Encontrar en la naturaleza.

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza principalmente en estado libre. En el aire, su fracción de volumen es 78,09% y su fracción de masa es 75,6%. Los compuestos de nitrógeno se encuentran en pequeñas cantidades en los suelos. El nitrógeno es un constituyente de las proteínas y de muchos compuestos orgánicos naturales. El contenido total de nitrógeno en la corteza terrestre es del 0,01%.

Recibo.

En ingeniería, el nitrógeno se obtiene del aire líquido. Como sabes, el aire es una mezcla de gases, principalmente nitrógeno y oxígeno. El aire seco en la superficie de la Tierra contiene (en fracciones de volumen): nitrógeno 78,09 %, oxígeno 20,95 %, gases nobles 0,93 %, monóxido de carbono (IV) 0,03 %, así como impurezas aleatorias: polvo, microorganismos, sulfuro de hidrógeno, óxido de azufre ( IV), etc. Para obtener nitrógeno, el aire se transfiere a un estado líquido, y luego el nitrógeno se separa por evaporación del oxígeno menos volátil (pb. nitrógeno -195.8 ° C, oxígeno -183 ° C). El nitrógeno así obtenido contiene impurezas de gases nobles (principalmente argón). El nitrógeno puro se puede obtener en el laboratorio al descomponer el nitrito de amonio cuando se calienta:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

propiedades físicas. El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido, más ligero que el aire. La solubilidad en agua es menor que la del oxígeno: a 20 0 C, 15,4 ml de nitrógeno (31 ml de oxígeno) se disuelven en 1 litro de agua. Por tanto, en el aire disuelto en agua, el contenido de oxígeno en relación con el nitrógeno es mayor que en la atmósfera. La baja solubilidad del nitrógeno en agua, así como su bajísimo punto de ebullición, se explican por interacciones intermoleculares muy débiles tanto entre las moléculas de nitrógeno y agua como entre las moléculas de nitrógeno.

El nitrógeno natural consta de dos isótopos estables con números de masa 14 (99,64 %) y 15 (0,36 %).

Propiedades químicas.

A temperatura ambiente, el nitrógeno se combina directamente solo con litio:

6Li + N2 = 2Li3N

Reacciona con otros metales solo a altas temperaturas, formando nitruros. Por ejemplo:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, 2Al + N 2 \u003d 2AlN

El nitrógeno se combina con el hidrógeno en presencia de un catalizador a alta presión y temperatura:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

A la temperatura del arco eléctrico (3000-4000 grados), el nitrógeno se combina con el oxígeno:

Solicitud. El nitrógeno se utiliza en grandes cantidades para producir amoníaco. Se usa ampliamente para crear un ambiente inerte: llenando lámparas incandescentes eléctricas y espacio libre en termómetros de mercurio, cuando se bombean líquidos inflamables. Ellos nitruran la superficie de los productos de acero, t. saturar su superficie con nitrógeno a alta temperatura. Como resultado, se forman nitruros de hierro en la capa superficial, que dan mayor dureza al acero. Dicho acero puede soportar un calentamiento de hasta 500 °C sin perder su dureza.

El nitrógeno es importante para la vida de las plantas y los animales, ya que forma parte de las sustancias proteicas. Los compuestos de nitrógeno se utilizan en la producción de fertilizantes minerales, explosivos y en muchas industrias.

Pregunta número 48.

Amoníaco, sus propiedades, métodos de obtención. El uso del amoníaco en la economía nacional. Hidróxido de amonio. Sales de amonio, sus propiedades y aplicaciones. Fertilizantes nitrogenados con la forma de amonio del nitrógeno. Reacción cualitativa al ion amonio.

amoníaco - gas incoloro de olor característico, casi el doble de ligero que el aire. Cuando se aumenta o se enfría la presión, se licua fácilmente en un líquido incoloro. El amoníaco es muy soluble en agua. Una solución de amoníaco en agua se llama agua de amoníaco o amoníaco. Al hervir, el amoníaco disuelto se evapora de la solución.

Propiedades químicas.

Interacción con ácidos:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 \u003d NH 4 H 2 PO 4

Interacción con el oxígeno:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

Recuperación de cobre:

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Recibo.

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Solicitud.

El amoníaco líquido y sus soluciones acuosas se utilizan como fertilizante líquido.

