4hno3 4no2 o2 2h2o что за реакция

Азотная кислота: получение и химические свойства

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

Химические свойства

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃ не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):

HNO₃ + 3HCl + Au → AuCl₃ + NO + 2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃ обычно восстанавливается до NO или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

При нагревании до серной кислоты:

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Источник

Оксид азота IV: получение и химические свойства

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO₂ характерна высокая химическая активность.

Способы получения

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (II) кислородом или озоном:

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Химические свойства

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃ и NO:

При нагревании выделяется кислород:

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4. Оксид азота (IV) димеризуется :

Источник

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

3. Химические свойства соединений азота с точки зрения изменения степеней окисления

Аммиак в реакциях, как правило, окисляется до азота:

8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl (в атмосфере хлора)

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 6H₂O

2NH₄Cl + 4CuO → 3Cu + N₂ + CuCl₂ + 4H₂O

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O (t)

2NH₃ + 2K₂FeO₄ + 5H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + N₂ + 2K₂SO₄ + 8H₂O

8NH₃ + 3KBrO₄ → 3KBr + 4N₂ + 12H₂O

2NH₃ + 3KClO → 3KCl + N₂ + 3H₂O

4NH₃ + 3Ca(ClO)₂ → 3CaCl₂ + 2N₂ + 6H₂O

2NH₃ + 2NaMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2NaOH + 2H₂O

2NH₃ + 6NaMnO₄ + 6NaOH → 6Na₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O

2NH₃×H₂O + 2KMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 4H₂O

Чтобы легко запомнить следующие реакции, нужно помнить, что нитрат аммония разлагается при нагревании на оксид азота (I) и воду

Cl + K → + KCl +

А также нужно помнить термическое разложение нитрита аммония на азот и воду (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O):

Cl + Na → + NaCl + 2

Реакции термического разложения нитрата и нитрита аммония также часто встречаются на экзамене.

В присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II), а не простого вещества:

4NH₃ + 5O₂ → 2NO + 6H₂O (t, Pt)

Нитриды (и для аналогии фосфиды) активных металлов легко реагируют с водой и растворами кислот:

Mg₃N₂ + H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

Na₃N + H₂O → NaOH + NH₃

Ca₃P₂ + ­­6H₂O → 3Ca(OH)₂ +2PH₃

2. В реакциях с кислотами образуются соли (в случае нитридов) или фосфин (в случае фосфидов):

Zn₃P₂ + 6HCl → 3ZnCl₂ + 2PH₃

Азотная кислота

Чем более разбавленной является кислота, тем более сильным окислителем она является.

Изменение степени окисления азота в реакциях с сильным восстановителем:

N +5 + 8e → N –3 (NH₃ или NH₄NO₃) очень разбавленная HNO₃

N +5 + 5e → N 0 (N₂) разбавленная HNO₃

N +5 + 4e → N +1 (N₂O) разбавленная HNO₃, концентрированная

Изменение степени окисления азота в реакциях со слабым восстановителем:

N +5 + 3e → N +2 (NO) разбавленная HNO₃

N +5 + 1e → N +4 (NO₂) концентрированная HNO₃

Восстановители:

10HNO₃(разб.) + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O (возможно образование N₂)

С неметаллами образуются соответствующие кислоты:

10HNO₃(конц.) + I₂ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O (t) (из галогенов реакция идет только с йодом)

8HNO₃(к) + H₂S → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

8HNO₃(к) + Na₂S → Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

4HNO₃(конц.) + CuS → Cu(NO₃)₂ + S + 2NO₂ + 2H₂O

8HNO₃ + Cu₂S → 2Cu(NO₃)₂ + S + 4NO₂ + 4H₂O

12HNO₃ + Cu₂S → CuSO₄ + Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

16HNO₃(к) + Mg₃P₂ → Mg₃(PO₄)₂ + 16NO₂ + 8H₂O

16HNO₃(к) + Ca(HS)₂ → H₂SO₄ + CaSO₄ + 16NO₂ + 8H₂O

8HNO₃(к) + AlP&nbsp → AlPO₄ + 8NO₂­ + 4H₂O

В избытке кислоты фосфат алюминия (см. предыдущую реакцию) растворяется:

11HNO₃(к, изб.) + AlP → H₃PO₄ + Al(NO₃)₃ + 8NO₂ + 4H₂O

Окисляем металл соли или оксида:

10HNO₃(к) + Fe₃O₄ → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

4HNO₃(к) + FeO → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

HNO₃(к) + FeSO₄ → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + H₂SO₄ + H₂O

4HNO₃(к) + CrCl₂ → Cr(NO₃)₃ + NO₂ + 2HCl + H₂O (ионы Cl – азотная кислота окислить не может)

Одновременное окисление катиона и аниона:

14HNO₃(к) + Cu₂S → H₂SO₄ + 2Cu(NO₃)₂ + 10NO₂ + 6H₂O

Нитраты

С металлами (Al, Zn, Mg) нитраты восстанавливаются до аммиака:

3NaNO₃ + 8Al + 5NaOH +18H₂O → 3NH₃ + 8Na[Al(OH)₄]

NaNO₃ + 4Zn + 7NaOH + 6H₂O → NH₃ + 4Na₂[Zn(OH)₄]

KNO₃ + 4Mg + 6H₂O → NH₃ + 4Mg(OH)₂ + KOH

При сплавлении в щелочной среде нитраты восстанавливаются до нитритов:

KNO₃ + MnO₂ + K₂CO₃ → KNO₂ + K₂MnO₄ + CO₂

Неметаллами нитраты восстанавливаются до азота либо нитрита:

С солями аммония, по сути, идет разложение нитрата аммония:

KNO₃ + NH₄Cl → N₂O + KCl + 2H₂O (NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O)

В случае нитрата слабого металла именно метал будет окислителем, а не азот:

Термическое разложение нитратов:

MNO₃ → MNO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li.

MNO₃ → MO + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.

MNO₃ → M + NO₂ + O₂ M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu.

Нитриты

Сильными окислителями нитриты окисляются до нитратов:

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

С восстановителями нитриты восстанавливаются до N₂ или NO:

1) С солями аммония, по сути, идет разложение нитрита аммония:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂ + NaCl + 2H₂O (NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O)

Ca(NO₂)₂ + (NH₄)₂SO₄ → 2N₂ + CaSO₄ + 4H₂O

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O.

2_properties» name=»NO₂_properties»>Оксиды азота

Оксид азота (IV), как правило, восстанавливается до NO или N₂:

10NO₂ + 4P → P₂O₅ + 10NO (возможно образование N₂)

2NO₂ + 4Cu → N₂ + 4CuO

Оксид азота (IV) диспропорционирует в реакциях с водой и растворами щелочей и карбонатов щелочных металлов:

Т.к. оксиду NO₂ соответствуют две кислоты, при взаимодействии с щелочью или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла:

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO (растворение газа в воде в отсутствии кислорода)

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 :

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ (растворение в избытке кислорода)

Оксид азота (II), как правило, окисляется до N +5 :

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO₃ + 3KCl + H₂O

8NO + 3HClO₄ + 4H₂O → 8HNO₃ + 3HCl

14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O → 14HNO₃ + 3Br₂

2NO + O₂ → 2NO₂ (идет самопроизвольно на воздухе)

2NO + 2Cu → N₂ + 2CuO (500-600°C).

Как и все оксиды азота, N₂O является окислителем, способным окислять металлы:

N₂O + Cu → CuO + N₂

N₂O + Cu₂O → 2CuO + N₂.

Источник