Все степени окисления азота. Степени окисления азота в аммонии
Таблица 1. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА |
|
Плотность, г/см 3 | 0,808 (жидк.) |
Температура плавления, °С | –209,96 |
Температура кипения, °С | –195,8 |
Критическая температура, °С | –147,1 |
Критическое давление, атм а | 33,5 |
Критическая плотность, г/см 3 а | 0,311 |
Удельная теплоемкость, Дж/(мольЧ К) | 14,56 (15° С) |
Электроотрицательность по Полингу | 3 |
Ковалентный радиус, | 0,74 |
Кристаллический радиус, | 1,4 (M 3–) |
Потенциал ионизации, В б | |
первый | 14,54 |
второй | 29,60 |
а
Температура и давление, при которых плотности
азота жидкого и газообразного состояния одинаковы.
б Количество энергии, необходимое для удаления первого внешнего и следующего за ним электронов, в расчете на 1 моль атомарного азота. |
Таблица 2. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА И СООТВЕТСТВУЮЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ |
|
Степень окисления |
Примеры соединений |
Аммиак NH 3 , ион аммония NH 4 + , нитриды M 3 N 2 | |
Гидразин N 2 H 4 | |
Гидроксиламин NH 2 OH | |
Гипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2 , оксид азота(I) N 2 O | |
Оксид азота(II) NO | |
Оксид азота(III) N 2 O 3 , нитрит натрия NaNO 2 | |
Оксид азота(IV) NO 2 , димер N 2 O 4 | |
Оксид азота(V) N 2 O 5 , азотная кислота HNO 3 и ее соли (нитраты) |
Таблица 3. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА И ВОДЫ |
||
Свойство |
||
Плотность, г/см 3 | 0,65 (–10° С) | 1,00 (4,0° С) |
Температура плавления, °С | –77,7 | 0 |
Температура кипения, °С | –33,35 | 100 |
Критическая температура, °С | 132 | 374 |
Критическое давление, атм | 112 | 218 |
Энтальпия испарения, Дж/г | 1368 (–33° С) | 2264 (100° С) |
Энтальпия плавления, Дж/г | 351 (–77° С) | 334 (0° С) |
Удельная электропроводность | 5Ч 10 –11 (–33° С) | 4Ч 10 –8 (18° С) |
Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl 2 и K, поскольку CaCl 2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой.
Получение аммиака. Газообразный NH 3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH: Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg 3 N 2 , водой. Цианамид кальция CaCN 2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении: Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.
Таблица 4. СРАВНЕНИЕ РЕАКЦИЙ В ВОДНОЙ И АММИАЧНОЙ СРЕДЕ |
|
Водная среда |
Аммиачная среда |
Нейтрализация |
|
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
Гидролиз (протолиз ) |
|
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
Замещение |
|
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
Сольватация (комплексообразование ) |
|
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
Амфотерность |
|
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– |
Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты нитриты хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра.
NaNO 2 применяется в производстве красителей. Азотная кислота HNO 3 один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др. См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ. ЛИТЕРАТУРА Справочник азотчика . М., 1969Некрасов Б.В. Основы общей химии . М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия . М., 1982
Вариант 1.
1. Число нейтронов в атоме 4N14:
А. 7.
Б. Азоту.
3. Азот имеет степень окисления +5 в соединении с формулой:
Г. HN03.
4. Минимальная степень окисления азота в соединении (из перечисленных ниже) с формулой:
А. N2.
Б. Фосфор.
6. Наименьший радиус у атома:
Г. F.
Б. Са3Р2.
8. Азотистой кислоте соответствует оксид с формулой:
Б. N203.
10. Коэффициент перед окислителем в реакции, схема которой
Ag + HN03(KOHЦ) -> AgN03 + N02 + Н20:
Б. 4.
11. Составьте молекулярные уравнения реакций следующих превращений:
Р -> Р205 -> H3P04 -> Na3P04.
1. 4Р + 5О2 = 2Р2О5
P0 -5e →P+5 восстановитель
O20 + 2*2e→2O-2 окислитель
2. Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4
3. Н3РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
3Н+ + 3OH- = 3H2O
12. Дополните фразу: «Аллотропия - это...»
существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам.
13. С какими из веществ, формулы которых: КОН, С02, Zn, CuO, НС1, СаС03, взаимодействует разбавленная азотная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
HNO3 + КOH → КNO3 + H2O
3CuO + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O
10HNO3 разбавл. + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2
14. Закончите схему термического разложения нитрата меди (II):
Cu(N03)2 --> CuO + X + 02.
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Сумма коэфф. = 9
15. При взаимодействии 37 г гидроксида кальция с сульфатом аммония было получено 15 г аммиака. Вычислите массовую долю выхода аммиака от теоретически возможного.
Ca(OH) 2 +(NH4)2 SO4 =CaSO4+2NH3*H2O
M Ca(OH)2=40+32+2=74г/моль.
n Ca(OH)2 =37: 74=0.5 моль
1 моль Са(ОH)2: 2 моль NH3
0.5:1 моль
M NH3 = 17г \моль
масса 17*1=17 г.
выход (NH3)=15: 17=0.88=88%
Вариант 2.
ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа
1. Число нейтронов в атоме 7N15:
А. 8.
В. Фосфору.
3. Азот имеет степень окисления +4 в соединении с формулой:
B. N02.
4. Минимальная степень окисления фосфора в соединении с формулой:
Б. РН3.
5. Из перечисленных химических элементов наибольшей электроотрицательностью в соединениях обладает:
В. Сера
6. Наименьший радиус у атома, символ которого:
Г. С1.
7. Только восстановителем может быть вещество с формулой:
B. NH3.
8. Фосфористой кислоте Н3Р03 соответствует оксид с формулой:
В. Р2О3
Сu + HN03(KOHЦ) -> CU(N03)2 + N02 + Н20:
Б. 4.
ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом
11. Составьте молекулярные уравнения реакций, идущих по схеме
NO → N02 → HN03 → NaN03.
1. 2NO + O2 = 2NO2
N+2 -2e→N+4 восстановитель
O20 +2*2e→2O-2 окислитель
2. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
3. HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O
12. Дополните следующую фразу: «Селитра - это...»
Азотнокислая соль калия, натрия, аммония, употребляемая в технике взрывчатых веществ и в агрономии для удобрений.
13. С какими из веществ, формулы которых: Mg, Ag, AgN03, BaO, C02, KN03, NaOH, взаимодействует ортофосфорная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4 +3BaO = Ba3(PO4)2 + 3H2O
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
14. Закончите схему термического разложения нитрата натрия
NaN03 → NaN02 + X.
Найдите сумму коэффициентов в уравнении.
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Сумма коэффициентов – 5
15. Какой объем аммиака (н. у.) можно получить при взаимодействии 15 м3 азота с избытком водорода, если выход аммиака составляет 10% от теоретически возможного?
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 15 000 /22,4 = 669 (моль)
n(NH3) = 2*669 = 1339,28 (моль)
Vтеор.(NH3) = 1339,28*22,4= 29999 (дм3)
Vпракт. (NH3) = 29999*0,9 = 26999 (дм3) = 26, 999 м3
Вариант 3.
ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа
1. Число нейтронов в атоме 20Са40:
Б. 20.
2. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме элемента 2е, 5е соответствует:
А. Азоту.
3. Азот имеет степень окисления +2 в соединении с формулой:
Б. NO.
4. Максимальная степень окисления азота в соединении с формулой:
Г. HN03.
А. Бор.
А. С.
Г. Н3Р04.
8. Азотной кислоте соответствует оксид с формулой:
Г. N205.
10. Коэффициент перед окислителем в схеме
Ag + HN03(paзб) -> AgN03 + NO + H20:
Б. 4.
ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом
11. Составьте молекулярные уравнения реакций по схеме
N2 → NH3 → NH3 Н20 → (NH4)2S04.
Уравнение 1 рассмотрите с точки зрения теории ОВР, уравнение 3 запишите в ионном виде.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
N20 +2*3е→2N-3 окислитель
H20 -2*1е→2H+1 восстановитель
2. NH3 + H2O = NH3*H20
3. 2NH3*H20 + H2SO4 = (NH4)2SO4 +2H2O
2NH3*H20 + 2H+= 2NH4+ +2H2O
12. Дополните фразу: «Число атомов, входящих в катион аммония...»