Hidróxido de amonio (hidróxido de amonio) - NH 4 Vaya

Sales de amonio y sus propiedades. Las sales de amonio están compuestas por un catión de amonio y un anión ácido. Son similares en estructura a las sales correspondientes de iones metálicos con una sola carga. Las sales de amonio se obtienen por la interacción del amoníaco o sus soluciones acuosas con ácidos. Por ejemplo:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

Exhiben las propiedades generales de las sales, es decir, interactuar con soluciones de álcalis, ácidos y otras sales:

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O + NH 3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4 ) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Solicitud. El nitrato de amonio (nitrato de amonio) NH4NO3 se utiliza como fertilizante nitrogenado y para la fabricación de explosivos: amonitas;

Sulfato de amonio (NH4)2SO4 - como fertilizante nitrogenado barato;

Bicarbonato de amonio NH4HCO3 y carbonato de amonio (NH4)2CO3: en la industria alimentaria en la producción de productos de confitería de harina como polvo de hornear químico, en el teñido de telas, en la producción de vitaminas, en medicina;

Cloruro de amonio (amoníaco) NH4Cl - en celdas galvánicas (baterías secas), en soldadura y estañado, en la industria textil, como fertilizante, en medicina veterinaria.

Fertilizantes de amonio (amoníaco) contienen nitrógeno en forma de ión amonio y tienen un efecto acidificante sobre el suelo, lo que conduce a un deterioro de sus propiedades y a una menor eficacia de los fertilizantes, especialmente con la aplicación regular en suelos no encalados e infértiles. Pero estos fertilizantes también tienen sus ventajas: el amonio está mucho menos sujeto a la lixiviación, ya que es fijado por las partículas del suelo y absorbido por los microorganismos, y, además, con él se produce el proceso de nitroficación en el suelo, es decir, conversión por microorganismos a nitratos. De los fertilizantes de amonio, el cloruro de amonio es el menos adecuado para los cultivos de hortalizas, ya que contiene bastante cloro.

Reacción cualitativa al ion amonio.

Una propiedad muy importante de las sales de amonio es su interacción con soluciones alcalinas. Esta reacción es detectada por las sales de amonio (ion amonio) por el olor del amoníaco liberado o por la aparición de tinción azul del papel tornasol rojo húmedo:

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Compuestos con no metales

Todos los haluros de nitrógeno NG 3 son conocidos. El trifluoruro NF 3 se obtiene por la interacción del flúor con el amoníaco:

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

El trifluoruro de nitrógeno es un gas tóxico incoloro cuyas moléculas tienen una estructura piramidal. Los átomos de flúor están ubicados en la base de la pirámide, y la parte superior está ocupada por un átomo de nitrógeno con un par de electrones no compartido. A varios reactivos químicos y al calentamiento, NF 3 es muy estable.

Los trihaluros de nitrógeno restantes son endotérmicos y, por lo tanto, inestables y reactivos. El NCl 3 se forma al pasar cloro gaseoso a una solución fuerte de cloruro de amonio:

3Cl 2 + NH 4 Cl \u003d 4HCl + NCl 3

El tricloruro de nitrógeno es un líquido altamente volátil (t bp = 71 grados C) con un olor acre. Un ligero calentamiento o impacto va acompañado de una explosión con liberación de una gran cantidad de calor. En este caso, NCl 3 se descompone en elementos. Los trihaluros NBr 3 y NI 3 son incluso menos estables.

Los derivados del nitrógeno con calcógenos son muy inestables debido a su fuerte endotermia. Todos ellos están mal estudiados, explotan al calentarlos y golpearlos.

Conexiones con metales

Los nitruros similares a sales se obtienen por síntesis directa a partir de metales y nitrógeno. Los nitruros similares a la sal se descomponen con agua y ácidos diluidos:

Mg 3 N 2 + 6N 2 \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3

Ca3N2 + 8HCl = 3CaCl2 + 2NH4Cl

Ambas reacciones prueban la naturaleza básica de los nitruros metálicos activos.

Los nitruros similares a metales se obtienen calentando metales en una atmósfera de nitrógeno o amoníaco. Los óxidos, haluros e hidruros de metales de transición se pueden utilizar como materiales de partida:

2Ta + N 2 \u003d 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 \u003d 2MnN + 3H 2 O

CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiH 2 + 2NH 3 \u003d 2TiN + 5H 2

El uso de nitrógeno y compuestos que contienen nitrógeno.

