L'état d'oxydation de hno3 est égal. Méthode de balance électronique dans une présentation accessible. L'interaction des métaux avec l'acide sulfurique

A.H2S B.SO3 C.H2SO3

2. L'état d'oxydation du carbone dans le carbonate de calcium est :
A. -4 B.+2 C.+4

3. Une substance dans laquelle l'état d'oxydation du phosphore est nul :
A.P4 B.PH3 C.P2O5

4. Redox est une réaction dont l'équation est :
A.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O B.H2+Cl2=2HCl C.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Un agent oxydant dans une réaction chimique, CuO+H2=Cu+H2O est :
A.H20 B.Cu2+ C.O2- D.Cu0

6. L'état d'oxydation du chlore décroît dans la série :
A.Cl2– HCl–HClO B.NaCl–Cl2–KClO3 C.HClO4–NaClO2–BaCl2

7. Le processus de transition, dont le schéma N-3→N+2 est :
Une reprise
B. Oxydation
B. Pas un processus redox.

8. Dans l'équation de réaction S + O2 → SO2, le nombre d'électrons cédés par l'agent oxydant est :
A.2 B.4 C.6

9. Le phosphore à l'état d'oxydation 0 peut être :
A.Seul réducteur
B. Oxydant uniquement
B. Agent oxydant et réducteur

10. Une substance simple est un non-métal avec les propriétés oxydantes les plus fortes :
A.Br2
B.Cl2
B. F2

Partie B.
11. Écrivez les formules pour l'oxyde nitrique (III) et l'oxyde nitrique (V)

12. Disposez les coefficients dans le schéma de réaction en utilisant la méthode de la balance électronique :
Ca + O2 = CaO
Nommez les processus d'oxydation et de réduction, et indiquez l'agent oxydant et l'agent réducteur.

13. Classez les formules des composés chimiques: CH4, CO2, CO - par ordre décroissant d'états d'oxydation des atomes de carbone.

14. Selon le schéma Cu + 2 + 2ē → Cu0, créez une équation pour une réaction chimique et considérez-la du point de vue de l'OVR.

15. Complétez la phrase : "La restauration, c'est ..."

1) additionner les équations de réaction, indiquer les états d'oxydation des éléments et agencer les coefficients selon la méthode de la balance électronique : Ca + O2 ->, N2 + H2 ->. 2)

déterminer l'état d'oxydation de chaque élément, arranger les coefficients en utilisant la méthode de la balance électronique : KCIO3 + S -> KCI + SO2. 3) Veuillez déterminer l'état d'oxydation du soufre dans les composés suivants : H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 vers les atomes de quel élément chimique les paires d'électrons communes se déplacent-elles dans les molécules des composés suivants : H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2 ? merci de donner une réponse valable ! 5) dites-moi, les états d'oxydation des atomes changent-ils lorsque l'eau se forme à partir d'hydrogène et d'oxygène ? 6) écrire les équations de dissociation électrolytique : nitrate de cuivre, acide hydrochlorique s, sulfate d'aluminium, hydroxyde de baryum, sulfate de zinc. 7) veuillez écrire les équations moléculaires et ioniques des réactions entre les solutions : hydroxyde de lithium et acide nitrique, nitrate de cuivre et hydroxyde de sodium, carbonate de potassium et acide phosphorique. 8) dans l'interaction de solutions de quelles substances, l'un des produits de réaction est l'eau ? K2CO3 et HCI : Ca(OH)2 et HNO3 : NaOH et H2SO4 : NaNO3 et H2SO4 ? Veuillez écrire les équations de réaction dans les formules moléculaires et ioniques. 9) Parmi les sels suivants, lesquels subissent une hydrolyse lorsqu'ils sont dissous dans l'eau : chlorure d'aluminium, sulfure de potassium, chlorure de sodium ? Ecrire les équations de l'hydrolyse.

Dans des conditions normales, l'acide nitrique est un liquide incolore (densité 1,52 g/cm 3 ), bouillant à 82,6 o C et à une température (-41,6 o C) se solidifiant en une masse cristalline transparente. Formule brute - HNO 3 . Masse molaire - 93 g/mol. La structure de la molécule d'acide nitrique est illustrée à la fig. une.

L'acide nitrique est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. C'est un électrolyte fort, c'est-à-dire en solution aqueuse se dissocie presque complètement en ions. Dans OVR, il agit comme un agent oxydant.

Riz. 1. La structure de la molécule d'acide nitrique, indiquant les angles de liaison entre les liaisons et les longueurs des liaisons chimiques.

