sali dell'acido idronitrico - azidi. Solo le azidi dei metalli alcalini sono relativamente stabili; a temperature > 300 °C si distruggono senza esplodere. Il resto si disintegra in modo esplosivo se colpito o riscaldato. Il piombo azide viene utilizzato nella produzione di detonatori:
Pb(N3)2 = Pb + 3N20
Il prodotto di partenza per la preparazione delle azidi è NaN 3, che si forma a seguito della reazione di sodio ammide e ossido nitrico (I):
NaNH2 + N2O = NaN3 + H2O
4.2.Fosforo
Il fosforo è rappresentato in natura da un isotopo - 31 P, il clarke di fosforo è 0,05 mol.%. Si trova sotto forma di minerali fosfatici: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforite, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - apatiti. Fa parte delle ossa e dei denti degli animali e dell'uomo, nonché della composizione degli acidi nucleici (DNA e RNA) e degli acidi adenosina-fosforici (ATP, ADP e AMP).
Il fosforo si ottiene riducendo la fosforite con coke in presenza di biossido di silicio.
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO
Una sostanza semplice - il fosforo - forma diverse modifiche allotropiche, di cui le principali sono il fosforo bianco, rosso e nero. Il fosforo bianco si forma per condensazione dei vapori di fosforo ed è una sostanza cerosa bianca (pf 44 °C), insolubile in acqua, solubile in alcuni solventi organici. Il fosforo bianco ha struttura molecolare ed è costituito da molecole tetraedriche P4.
La tensione di legame (l'angolo di legame P-P-P è di soli 60°) provoca l'elevata reattività e tossicità del fosforo bianco (dose letale di circa 0,1 g). Perché il fosforo biancoÈ altamente solubile nei grassi; il latte non deve essere usato come antidoto per l'avvelenamento. Nell'aria, il fosforo bianco si accende spontaneamente, quindi viene conservato in contenitori chimici ermeticamente chiusi sotto uno strato d'acqua.
Il fosforo rosso ha una struttura polimerica. Si ottiene riscaldando il fosforo bianco o irradiandolo con la luce. A differenza del fosforo bianco, è poco reattivo e non tossico. Tuttavia, quantità residue di fosforo bianco possono rendere tossico il fosforo rosso!
Il fosforo nero si ottiene riscaldando il fosforo bianco ad una pressione di 120mila atm. Ha una struttura polimerica, ha proprietà semiconduttrici, è chimicamente stabile e non tossico.
Proprietà chimiche. Il fosforo bianco viene ossidato spontaneamente dall'ossigeno atmosferico a temperatura ambiente (l'ossidazione del fosforo rosso e nero avviene quando riscaldato). La reazione avviene in due fasi ed è accompagnata da luminescenza (chemiluminescenza).
2P+3O2 = 2P2O3; P2O3 + O2 = P2O5
Il fosforo interagisce anche gradualmente con lo zolfo e gli alogeni.
2P + 3Cl2 = 2PCl3; PCl3 + Cl2 = PCl5
Quando interagisce con i metalli attivi, il fosforo agisce come agente ossidante, formando fosfuri - composti del fosforo nello stato di ossidazione -3.
3Ca+2P = Ca3P2
Gli acidi ossidanti (acido nitrico e solforico concentrato) ossidano il fosforo in acido fosforico.
P + 5HNO 3 (conc) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
Quando bollito con soluzioni alcaline, il fosforo bianco risulta sproporzionato:
4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2
fosfina potassio ipofosfito
Per posizionare correttamente stati di ossidazione, devi tenere a mente quattro regole.
1) In una sostanza semplice, lo stato di ossidazione di qualsiasi elemento è 0. Esempi: Na 0, H 0 2, P 0 4.
2) Dovresti ricordare gli elementi che sono caratteristici poteri costanti ossidazione. Tutti sono elencati nella tabella.