El alcance del nitrógeno es muy amplio: la producción de fertilizantes, explosivos, amoníaco, que se usa en medicina. Los fertilizantes que contienen nitrógeno son los más valiosos. Dichos fertilizantes incluyen nitrato de amonio, urea, amoníaco, nitrato de sodio. El nitrógeno es una parte integral de las moléculas de proteína, razón por la cual las plantas lo necesitan para un crecimiento y desarrollo normales. Un compuesto tan importante de nitrógeno e hidrógeno como el amoníaco se usa en plantas de refrigeración, el amoníaco, al circular a través de un sistema cerrado de tuberías, toma una gran cantidad de calor durante su evaporación. El nitrato de potasio se usa en la producción de pólvora negra y la pólvora se usa en rifles de caza, para la exploración de minerales que se encuentran bajo tierra. La pólvora sin humo se obtiene de la piroxilina, un éster de celulosa y ácido nítrico. Los explosivos orgánicos a base de nitrógeno se utilizan para hacer túneles en las montañas (TNT, nitroglicerina).

El elemento químico nitrógeno forma una sola sustancia simple. Esta sustancia es gaseosa y está formada por moléculas diatómicas, es decir, tiene la fórmula N 2 . A pesar de que el elemento químico nitrógeno tiene una alta electronegatividad, el nitrógeno molecular N 2 es una sustancia extremadamente inerte. Este hecho se debe a que en la molécula de nitrógeno tiene lugar un triple enlace extremadamente fuerte (N≡N). Por esta razón, casi todas las reacciones con nitrógeno ocurren solo a temperaturas elevadas.

Interacción del nitrógeno con los metales.

La única sustancia que reacciona con el nitrógeno en condiciones normales es el litio:

Interesante es el hecho de que con otros metales activos, i.e. alcalino y alcalinotérreo, el nitrógeno reacciona solo cuando se calienta:

La interacción del nitrógeno con metales de actividad media y baja (excepto Pt y Au) también es posible, pero requiere temperaturas incomparablemente más altas.

Los nitruros metálicos activos se hidrolizan fácilmente con agua:

Así como soluciones ácidas, por ejemplo:

Interacción del nitrógeno con los no metales

El nitrógeno reacciona con el hidrógeno cuando se calienta en presencia de catalizadores. La reacción es reversible, por lo tanto, para aumentar el rendimiento de amoníaco en la industria, el proceso se realiza a alta presión:

Como agente reductor, el nitrógeno reacciona con el flúor y el oxígeno. Con el flúor, la reacción transcurre bajo la acción de una descarga eléctrica:

Con el oxígeno, la reacción transcurre bajo la influencia de una descarga eléctrica o a una temperatura de más de 2000 °C y es reversible:

De los no metales, el nitrógeno no reacciona con los halógenos y el azufre.

La interacción del nitrógeno con sustancias complejas.

Propiedades químicas del fósforo

Existen varias modificaciones alotrópicas del fósforo, en particular el fósforo blanco, el fósforo rojo y el fósforo negro.

El fósforo blanco está formado por moléculas de P 4 de cuatro átomos y no es una modificación estable del fósforo. Venenoso. A temperatura ambiente, es suave y, como la cera, se puede cortar fácilmente con un cuchillo. En el aire, se oxida lentamente y, debido a las peculiaridades del mecanismo de dicha oxidación, brilla en la oscuridad (el fenómeno de la quimioluminiscencia). Incluso con un calentamiento bajo, es posible la ignición espontánea del fósforo blanco.

De todas las modificaciones alotrópicas, el fósforo blanco es el más activo.

El fósforo rojo consiste en moléculas largas de composición variable P n . Algunas fuentes indican que tiene una estructura atómica, pero aún es más correcto considerar su estructura como molecular. Debido a las características estructurales, es una sustancia menos activa en comparación con el fósforo blanco, en particular, a diferencia del fósforo blanco, se oxida mucho más lentamente en el aire y requiere ignición para encenderse.

El fósforo negro consta de cadenas P n continuas y tiene una estructura en capas similar a la del grafito, por lo que se parece. Esta modificación alotrópica tiene una estructura atómica. La más estable de todas las modificaciones alotrópicas del fósforo, la más pasiva químicamente. Por esta razón, las propiedades químicas del fósforo que se analizan a continuación deben atribuirse principalmente al fósforo blanco y rojo.

La interacción del fósforo con los no metales.