HNO3, états d'oxydation des éléments qu'il contient

Pour déterminer les états d'oxydation des éléments qui composent l'acide nitrique, vous devez d'abord déterminer pour quels éléments cette valeur est exactement connue.

Les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène dans la composition des acides inorganiques sont toujours égaux à (+1) et (-2), respectivement. Pour trouver l'état d'oxydation de l'azote, prenons sa valeur en "x" et déterminons-le à l'aide de l'équation d'électroneutralité :

(+1) + x + 3×(-2) = 0 ;

1 + x - 6 = 0 ;

Ainsi, le degré d'oxydation de l'azote dans l'acide nitrique est (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Composés avec un état d'oxydation de -3. Les composés azotés à l'état d'oxydation -3 sont représentés par l'ammoniac et les nitrures métalliques.

Ammoniac- NH 3 est un gaz incolore avec une odeur piquante caractéristique. La molécule d'ammoniac a la géométrie d'une pyramide trigonale avec un atome d'azote au sommet. Les orbitales atomiques de l'azote sont dans sp 3- état hybride. Trois orbitales sont impliquées dans la formation de liaisons azote-hydrogène, et la quatrième orbitale contient une paire d'électrons non partagée, la molécule a une forme pyramidale. L'action répulsive de la seule paire d'électrons provoque une diminution de l'angle de liaison des 109,5 à 107,3° attendus.

À -33,4 °C, l'ammoniac se condense pour former un liquide à très haute chaleur de vaporisation, ce qui lui permet d'être utilisé comme réfrigérant dans les systèmes de réfrigération industriels.

La présence d'une paire d'électrons non partagés au niveau de l'atome d'azote lui permet de former une autre liaison covalente selon le mécanisme donneur-accepteur. Ainsi, dans un environnement acide, la formation du cation ammonium moléculaire - NH 4 + se produit. La formation d'une quatrième liaison covalente conduit à l'alignement des angles de liaison (109,5°) en raison de la répulsion uniforme des atomes d'hydrogène.

L'ammoniac liquide est un bon solvant auto-ionisant :

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

anion amide

Il dissout les métaux alcalins et alcalino-terreux, formant des solutions conductrices colorées. En présence d'un catalyseur (FeCl 3 ), le métal dissous réagit avec l'ammoniac pour libérer de l'hydrogène et former un amide, par exemple :

2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2

amide de sodium

L'ammoniac est très soluble dans l'eau (à 20 °C, environ 700 volumes d'ammoniac se dissolvent dans un volume d'eau). En solution aqueuse, il présente les propriétés d'une base faible.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 10 -5

Dans une atmosphère d'oxygène, l'ammoniac brûle avec formation d'azote ; sur un catalyseur au platine, l'ammoniac est oxydé en monoxyde d'azote (II) :

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

En tant que base, l'ammoniac réagit avec les acides pour former des sels du cation ammonium, par exemple :

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Les sels d'ammonium sont très solubles dans l'eau et légèrement hydrolysés. A l'état cristallin, ils sont thermiquement instables. La composition des produits de thermolyse dépend des propriétés de l'acide formant le sel :

NH 4 Cl® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Sous l'action des alcalis sur les solutions aqueuses de sels d'ammonium, de l'ammoniac est libéré lors du chauffage, ce qui permet d'utiliser cette réaction comme une réaction qualitative pour les sels d'ammonium et comme méthode de laboratoire pour obtenir de l'ammoniac.

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

Dans l'industrie, l'ammoniac est obtenu par synthèse directe.

N 2 + 3H 2 2NH 3

La réaction étant hautement réversible, la synthèse est réalisée à haute pression (jusqu'à 100 MPa). Pour accélérer le procédé, le procédé est réalisé en présence d'un catalyseur (fer spongieux favorisé par des additifs) et à une température d'environ 500°C.

nitrure se forment à la suite des réactions de nombreux métaux et non-métaux avec l'azote. Les propriétés des nitrures changent naturellement au cours d'une période. Par exemple, pour les éléments de la troisième période :

Les nitrures d'éléments s des groupes I et II sont des substances cristallines semblables à des sels qui sont facilement décomposées par l'eau pour former de l'ammoniac.

Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3

Parmi les nitrures d'halogène à l'état libre, seul Cl 3 N a été isolé, le caractère acide se manifeste dans la réaction avec l'eau :

Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + NH 3

L'interaction de nitrures de nature différente conduit à la formation de nitrures mixtes :

Li 3 N + AIN \u003d Li 3 AIN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

nitridoaluminate de lithium nitridogermanate(IV) de lithium

Les nitrures BN, AIN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sont des substances polymères solides à haut point de fusion (2000-3000°C), ce sont des semi-conducteurs ou des diélectriques. Les nitrures de d-métaux - composés cristallins de composition variable (bertolides), très durs, réfractaires et chimiquement stables, présentent des propriétés métalliques : éclat métallique, conductivité électrique.