3) Lo stato di ossidazione più alto di un elemento, di regola, coincide con il numero del gruppo in cui si trova l'elemento (ad esempio, il fosforo è nel gruppo V, la s.d. più alta del fosforo è +5). Eccezioni importanti: F,O.
4) La ricerca degli stati di ossidazione di altri elementi si basa su una semplice regola:
In una molecola neutra, la somma degli stati di ossidazione di tutti gli elementi è zero e in uno ione la carica dello ione.
Alcuni semplici esempi per la determinazione degli stati di ossidazione
Esempio 1. È necessario trovare gli stati di ossidazione degli elementi nell'ammoniaca (NH 3).
Soluzione. Sappiamo già (vedi 2) che l'art. OK. l'idrogeno è +1. Resta da trovare questa caratteristica per l'azoto. Sia x lo stato di ossidazione desiderato. Creiamo l'equazione più semplice: x + 3 (+1) = 0. La soluzione è ovvia: x = -3. Risposta: N -3 H 3 +1.
Esempio 2. Indicare gli stati di ossidazione di tutti gli atomi nella molecola H 2 SO 4.
Soluzione. Gli stati di ossidazione dell'idrogeno e dell'ossigeno sono già noti: H(+1) e O(-2). Creiamo un'equazione per determinare lo stato di ossidazione dello zolfo: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. Risolvendo questa equazione, troviamo: x = +6. Risposta: H +1 2 S +6 O -2 4.
Esempio 3. Calcolare gli stati di ossidazione di tutti gli elementi nella molecola Al(NO 3) 3.
Soluzione. L'algoritmo rimane invariato. La composizione della “molecola” del nitrato di alluminio comprende un atomo di Al (+3), 9 atomi di ossigeno (-2) e 3 atomi di azoto, di cui dobbiamo calcolare lo stato di ossidazione. L'equazione corrispondente è: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Risposta: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.
Esempio 4. Determina gli stati di ossidazione di tutti gli atomi nello ione 3- (AsO 4).
Soluzione. In questo caso la somma degli stati di ossidazione non sarà più pari a zero, ma alla carica dello ione, cioè -3. Equazione: x + 4 (-2) = -3. Risposta: As(+5), O(-2).
Cosa fare se non si conoscono gli stati di ossidazione di due elementi
È possibile determinare gli stati di ossidazione di più elementi contemporaneamente utilizzando un'equazione simile? Se consideriamo questo problema da un punto di vista matematico, la risposta sarà negativa. Un'equazione lineare con due variabili non può avere un'unica soluzione. Ma stiamo risolvendo più di una semplice equazione!
Esempio 5. Determina gli stati di ossidazione di tutti gli elementi in (NH 4) 2 SO 4.
Soluzione. Gli stati di ossidazione dell'idrogeno e dell'ossigeno sono noti, ma lo zolfo e l'azoto no. Un classico esempio di problema con due incognite! Considereremo il solfato di ammonio non come una singola “molecola”, ma come una combinazione di due ioni: NH 4 + e SO 4 2-. Le cariche degli ioni ci sono note; ciascuno di essi contiene un solo atomo con uno stato di ossidazione sconosciuto. Utilizzando l'esperienza acquisita nella risoluzione dei problemi precedenti, possiamo facilmente trovare gli stati di ossidazione dell'azoto e dello zolfo. Risposta: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.
Conclusione: se una molecola contiene più atomi con stati di ossidazione sconosciuti, prova a “dividere” la molecola in più parti.
Come organizzare gli stati di ossidazione nei composti organici
Esempio 6. Indicare gli stati di ossidazione di tutti gli elementi in CH 3 CH 2 OH.
Soluzione. Trovare gli stati di ossidazione nei composti organici ha le sue specificità. In particolare è necessario trovare separatamente gli stati di ossidazione per ciascun atomo di carbonio. Puoi ragionare come segue. Consideriamo, ad esempio, l'atomo di carbonio nel gruppo metile. Questo atomo di carbonio è collegato a 3 atomi di idrogeno e a un atomo di carbonio vicino. Di Connessioni SN la densità elettronica si sposta verso l'atomo di carbonio (poiché l'elettronegatività del C supera l'EO dell'idrogeno). Se questo spostamento fosse completo, l'atomo di carbonio acquisterebbe una carica pari a -3.