равно 5.
13. С какими из веществ, формулы которых: S03, КОН, CaO, Mg, N205, Na2C03, взаимодействует разбавленная азотная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
HNO3 (разб.) + КOH = КNO3 + H2O
2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O
10HNO3 разбавл. + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
14. Закончите схему термического разложения нитрата серебра
AgNOg → Ag + X + 02.
Укажите сумму коэффициентов в уравнении.
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
7
15. Азот объемом 56 л (н. у.) прореагировал с избытком водорода. Объемная доля выхода аммиака составляет 50% от теоретически возможного. Рассчитайте объем полученного аммиака.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 56 /22,4 = 2,5 (моль)
n(теор.)(NH3) = 2*2,5 = 5 (моль)
Vпракт. (NH3) = 5*22,4*0,5 = 56 л
Вариант 4.
ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа
1. Число нейтронов в изотопе 19K39:
В.20.
2. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме элемента 2е, 8е, 5е соответствует:
Б. Фосфору.
3. Азот имеет степень окисления 0 в соединении с формулой:
A. N2.
4. Максимальная степень окисления фосфора в соединении с формулой:
Г. Н3Р04.
5. Из перечисленных химических элементов наименьшей электроотрицательностью в соединениях обладает:
А. Бериллий.
6. Наибольший радиус у атома химического элемента, символ которого:
A. Si.
7. Только окислителем может быть вещество с формулой:
Г. HN03.
8. Ортофосфорной кислоте соответствует оксид с формулой:
Г. Р2О5.
10. Коэффициент перед окислителем в схеме
Си + HN03(paзб) -> CU(N03)2 + NO + Н20:
Г. 8.
ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом
11. Составьте молекулярные уравнения реакций по схеме:
NO → N02 → HN03 → NH4N03.
Уравнение 1 рассмотрите с точки зрения ОВР, уравнение 3 запишите в ионном виде.
1. 2NO + O2 = 2NO2
N+2 -2e→N+4 восстановитель
O20 +2*2e→2O-2 окислитель
2. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
3. NH3 + HNO3 = NH4NO3
NH3 + H+ = NH4+
12. Дополните фразу: «Аллотропными видоизменениями фосфора являются...»
белый, красный и черный фосфор
13. С какими из веществ, формулы которых: Zn, CuO, Си, NaOH, S02, NaN03, K2C03, взаимодействует ортофосфорная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Zn + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2↓ + 3H2
3CuO + 2H3PO4 = Cu3(PO4)2 + 3H2O
3K2CO3 + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2
14. Закончите схему термического разложения нитрата железа (II):
Fe(N03)2 → FeO + N02 + X.
Найдите сумму коэффициентов в уравнении.
2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2
15. При сжигании в кислороде 62 г фосфора было получено 130 г оксида фосфора (V) от теоретически возможного. Вычислите массовую долю выхода оксида фосфора (V).
4P + 5O2 = 2P2O5
n(P) = 62/31 = 2 моль
nтеор.(P2O5) = 0,5*2 = 1 моль
mтеор.(P2O5) = 1*142 = 142 г
выход = mпракт./mтеор. = 130/142=0.92 = 92%
Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;
Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин(существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N2H2, диимид);
Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) - неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;
Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота(I) N2O (закись азота, веселящий газ);
Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота(II) NO (монооксид азота);
Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота(III) N2O3, азотистая кислота, производные аниона NO2−, трифторид азота (NF3);
Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота(IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ);
Соединения азота в степени окисления +5 оксид азота(V) N2O5, азотная кислота, её соли - нитраты и другие производные, а также тетрафтораммоний NF4+ и его соли.
Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH 3 .
Бесцветный газ с характерным резким запахом. Аммиак значительно легче воздуха, масса одного литра этого газа составляет 0,77 г. Благодаря водородным связям аммиак имеет аномально высокую температуру кипения, не соответствующую его малой молекулярной массе, хорошо растворим в воде.
Соли аммония. Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия. Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо и необратимо.