La reactividad del fósforo es mayor que la del nitrógeno. Entonces, el fósforo puede arder después de la ignición en condiciones normales, formando un óxido ácido P 2 O 5:

y con falta de oxígeno, óxido de fósforo (III):

La reacción con halógenos también transcurre intensamente. Así, durante la cloración y bromación del fósforo, según las proporciones de los reactivos, se forman trihaluros o pentahaluros de fósforo:

Debido a las propiedades oxidantes significativamente más débiles del yodo en comparación con otros halógenos, es posible oxidar el fósforo con yodo solo hasta un estado de oxidación de +3:

A diferencia del nitrógeno el fósforo no reacciona con el hidrógeno.

La interacción del fósforo con los metales.

El fósforo reacciona cuando se calienta con metales activos y metales de actividad media para formar fosfuros:

Los fosfuros de metales activos, como los nitruros, se hidrolizan con agua:

Así como soluciones acuosas de ácidos no oxidantes:

La interacción del fósforo con sustancias complejas.

El fósforo se oxida mediante ácidos oxidantes, en particular, ácidos nítrico y sulfúrico concentrados:

Debe saber que el fósforo blanco reacciona con soluciones acuosas de álcalis. Sin embargo, debido a la especificidad, aún no se requiere la capacidad de escribir las ecuaciones de tales interacciones para el Examen de Estado Unificado en Química.

Sin embargo, para aquellos que reclaman 100 puntos, para su propia tranquilidad, pueden recordar las siguientes características de la interacción del fósforo con soluciones alcalinas en frío y cuando se calientan.

En frío, la interacción del fósforo blanco con las soluciones alcalinas es lenta. La reacción va acompañada de la formación de un gas con olor a pescado podrido: fosfina y un compuesto con un raro estado de oxidación de fósforo +1:

Cuando el fósforo blanco interactúa con una solución alcalina concentrada, se libera hidrógeno durante la ebullición y se forma fosfito:

Nitrógeno- un elemento del 2º período del grupo VA del Sistema Periódico, número de serie 7. La fórmula electrónica del átomo es [ 2 He] 2s 2 2p 3, estados de oxidación característicos 0, -3, +3 y + 5, menos a menudo +2 y +4 y el otro estado N v se considera relativamente estable.

Escala del estado de oxidación del nitrógeno:
+5 - N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3

3 - N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

El nitrógeno tiene una alta electronegatividad (3.07), la tercera después de F y O. Exhibe propiedades típicas no metálicas (ácidas), mientras forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, así como el catión de amonio NH 4 y su sales.

En naturaleza - decimoséptimo por elemento de abundancia química (noveno entre los no metales). Un elemento vital para todos los organismos.

norte 2

sustancia sencilla. Consiste en moléculas no polares con un enlace N≡N ˚σππ muy estable, lo que explica la inercia química del elemento en condiciones normales.

Un gas incoloro, insípido e inodoro que se condensa en un líquido incoloro (a diferencia del O2).

El componente principal del aire es 78,09% en volumen, 75,52 en masa. El nitrógeno hierve del aire líquido antes que el oxígeno. Ligeramente soluble en agua (15,4 ml / 1 l H 2 O a 20 ˚C), la solubilidad del nitrógeno es menor que la del oxígeno.

A temperatura ambiente, el N 2 reacciona con el flúor y, en muy pequeña medida, con el oxígeno:

N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

La reacción reversible de obtención de amoníaco transcurre a una temperatura de 200˚C, bajo presión hasta 350 atm, y siempre en presencia de un catalizador (Fe, F 2 O 3 , FeO, en laboratorio a Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, debería ocurrir un aumento en el rendimiento de amoníaco con un aumento en la presión y una disminución en la temperatura. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es muy baja, por lo que el proceso se lleva a cabo a 450-500 ˚C, alcanzando un rendimiento de amoníaco del 15%. El N 2 y el H 2 que no han reaccionado regresan al reactor y, por lo tanto, aumentan la extensión de la reacción.

El nitrógeno es químicamente pasivo con respecto a los ácidos y álcalis, no favorece la combustión.

Recibo en industria- destilación fraccionada de aire líquido o eliminación química de oxígeno del aire, por ejemplo, mediante la reacción 2C (coque) + O 2 \u003d 2CO cuando se calienta. En estos casos se obtiene nitrógeno, que también contiene impurezas de gases nobles (principalmente argón).

En el laboratorio, se pueden obtener pequeñas cantidades de nitrógeno químicamente puro mediante una reacción de conmutación con calentamiento moderado:

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)

Se utiliza para la síntesis de amoníaco. Ácido nítrico y otros productos nitrogenados como medio inerte para procesos químicos y metalúrgicos y almacenamiento de sustancias inflamables.