L'atomo di C nel gruppo -CH 2 OH è legato a due atomi di idrogeno (uno spostamento della densità elettronica verso C), un atomo di ossigeno (uno spostamento della densità elettronica verso O) e un atomo di carbonio (si può presumere che lo spostamento nella densità elettronica in questo caso non accade). Lo stato di ossidazione del carbonio è -2+1+0 = -1.
Risposta: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.
Non confondere i concetti di “valenza” e “stato di ossidazione”!
Il numero di ossidazione viene spesso confuso con la valenza. Non commettere questo errore. Elencherò le principali differenze:
- lo stato di ossidazione ha un segno (+ o -), la valenza no;
- lo stato di ossidazione può essere zero anche in una sostanza complessa; valenza pari a zero significa, di regola, che un atomo di un dato elemento non è collegato ad altri atomi (non discuteremo di alcun tipo di composti di inclusione e altri “esotici” Qui);
- lo stato di ossidazione è un concetto formale che acquista significato reale solo nei composti con legami ionici; il concetto di “valenza”, al contrario, è più convenientemente applicato in relazione ai composti covalenti.
Lo stato di ossidazione (più precisamente il suo modulo) è spesso numericamente uguale alla valenza, ma ancora più spesso questi valori NON coincidono. Ad esempio, lo stato di ossidazione del carbonio nella CO 2 è +4; anche la valenza di C è uguale a IV. Ma nel metanolo (CH 3 OH), la valenza del carbonio rimane la stessa e lo stato di ossidazione del C è pari a -1.
Un breve test sul tema "Stato di ossidazione"
Prenditi qualche minuto per verificare la tua comprensione di questo argomento. Devi rispondere a cinque semplici domande. Buona fortuna!
Il processo di ossidazione dello ione ammonio con ione nitrito è molto conveniente:Sono noti anche altri metodi: decomposizione delle azidi quando riscaldate, decomposizione dell'ammoniaca con ossido di rame(II), interazione dei nitriti con acido solfammico o urea:
La decomposizione catalitica dell'ammoniaca ad alte temperature può anche produrre azoto:
Proprietà fisiche.
Alcuni Proprietà fisiche e l'azoto sono riportati nella tabella. 1. |
Tabella 1. ALCUNE PROPRIETÀ FISICHE DELL'AZOTO |
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| Densità, g/cm3 | 0,808 (liquido) |
| Punto di fusione, °C | –209,96 |
| Punto di ebollizione, °C | –195,8 |
| Temperatura critica, °C | –147,1 |
| Pressione critica, atm a | 33,5 |
| Densità critica, g/cm 3 a | 0,311 |
| Capacità termica specifica, J/(mol K) | 14.56 (15°C) |
| Elettronegatività secondo Pauling | 3 |
| raggio covalente, | 0,74 |
| Raggio di cristallo, | 1.4 (M 3–) |
| Potenziale di ionizzazione, V b | |
| Primo | 14,54 |
| secondo | 29,60 |
| UN Temperatura e pressione a quali densitàGli stati liquido e gassoso dell'azoto sono gli stessi. B La quantità di energia richiesta per rimuovere il primo elettrone esterno e quello successivo, per 1 mole di azoto atomico. |
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Tabella 2. STATI DI OSSIDAZIONE DELL'AZOTO E COMPOSTI CORRISPONDENTI |
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Stato di ossidazione |
Esempi di connessione |
| Ammoniaca NH 3, ione ammonio NH 4+, nitruri M 3 N 2 | |
| Idrazina N2H4 | |
| Idrossilammina NH2OH | |
| Iponitrito di sodio Na 2 N 2 O 2 , ossido nitrico (I) N 2 O | |
| Ossido di azoto (II) NO | |
| Ossido di azoto (III) N 2 O 3, nitrito di sodio NaNO 2 | |
| Ossido nitrico (IV) NO 2, dimero N 2 O 4 | |
| Ossido nitrico(V) N2O5 , Acido nitrico HNO3 e suoi sali (nitrati) | |
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Tabella 3. ALCUNE PROPRIETÀ FISICHE DELL'AMMONIACA E DELL'ACQUA |
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Proprietà |
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| Densità, g/cm3 | 0,65 (–10° C) | 1,00 (4,0°C) |