Соли аммония находят широкое применение. Большая часть их (сульфат аммония, нитрат аммония) используется в качестве удобрений. Хлорид аммония или нашатырь применяется в красильной и текстильной промышленности, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах.
Азотная кислота - сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н +1 и NO -1 3 .
Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость с едким запахом. Кипит при 86 °С. Гигроскопична. Под действием света она постепенно разлагается.
Азотная кислота - сильный окислитель. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в кислоты.
Азотная кислота действует почти на все металлы за исключением золота, платины, тантала, родия и иридия. Концентрированная азотная кислота приводит некоторые металлы (железо, алюминий, хром) в пассивное состояние. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Чем выше концентрация HNO 3 тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой обычно выделяется N0 2 . При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, медью, выделяется NO.
Применение. В больших количествах она используется для производства азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. Азотная кислота применяется в производстве серной кислоты нитрозным способом, используется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.
Соли азотной кислоты. Одноосновная азотная кислота образует только средние соли, которые называются нитраты. Все нитраты хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода.
Нитраты наиболее активных металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее магния, переходят в нитриты.
Среди солей азотной кислоты наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами. Селитры используются главным образом как удобрения.
Азотные удобрения Нитрат аммония (аммиачная селитра) Это наиболее эффективное, богатое азотом удобрение. Содержит 33-35% азота в нитратной и аммиачной форме. Легко растворяется в воде, хорошо действует на многих почвах Сульфат аммония Содержит около 21% азота. Представляет собой бесцветные кристаллы ромбической формы. Это удобрение менее гигроскопично, чем нитрат аммония, не слеживается, не огнеопасно Мочевина Это наиболее ценное азотсодержащее удобрение. Мочевина содержит наибольшее количество азота (около 46%) в хорошо усваиваемой растениями форме. Она представляет собой бесцветные или желтоватые кристаллы, хорошо растворяется в воде. Мочевина не взрывоопасна, мало гигроскопична, не слеживается Нитрат калия (калийная селитра) Калийная селитра содержит приблизительно в 3 раза больше калия, чем азота. Поэтому ее применяют в комбинации с другими удобрениями Нитрат кальция (норвежская селитра) Ценное азотное удобрение. Содержит около 13% азота Хлорид аммония Представляет собой белый порошок, содержит около 25% азота
Чтобы правильно расставлять степени окисления , необходимо держать в голове четыре правила.
1) В простом веществе степень окисления любого элемента равна 0. Примеры: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .
2) Следует запомнить элементы, для которых характерны постоянные степени окисления . Все они перечислены в таблице.
3) Высшая степень окисления элемента, как правило, совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент (например, фосфор находится в V группе, высшая с. о. фосфора равна +5). Важные исключения: F, O.
4) Поиск степеней окисления остальных элементов основан на простом правиле:
В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе - заряду иона.
Несколько простых примеров на определение степеней окисления
Пример 1 . Необходимо найти степени окисления элементов в аммиаке (NH 3).
Решение . Мы уже знаем (см. 2), что ст. ок. водорода равна +1. Осталось найти эту характеристику для азота. Пусть х - искомая степень окисления. Составляем простейшее уравнение: х + 3 (+1) = 0. Решение очевидно: х = -3. Ответ: N -3 H 3 +1 .
Пример 2 . Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H 2 SO 4 .
Решение . Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H +1 2 S +6 O -2 4 .
Пример 3 . Рассчитайте степени окисления всех элементов в молекуле Al(NO 3) 3 .
Решение . Алгоритм остается неизменным. В состав "молекулы" нитрата алюминия входит один атом Al(+3), 9 атомов кислорода (-2) и 3 атома азота, степень окисления которого нам и предстоит вычислить. Соответствующее уравнение: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Ответ: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .
Пример 4 . Определите степени окисления всех атомов в ионе (AsO 4) 3- .
Решение . В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е., -3. Уравнение: х + 4 (-2) = -3. Ответ: As(+5), O(-2).
Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов
А можно ли определить степени окисления сразу нескольких элементов, пользуясь похожим уравнением? Если рассматривать данную задачу с точки зрения математики, ответ будет отрицательным. Линейное уравнение с двумя переменными не может иметь однозначного решения. Но ведь мы решаем не просто уравнение!