NUEVA HAMPSHIRE 3

Compuesto binario, el estado de oxidación del nitrógeno es - 3. Un gas incoloro con un fuerte olor característico. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: N(H) 3 ] (hibridación sp 3). La presencia de nitrógeno en la molécula NH 3 de un par de electrones donantes en el orbital híbrido sp 3 provoca una reacción de adición característica de un catión hidrógeno, con la formación de un catión amonio NH4. Se licúa bajo presión positiva a temperatura ambiente. En estado líquido, está asociado por puentes de hidrógeno. Térmicamente inestable. Disolveremos bien en agua (más de 700 l/1 l de H 2 O a 20˚C); la proporción en la solución saturada es 34% en peso y 99% en volumen, pH= 11,8.

Muy reactivo, propenso a reacciones de adición. Arde en oxígeno, reacciona con ácidos. Muestra propiedades reductoras (debido al N -3) y oxidantes (debido al H +1). Se seca solo con óxido de calcio.

Reacciones cualitativas - la formación de "humo" blanco al contacto con HCl gaseoso, ennegrecimiento de una hoja de papel humedecida con una solución de Hg 2 (NO3) 2.

Producto intermedio en la síntesis de HNO 3 y sales amónicas. Se utiliza en la producción de gaseosas, fertilizantes nitrogenados, colorantes, explosivos; El amoníaco líquido es un refrigerante. Venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "humo" blanco
4NH 3 + 3O 2 (aire) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustión)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O (500˚C)
2 NH 3 + 3 Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (temperatura ambiente, presión)
Recibo. A laboratorios- desplazamiento de amoníaco de sales de amonio cuando se calienta con cal sodada: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
O hervir una solución acuosa de amoníaco y luego secar el gas.
En la industria El amoníaco se produce a partir de nitrógeno con hidrógeno. Producido por la industria ya sea en forma licuada o en forma de solución acuosa concentrada bajo el nombre técnico agua de amoníaco.

Hidrato de amoníacoNUEVA HAMPSHIRE 3 * H 2 O. Conexión intermolecular. Blanco, en la red cristalina: moléculas de NH 3 y H 2 O unidas por un enlace de hidrógeno débil. Está presente en una solución acuosa de amoníaco, una base débil (los productos de disociación son el catión NH 4 y el anión OH). El catión amonio tiene una estructura tetraédrica regular (hibridación sp 3). Térmicamente inestable, se descompone completamente cuando se hierve la solución. Neutralizado por ácidos fuertes. Presenta propiedades reductoras (debido al N -3) en solución concentrada. Entra en la reacción de intercambio iónico y formación de complejos.

reacción cualitativa– formación de "humo" blanco al entrar en contacto con HCl gaseoso. Se utiliza para crear un ambiente ligeramente alcalino en solución, durante la precipitación de hidróxidos anfóteros.
Una solución de amoníaco 1 M contiene principalmente hidrato de NH 3 *H 2 O y solo 0,4% de iones NH 4 OH (debido a la disociación del hidrato); así, el "hidróxido de amonio NH 4 OH" iónico prácticamente no está contenido en la solución, tampoco existe tal compuesto en el hidrato sólido.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (hirviendo con NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (dif.) = 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
Una solución diluida de amoníaco (3-10%) a menudo se llama amoníaco(el nombre fue inventado por alquimistas), y una solución concentrada (18,5 - 25%) es una solución de amoníaco (producida por la industria).

oxido de nitrógeno

monóxido de nitrógenoNO

Óxido no formador de sales. gas incoloro. El radical contiene un enlace σπ covalente (N꞊O), en estado sólido un dímero N 2 O 2 con un enlace N-N. Extremadamente estable térmicamente. Sensible al oxígeno atmosférico (se vuelve marrón). Ligeramente soluble en agua y no reacciona con ella. Químicamente pasivo frente a ácidos y álcalis. Cuando se calienta, reacciona con metales y no metales. mezcla altamente reactiva de NO y NO 2 ("gases nitrosos"). Un producto intermedio en la síntesis de ácido nítrico.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
2NO + O 2 (ej.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafito) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rojo) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reacciones a mezclas de NO y 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)
Recibo en industria: oxidación de amoníaco con oxígeno en un catalizador, en laboratorios- interacción del ácido nítrico diluido con agentes reductores:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
o reducción de nitratos:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI \u003d 2 NO + Yo 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