| Punto di fusione, °C | –77,7 | 0 |
| Punto di ebollizione, °C | –33,35 | 100 |
| Temperatura critica, °C | 132 | 374 |
| Pressione critica, atm | 112 | 218 |
| Entalpia di vaporizzazione, J/g | 1368 (–33°C) | 2264 (100°C) |
| Entalpia di fusione, J/g | 351 (–77°C) | 334 (0°C) |
| Conduttività elettrica | 5H 10 –11 (–33° C) | 4H 10 –8 (18°C) |
simile al processo che avviene in acqua:
Alcune proprietà chimiche di entrambi i sistemi sono confrontate nella Tabella. 4. L'ammoniaca liquida come solvente presenta un vantaggio in alcuni casi in cui non è possibile effettuare reazioni in acqua a causa della rapida interazione dei componenti con l'acqua (ad esempio ossidazione e riduzione). Ad esempio, nell'ammoniaca liquida, il calcio reagisce con KCl per formare CaCl 2 e K, poiché CaCl 2 è insolubile nell'ammoniaca liquida e K è solubile e la reazione procede completamente. Nell'acqua, tale reazione è impossibile a causa della rapida interazione del Ca con l'acqua.
Produzione di ammoniaca. NH3 gassoso viene rilasciato dai sali di ammonio sotto l'azione di una base forte, ad esempio NaOH:Il metodo è applicabile in condizioni di laboratorio. La piccola produzione di ammoniaca si basa anche sull'idrolisi dei nitruri, come il Mg 3N2 , acqua. Calciocianammide CaCN 2 Quando interagisce con l'acqua, forma anche ammoniaca. Il principale metodo industriale per produrre ammoniaca è la sua sintesi catalitica da azoto atmosferico e idrogeno ad alta temperatura e pressione:
L'idrogeno per questa sintesi si ottiene mediante cracking termico degli idrocarburi, azione del vapore acqueo su carbone o ferro, decomposizione di alcoli con vapore acqueo o elettrolisi dell'acqua. Sono stati ottenuti numerosi brevetti per la sintesi dell'ammoniaca, differenziati per le condizioni di processo (temperatura, pressione, catalizzatore). Esiste un metodo di produzione industriale attraverso la distillazione termica del carbone. I nomi di F. Haber e K. Bosch sono associati allo sviluppo tecnologico della sintesi dell'ammoniaca. |
Tabella 4. CONFRONTO DELLE REAZIONI IN AMBIENTE ACQUA E AMMONIACA |
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Ambiente acquatico |
Ambiente ammoniacale |
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Neutralizzazione |
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| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH2 – +NH4+®2NH3 |
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Idrolisi (protolisi) |
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| PCl5 + 3H2O POCl3 + 2H3O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
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Sostituzione |
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| Zn+2H3O+ ® Zn2+ + 2H2O + H2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
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Soluzione (complessazione ) |
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| Al2Cl6 + 12H2O23+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
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Anfotericità |
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| Zn2+ + 2OH – Zn(OH)2 |
Zn2+ + 2NH2 – Zn(NH2)2 |
| Zn(OH)2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O |
Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3 |
| Zn(OH)2 + 2OH – Zn(OH)4 2– |
Zn(NH2) 2 + 2NH2 – Zn(NH2) 4 2– |
Simbolo M
n+ rappresenta uno ione di metallo di transizione (sottogruppo B tavola periodica, ad esempio Cu 2+, Mn 2+ eeccetera.). Qualsiasi acido protico (cioè contenente H) reagisce con l'ammoniaca in soluzione acquosa per formare sali di ammonio, come il nitrato di ammonio NH 4NON 3 , cloruro di ammonio NH 4