Пример 5 . Определите степени окисления всех элементов в (NH 4) 2 SO 4 .
Решение . Степени окисления водорода и кислорода известны, серы и азота - нет. Классический пример задачи с двумя неизвестными! Будем рассматривать сульфат аммония не как единую "молекулу", а как объединение двух ионов: NH 4 + и SO 4 2- . Заряды ионов нам известны, в каждом из них содержится лишь один атом с неизвестной степенью окисления. Пользуясь опытом, приобретенным при решении предыдущих задач, легко находим степени окисления азота и серы. Ответ: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2 .
Вывод: если в молекуле содержится несколько атомов с неизвестными степенями окисления, попробуйте "разделить" молекулу на несколько частей.
Как расставлять степени окисления в органических соединениях
Пример 6 . Укажите степени окисления всех элементов в CH 3 CH 2 OH.
Решение . Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. Рассуждать можно следующим образом. Рассмотрим, например, атом углерода в составе метильной группы. Данный атом С соединен с 3 атомами водорода и соседним атомом углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность С превосходит ЭО водорода). Если бы это смещение было полным, атом углерода приобрел бы заряд -3.
Атом С в составе группы -СН 2 ОН связан с двумя атомами водорода (смещение электронной плотности в сторону С), одним атомом кислорода (смещение электронной плотности в сторону О) и одним атомом углерода (можно считать, что смещения эл. плотности в этом случае не происходит). Степень окисления углерода равна -2 +1 +0 = -1.
Ответ: С -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1 .
Не смешивайте понятия "валентность" и "степень окисления"!
Степень окисления часто путают с валентностью . Не совершайте подобной ошибки. Перечислю основные отличия:
- степень окисления имеет знак (+ или -), валентность - нет;
- степень окисления может быть равна нулю даже в сложном веществе, равенство валентности нулю означает, как правило, что атом данного элемента не соединен с другими атомами (всякого рода соединения включения и прочую "экзотику" здесь обсуждать не будем);
- степень окисления - формальное понятие, которое приобретает реальный смысл лишь в соединениях с ионными связями, понятие "валентность", наоборот, наиболее удобно применять по отношению к ковалентным соединениям.
Степень окисления (точнее, ее модуль) часто численно равен валентности, но еще чаще эти величины НЕ совпадают. Например, степень окисления углерода в CO 2 равна +4; валентность С также равна IV. А вот в метаноле (CH 3 OH) валентность углерода остается той же, а степень окисления С равна -1.
Небольшой тест на тему "Степень окисления"
Потратьте несколько минут, проверьте, как вы усвоили эту тему. Вам необходимо ответить на пять несложных вопросов. Успехов!
Соединения азота в степени окисления -3 представлены аммиаком и нитридами металлов.
Аммиак - NH 3 - бесцветный газ с характерным резким запахом. Молекула аммиака имеет пирамидальное строение и содержит неподеленную пару электронов на атоме азота:
При температуре -33,4 °С аммиак конденсируется, образуя жидкость с очень высокой теплотой испарения, что позволяет использовать его в качестве хладагента в промышленных холодильных установках. Жидкий аммиак хороший растворитель, в нем растворяются щелочные и щелочноземельные металлы, образуя окрашенные токопроводящие растворы. В присутствии катализатора (FeCl 3) растворенный металл реагирует с аммиаком c выделением водорода и образованием амида, например:
2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2
амид натрия
В атмосфере кислорода аммиак горит с образованием азота, на платиновом катализаторе аммиак окисляется до оксида азота(II):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Аммиак очень хорошо растворим в воде, в которой проявляет свойства слабого основания:
NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85·10 -5
Как основание аммиак реагирует с кислотами, образуя соли катиона аммония, например:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Соли аммония хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы. В кристаллическом состоянии термически нестойки. Состав продуктов термолиза зависит от свойств кислоты, образующей соль:
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
При действии на водные растворы солей аммония щелочей при нагревании выделяется аммиак, что позволяет использовать данную реакцию как качественную на соли аммония и как лабораторный метод получения аммиака.
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О
В промышленности аммиак получают прямым синтезом.