Composés avec un état d'oxydation de -2. Hydrazine - N 2 H 4 - le composé azoté inorganique le plus important à l'état d'oxydation -2.

L'hydrazine est un liquide incolore avec un point d'ébullition de 113,5 °C, fumant dans l'air. Les vapeurs d'hydrazine sont extrêmement toxiques et forment des mélanges explosifs avec l'air. L'hydrazine est obtenue en oxydant l'ammoniac avec de l'hypochlorite de sodium :

2N -3 H 3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

L'hydrazine est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et se comporte en solution comme une base diacide faible, formant deux séries de sels.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 x 10 -7 ;

cation hydrosonium

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 x 10 -15 ;

cation dihydrosonium

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

chlorure d'hydrosonium dichlorure de dihydrosonium

L'hydrazine est l'agent réducteur le plus puissant :

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

La diméthylhydrazine asymétrique (heptyle) est largement utilisée comme carburant de fusée.

Composés avec un état d'oxydation de -1. Hydroxylamine - NH 2 OH - le principal composé azoté inorganique à l'état d'oxydation -1.

L'hydroxylamine est obtenue en réduisant l'acide nitrique avec de l'hydrogène au moment de l'isolement lors de l'électrolyse :

HNO 3 + 6H \u003d NH 2 OH + 2H 2 O

Il s'agit d'une substance cristalline incolore (pf 33°C), très soluble dans l'eau, dans laquelle elle présente les propriétés d'une base faible. Avec les acides, il donne des sels d'hydroxylammonium - des substances incolores stables solubles dans l'eau.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

ion hydroxylammonium

L'atome d'azote de la molécule NH 2 OH présente un état d'oxydation intermédiaire (entre -3 et +5), l'hydroxylamine peut donc agir à la fois comme agent réducteur et comme agent oxydant :

2N-1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

agent réducteur

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

agent d'oxydation

NH 2 OH se décompose facilement lorsqu'il est chauffé, subissant une dismutation :

3N -1 H 2 OH \u003d N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Composés avec un état d'oxydation de +1. Monoxyde d'azote (I) - N 2 O (protoxyde d'azote, gaz hilarant). La structure de sa molécule peut être véhiculée par la résonance de deux schémas de valence, qui montrent que ce composé ne peut être considéré comme du monoxyde d'azote (I) que formellement, en réalité il s'agit d'oxynitrure d'azote (V) - ON +5 N -3.

Le N 2 O est un gaz incolore avec une légère odeur agréable. À petites concentrations, il provoque des accès de joie débridée, à fortes doses, il a un effet anesthésiant général. Un mélange de protoxyde d'azote (80%) et d'oxygène (20%) était utilisé en médecine pour l'anesthésie.

Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde nitrique (I) peut être obtenu par décomposition du nitrate d'ammonium. Le N 2 O obtenu par cette méthode contient des impuretés d'oxydes d'azote supérieurs, qui sont extrêmement toxiques !

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Par propriétés chimiques l'oxyde nitrique (I) est un oxyde typique ne formant pas de sel, il ne réagit pas avec l'eau, les acides et les alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose pour former de l'oxygène et de l'azote. Pour cette raison, le N 2 O peut jouer le rôle d'agent oxydant, par exemple :

N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O

Composés avec un état d'oxydation de +2. Oxyde nitrique (II) - NO - gaz incolore, extrêmement toxique. Dans l'air, il est rapidement oxydé par l'oxygène pour former du monoxyde d'azote (IV) non moins toxique. Dans l'industrie, le NO est produit par oxydation de l'ammoniac sur un catalyseur au platine ou par passage d'air dans un arc électrique (3000-4000 °C).

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

Une méthode de laboratoire pour obtenir de l'oxyde nitrique (II) est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique dilué.

3Cu + 8HNO 3 (diff.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

L'oxyde nitrique (II) est un oxyde non salifiant, un agent réducteur puissant, qui réagit facilement avec l'oxygène et les halogènes.

2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

chlorure de nitrosyle

Dans le même temps, lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, le NO agit comme un agent oxydant :

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Composés avec un état d'oxydation de +3. Monoxyde d'azote (III) - N 2 O 3 - un liquide intensément bleu (t.cr. -100 ° C). Stable uniquement à l'état liquide et solide à basse température. Il semble exister sous deux formes :

Le monoxyde d'azote(III) est obtenu par co-condensation des vapeurs de NO et de NO 2 . Se dissocie dans les liquides et les vapeurs.