Cl, solfato di ammonio (NH 4) 2 SO 4 , fosfato di ammonio (NH 4) 3PO4 . Questi sali sono ampiamente utilizzati in agricoltura come fertilizzanti per introdurre azoto nel terreno. Il nitrato di ammonio viene utilizzato anche come esplosivo economico; è stato inizialmente utilizzato con combustibile petrolifero (gasolio). Una soluzione acquosa di ammoniaca viene utilizzata direttamente per l'introduzione nel terreno o con acqua di irrigazione. Urea NH2CONH2 , ottenuto per sintesi da ammoniaca e diossido di carbonio, è anche un fertilizzante. Il gas di ammoniaca reagisce con metalli come Na e K per formare ammidi:L'ammoniaca reagisce anche con idruri e nitruri per formare ammidi:
Ammidi di metalli alcalini (ad esempio NaNH 2) reagire con N 2 O quando riscaldato, formando azidi: NH3 gassoso riduce gli ossidi di metalli pesanti in metalli ad alte temperature, apparentemente a causa dell'idrogeno generato dalla decomposizione dell'ammoniaca in N 2 e H2: Atomi di idrogeno nella molecola NH 3
può essere sostituito da alogeno. Lo iodio reagisce con la soluzione concentrata di NH 3
, formando una miscela di sostanze contenenti N io 3 . Questa sostanza è molto instabile ed esplode al minimo impatto meccanico. Quando reagisce con NH 3cCL2 si formano clorammine NCl 3, NH Cl 2 e NH 2 Cl. Quando l'ammoniaca viene esposta all'ipoclorito di sodio NaOCl (formato da NaOH e Cl2 ) il prodotto finale è l'idrazina:
Idrazina. Le reazioni di cui sopra sono un metodo per preparare idrazina monoidrato di composizione N 2H4HH2 O. L'idrazina anidra è formata mediante distillazione speciale del monoidrato con BaO o altre sostanze che rimuovono l'acqua. Le proprietà dell'idrazina sono leggermente simili al perossido di idrogeno H 2O2 . Idrazina anidra pura
liquido igroscopico incolore, bollente a 113,5°C ; si dissolve bene in acqua, formando una base debole In ambiente acido (H+ ) l'idrazina forma sali di idrazonio solubili del tipo + X . La facilità con cui l'idrazina e alcuni dei suoi derivati (come la metilidrazina) reagiscono con l'ossigeno ne consente l'utilizzo come componente del carburante liquido per missili. L'idrazina e tutti i suoi derivati sono altamente tossici.Ossido d'azoto. Nei composti con ossigeno, l'azoto presenta tutti gli stati di ossidazione, formando ossidi: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Esistono scarse informazioni sulla formazione di perossidi di azoto (NO 3, N. 4). Ossido nitrico (I) N2 L'O (monossido di diazoto) si ottiene dalla dissociazione termica del nitrato di ammonio:La molecola ha una struttura lineareO è abbastanza inerte a temperatura ambiente, ma a alte temperature può supportare la combustione di materiali facilmente ossidabili. N 2
O, noto come gas esilarante, è utilizzato per l'anestesia lieve in medicina.Ossido nitrico(II) NO gas incolore, è uno dei prodotti della dissociazione termica catalitica dell'ammoniaca in presenza di ossigeno:
L'NO si forma anche durante la decomposizione termica dell'acido nitrico o durante la reazione del rame con acido nitrico diluito:L'NO può essere ottenuto per sintesi da sostanze semplici (N 2 e O2 ) a temperature molto elevate, ad esempio durante una scarica elettrica. La struttura della molecola NO ha un elettrone spaiato. I composti con questa struttura interagiscono con i campi elettrici e magnetici. Allo stato liquido o solido l'ossido è di colore blu perché l'elettrone spaiato provoca un'associazione parziale allo stato liquido e una debole dimerizzazione allo stato solido: 2NO N2O2. Ossido nitrico (III) N2O3 (triossido di azoto) anidride nitrosa: N2O3 + H2O2HNO2. N2O3 puro può essere ottenuto come liquido blu a basse temperature (20°
C) da una miscela equimolecolare di NO e NO 2. N2O3 stabile solo allo stato solido a basse temperature (mp 102,3°
C), negli stati liquido e gassoso si decompone nuovamente in NO e NO 2 .