N 2 + 3H 2 2NH 3
Поскольку реакция сильно обратима, синтез ведут при повышенном давлении (до 100 мПа). Для ускорения момента наступления равновесия процесс проводят в присутствии катализатора (губчатое железо, промотированное добавками) и при температуре около 500 °С.
Нитриды щелочных и щелочноземельных металлов представляют собой ионные соединения, легко разлагающиеся водой с образованием аммиака.
Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
Нитриды d-металлов - кристаллические соединения переменного состава (бертолиды), очень тугоплавкие и химически устойчивые.
Гидразин - N 2 H 4 - наиболее важное неорганическое соединение азота в степени окисления -2.
Гидразин представляет собой бесцветную жидкость, с температурой кипения 114 °С, дымящуюся на воздухе. Пары гидразина чрезвычайно ядовиты и образуют с воздухом взрывообразные смеси. Получают гидразин, окисляя аммиак гипохлоритом натрия:
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Гидразин смешивается с водой в любых соотношениях и в растворе ведет себя как слабое двухкислотное основание, образуя два ряда солей.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3×10 -7 ;
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5×10 -15 ;
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
хлорид гидрозония дихлорид дигидрозония
Гидразин сильнейший восстановитель:
4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
Гидразин и его производные широко применяются в качестве ракетного топлива.
Гидроксиламин - NH 2 OH - основное неорганическое соединение азота в степени окисления -1.
Гидроксиламин - бесцветное кристаллическое вещество (т.пл. 33 °С), хорошо растворимое в воде, в которой проявляет свойства слабого основания.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
Получают гидроксиламин восстановлением азотной кислоты водородом в момент выделения при электролизе:
HNO 3 + 6[H] = NH 2 OH + 2H 2 O
Атом азота в молекуле NH 2 OН проявляет промежуточную степень окисления (между -3 и +5) поэтому гидроксиламин может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя:
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O
восстановитель
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
окислитель
Положительные степени окисления азот проявляет в оксидах, а также кислородсодержащих кислотах и их солях.
Оксид азота(I ) - N 2 O(закись азота, веселящий газ). Строение его молекулы можно передать резонансом двух валентных схем, которые показывают, что рассматривать это соединение как оксид азота(I) можно только формально, реально это оксонитрид азота(V) - ON +5 N -3 .
N 2 O - бесцветный газ со слабым приятным запахом. В малых концентрациях вызывает приступы безудержного веселья, в больших дозах оказывает общее анестезирующее действие. Смесь закиси азота (80%) и кислорода (20%) используется в медицине для наркоза.
В лабораторных условиях оксид азота(I) можно получить разложением нитрата аммония:
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
N 2 O, полученный данным методом, содержит примеси высших оксидов азота, которые чрезвычайно токсичны!
По химическим свойствам оксид азота(I) типичный несолеобразующий оксид, с водой, кислотами и щелочами не реагирует. При нагревании разлагается с образованием кислорода и азота. По этой причине N 2 O может выступать в роли окислителя, например:
N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O
Оксид азота(II) - NO - бесцветный газ, чрезвычайно токсичен. На воздухе быстро окисляется кислородом с образованием не менее токсичного оксида азота(IV). В промышленности NO получают, пропуская воздух через электрическую дугу (3000-4000 °С).
Лабораторным методом получения оксида азота(II) является взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой.
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Оксид азота(II) - несолеобразующий оксид, сильный восстановитель, легко реагирует с кислородом и галогенами.
2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
хлористый нитрозил
В то же время, при взаимодействии с сильными восстановителями NO выполняет функцию окислителя:
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O
Оксид азота(III) - N 2 O 3 - жидкость интенсивно синего цвета (т.кр. - 100 °С). Устойчив только в жидком и твердом состоянии при низких температурах. По-видимому, существует в двух формах:
Получают оксид азота(III) совместной конденсацией паров NO и NO 2 . В жидкости и в парах диссоциирует.
NO 2 + NO N 2 O 3
По свойствам типичный кислотный оксид. Реагирует с водой, образуя азотистую кислоту, с щелочами образует соли - нитриты.
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2
N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
Азотистая кислота - кислота средней силы (K a = 1×10 -4). В чистом виде не выделена, в растворах существует в двух таутомерных формах (таутомеры - изомеры, находящиеся в динамическом равновесии.)