dioxido de nitrogenoNO 2

Óxido de ácido, corresponde condicionalmente a dos ácidos: HNO 2 y HNO 3 (el ácido para N 4 no existe). Gas marrón, monómero NO 2 a temperatura ambiente, líquido incoloro dímero N 2 O 4 (tetróxido de dianitrógeno) en frío. Reacciona completamente con agua, álcalis. Agente oxidante muy fuerte, corrosivo para los metales. Se utiliza para la síntesis de ácido nítrico y nitratos anhidros, como oxidante para combustible de cohetes, limpiador de aceite de azufre y catalizador para la oxidación de compuestos orgánicos. Venenoso.
La ecuación de las reacciones más importantes:
2NO2 ↔ 2NO + O2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (en frío)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (dif.) \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)
NO2 + 2HI(p) = NO + I2 ↓ + H2O
NO2 + H2O + SO2 = H2SO4 + NO (50-60˚C)
NO2 + K = KNO2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Recibo: en industria - oxidación de NO con oxígeno atmosférico, en laboratorios– interacción del ácido nítrico concentrado con agentes reductores:
6HNO 3 (conc., montañas) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc.,hort.) + P (rojo) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., montañas) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

óxido de dinitrógenonorte 2 O

Gas incoloro con olor agradable ("gas de la risa"), N꞊N꞊О, estado de oxidación de nitrógeno formal +1, poco soluble en agua. Favorece la combustión de grafito y magnesio:

2N2O + C = CO2 + 2N2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Obtenido por descomposición térmica del nitrato de amonio:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
utilizado en medicina como anestésico.

trióxido de dinitrógenonorte 2 O 3

A bajas temperaturas, es un líquido azul, ON꞊NO 2, el estado de oxidación formal del nitrógeno es +3. A 20 ˚C, se descompone en un 90 % en una mezcla de NO incoloro y NO 2 marrón ("gases nitrosos", humo industrial - "cola de zorro"). N 2 O 3 - óxido ácido, forma HNO 2 con agua en frío, reacciona de manera diferente cuando se calienta:
3N2O3 + H2O \u003d 2HNO3 + 4NO
Con los álcalis se obtienen sales de HNO 2 , por ejemplo NaNO 2 .
Obtenido por la interacción de NO con O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
con fuerte enfriamiento. Los "gases nitrosos" y peligrosos para el medio ambiente, actúan como catalizadores de la destrucción de la capa de ozono de la atmósfera.

pentóxido de dinitrógeno norte 2 O 5

Incoloro, sólido, O 2 N - O - NO 2, el estado de oxidación del nitrógeno es +5. A temperatura ambiente, se descompone en NO 2 y O 2 en 10 horas. Reacciona con agua y álcalis como un óxido ácido:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Obtenido por deshidratación de ácido nítrico fumante:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
o oxidación de NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitritos y nitratos

nitrito de potasioKNO 2 . Blanco, higroscópico. Se funde sin descomposición. Estable en aire seco. Disolveremos muy bien en el agua (formando la solución incolora), se hidroliza en el anión. Un agente oxidante y reductor típico en un ambiente ácido, reacciona muy lentamente en un ambiente alcalino. Entra en reacciones de intercambio iónico. Reacciones cualitativas en el ion NO 2 - decoloración de la solución violeta de MnO 4 y la aparición de un precipitado negro cuando se agregan iones I. Se utiliza en la producción de colorantes, como reactivo analítico para aminoácidos y yoduros, un componente de fotografía reactivos
ecuación de las reacciones más importantes:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ej.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violeta) \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 - (saturado) + NH 4 + (saturado) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (negro) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (amarillo claro) ↓
Recibo enindustria– recuperación de nitrato de potasio en los procesos:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (esponja) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH)2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat potasio KNO 3
Nombre técnico potasio, o indio sal , salitre. Blanco, se funde sin descomposición, se descompone al calentarlo más. Resistente al aire. Altamente soluble en agua (alto endo-efecto, = -36 kJ), no hay hidrólisis. Un fuerte agente oxidante cuando se fusiona (debido a la liberación de oxígeno atómico). En solución, se reduce únicamente por hidrógeno atómico (en medio ácido a KNO 2, en medio alcalino a NH 3). Se utiliza en la producción de vidrio como conservante de alimentos, componente de mezclas pirotécnicas y fertilizantes minerales.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl diluido) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, KOH conc.) = 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 (grafito) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustión)

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)

Recibo: en la industria
4KOH (horizontal) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

y en el laboratorio:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