Ossido nitrico (IV) NO2 (biossido di azoto) ha anche un elettrone spaiato nella molecola ( vedi sopra ossido nitrico (II)). La struttura della molecola presuppone un legame a tre elettroni e la molecola presenta le proprietà di un radicale libero (una linea corrisponde a due elettroni accoppiati):
ottenuto dall'ossidazione catalitica dell'ammoniaca in eccesso di ossigeno o dall'ossidazione dell'NO nell'aria:
e anche dalle reazioni:
A temperatura ambiente NO 2
Il gas è di colore marrone scuro e ha proprietà magnetiche dovute alla presenza di un elettrone spaiato. A temperature inferiori a 0°C NO 2 molecola dimerizza in tetrossido di diazoto e in 9,3°
La dimerizzazione del C procede completamente: 2NO2N2O4 . Allo stato liquido, solo l'1% di NO non è dimerizzato 2, e a 100° C rimane come dimero del 10% N 2O4 . (o N2O4 ) reagisce acqua calda con formazione di acido nitrico: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Tecnologia N2 quindi molto importante come fase intermedia per l'ottenimento di un prodotto industrialmente importante
acido nitrico.Ossido nitrico (V) N2O5 (obsoleto. anidride nitrica) sostanza cristallina bianca, ottenuta per disidratazione dell'acido nitrico in presenza di ossido di fosforo P 4O10: 
N2O5 si dissolve facilmente nell'umidità dell'aria, formandosi nuovamente HNO3. Proprietà di N2O5 determinato dall'equilibrio
N 2 O 5 è un buon agente ossidante, reagisce facilmente, talvolta violentemente, con i metalli e composti organici e allo stato puro esplode se riscaldato. Struttura probabile. Quando la soluzione evapora, si forma un esplosivo bianco con la struttura prevista HON=NOH. Acido nitroso
HNO2 no esiste nella sua forma pura, ma soluzioni acquose a bassa concentrazione si formano aggiungendo acido solforico al nitrito di bario:L'acido nitroso si forma anche quando viene sciolta una miscela equimolare di NO e NO 2 (o N2O3 ) in acqua. L'acido nitroso è leggermente più forte acido acetico. Lo stato di ossidazione dell'azoto in esso contenuto è +3 (la sua struttura HON=O), quelli. può essere sia un agente ossidante che un agente riducente. Sotto l'influenza di agenti riducenti, di solito viene ripristinato NO e quando interagisce con agenti ossidanti, viene ossidato ad acido nitrico. La velocità di dissoluzione di alcune sostanze, come i metalli o lo ione ioduro, nell'acido nitrico dipende dalla concentrazione di acido nitroso presente come impurità. I sali dei nitriti dell'acido nitroso sono altamente solubili in acqua, ad eccezione del nitrito d'argento.
NaNO2 utilizzato nella produzione di coloranti.Acido nitrico HNO3 uno dei prodotti inorganici più importanti della principale industria chimica. Viene utilizzato nelle tecnologie di molte altre sostanze inorganiche e organiche, come esplosivi, fertilizzanti, polimeri e fibre, coloranti, prodotti farmaceutici, ecc. Guarda anche ELEMENTI CHIMICI.LETTERATURA Directory di Nitrogenist. M., 1969Nekrasov B.V. Nozioni di base di chimica generale. M., 1973
Problemi di fissazione dell'azoto. Chimica inorganica e fisica. M., 1982