нитрито-форма нитро-форма
Соли азотистой кислоты устойчивы. Нитрит-анион проявляет ярко выраженную окислительно-восстановительную двойственность. В зависимости от условий он может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя, например:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
окислитель
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
восстановитель
Азотистая кислота и нитриты склонны к диспропорционированию:
3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
Оксид азота(IV) - NO 2 - бурый газ, с резким неприятным запахом, чрезвычайно токсичен! В промышленности NO 2 получают окислением NO. Лабораторным методом получения NO 2 является взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой, а также термическое разложение нитрата свинца.
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2
Молекула NO 2 имеет один неспаренный электрон и является стабильным свободным радикалом. Поэтому оксид азота легко димеризуется. Процесс обратим и очень чувствителен к температуре.
парамагнитен, диамагнитен,
бурый бесцветен
Диоксид азота - кислотный оксид, взаимодействует с водой, образуя смесь азотной и азотистой кислоты (смешанный ангидрид).
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
Оксид азота(V) - N 2 O 5 - белое кристаллическое вещество. Получается дегидратацией азотной кислоты или окислением оксида азота(IV) озоном:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
В кристаллическом состоянии N 2 O 5 имеет солеподобное строение - + - , в парах (т.возг. 33 °С) - молекулярное.
N 2 O 5 - кислотный оксид - ангидрид азотной кислоты:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
Азотная кислота - HNO 3 - бесцветная жидкость с температурой кипения 84,1 °С, при нагревании и на свету разлагается.
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Примеси диоксида азота придают концентрированной азотной кислоте желто-бурую окраску. С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях и является одной из сильнейших минеральных кислот, в растворе нацело диссоциирует:
Азотная кислота - один из сильнейших окислителей. Глубина ее восстановления зависит от многих факторов: концентрация, температура, восстановитель. Обычно при окислении азотной кислотой образуется смесь продуктов восстановления:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Превалирующим продуктом окисления концентрированной азотной кислотой неметаллов и неактивных металлов является оксид азота(IV):
I 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо и алюминий. Алюминий пассивируется даже разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота любой концентрации не действует на золото, платину, тантал, родий и иридий. Золото и платина растворяется в царской водке - смесь концентрированной азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3:
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
Сильное окисляющее действие царской водки обусловлено образование атомарного хлора при распаде хлористого нитрозила - продукта взаимодействия азотной кислоты с хлороводородом.
HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O
NOCl = NO + Cl×
Эффективным растворителем малоактивных металлов является смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами восстанавливается преимущественно до оксида азота(II), например:
3P + 5HNO 3 (разб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO
3Pb + 8HNO 3 (разб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3 , например,
4Zn + 10HNO 3 (разб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Соли азотной кислоты - нитраты хорошо растворимы в воде, термически неустойчивы. Разложение нитратов активных металлов (исключая литий), стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее магния, приводит к образованию нитритов.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
При разложении нитратов лития, магния, а также нитратов металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов правее магния, вплоть до меди, выделяется смесь оксида азота(IV) и кислорода.
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Нитраты металлов, расположенных в конце ряда активности, разлагаются до свободного металла:
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Нитраты натрия, калия и аммония широко используются для производства пороха и взрывчатых веществ, а также в качестве азотных удобрений (селитры). В качестве удобрений используют также сульфат аммония, аммиачную воду и карбамид (мочевину) - полный амид угольной кислоты H 2 N-C(O)-NH 2 . Основная масса азотной кислоты идет на производство удобрений и взрывчатых веществ.
Получают азотную кислоту в промышленности контактным или дуговым способом, которые отличаются первой стадией - получением оксида азота(II). Дуговой способ основан на получении NO при пропускании воздуха через электрическую дугу. В контактном способе NO получают окислением аммиака кислородом на платиновом катализаторе. Далее оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV) кислородом воздуха. Растворяя NO 2 в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту с концентрацией 60-65%.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
При необходимости азотную кислоту концентрируют перегонкой с концентрированной серной кислотой. В лаборатории концентрированную азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия при нагревании.
NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaHSO 4