NON 2 + NON N 2 O 3

Propriétés typiques oxyde d'acide. Il réagit avec l'eau, formant de l'acide nitreux, avec des alcalis forme des sels - nitrites.

N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O

Acide nitreux- acide de force moyenne (K a = 1×10 -4). Il n'a pas été isolé sous sa forme pure, en solution il existe sous deux formes tautomères (les tautomères sont des isomères en équilibre dynamique).

forme nitrite forme nitro

Les sels d'acide nitreux sont stables. L'anion nitrite présente une dualité redox prononcée. Selon les conditions, il peut remplir à la fois la fonction d'agent oxydant et la fonction d'agent réducteur, par exemple :

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

agent d'oxydation

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

agent réducteur

L'acide nitreux et les nitrites sont sujets à la dismutation :

3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Composés avec un état d'oxydation de +4. Oxyde nitrique (IV) - NO 2 - gaz brun, avec une forte odeur désagréable. Extrêmement toxique ! Dans l'industrie, le NO 2 est produit par l'oxydation du NO. La méthode de laboratoire pour obtenir du NO 2 est l'interaction du cuivre avec de l'acide nitrique concentré, ainsi que la décomposition thermique du nitrate de plomb.

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

La molécule de NO 2 possède un électron non apparié et est un radical libre stable, de sorte que l'oxyde nitrique se dimérise facilement.

Le processus de dimérisation est réversible et très sensible à la température :

paramagnétique, diamagnétique,

marron incolore

Le dioxyde d'azote est un oxyde acide qui réagit avec l'eau pour former un mélange d'acide nitrique et nitreux (anhydride mixte).

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Composés avec un état d'oxydation de +5. Monoxyde d'azote (V) - N 2 O 5 - substance cristalline blanche. Obtenu par déshydratation de l'acide nitrique ou oxydation du monoxyde d'azote (IV) avec de l'ozone :

2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

À l'état cristallin, N 2 O 5 a une structure semblable à un sel - + -, en vapeur (t. vozg. 33 ° C) - moléculaire.

N 2 O 5 - oxyde d'acide - anhydride d'acide nitrique :

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Acide nitrique- HNO 3 - un liquide incolore avec un point d'ébullition de 84,1 ° C, se décompose lorsqu'il est chauffé et à la lumière.

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Les impuretés du dioxyde d'azote donnent à l'acide nitrique concentré une couleur jaune-brun. L'acide nitrique est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport et est l'un des acides minéraux les plus forts; il se dissocie complètement en solution.

La structure de la molécule d'acide nitrique est décrite par les formules structurales suivantes :

Les difficultés d'écriture de la formule structurelle de HNO 3 sont dues au fait que, montrant dans ce composé l'état d'oxydation +5, l'azote, en tant qu'élément de la deuxième période, ne peut former que quatre liaisons covalentes.

L'acide nitrique est l'un des agents oxydants les plus puissants. La profondeur de sa récupération dépend de nombreux facteurs : concentration, température, agent réducteur. Habituellement, lorsqu'il est oxydé avec de l'acide nitrique, un mélange de produits de réduction se forme :

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Le produit prédominant de l'oxydation des non-métaux et des métaux inactifs avec de l'acide nitrique concentré est l'oxyde nitrique (IV) :

I 2 + 10HNO 3 (conc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

Pb + 4HNO 3 (conc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

L'acide nitrique concentré passive le fer et l'aluminium. L'aluminium est passivé même avec de l'acide nitrique dilué. L'acide nitrique, quelle que soit sa concentration, n'affecte pas l'or, le platine, le tantale, le rhodium et l'iridium. L'or et le platine sont dissous dans de l'eau régale - un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique concentrés dans un rapport de 1: 3.

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Le fort effet oxydant de l'eau régale est dû à la formation de chlore atomique lors de la décomposition du chlorure de nitrosyle, produit de l'interaction de l'acide nitrique avec le chlorure d'hydrogène.

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Un solvant efficace pour les métaux peu actifs est un mélange d'acides nitrique et fluorhydrique concentrés.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

L'acide nitrique dilué, lorsqu'il interagit avec des non-métaux et des métaux peu actifs, est réduit principalement en oxyde nitrique (II), par exemple :

3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Les métaux actifs réduisent l'acide nitrique dilué en N 2 O, N 2 ou NH 4 NO 3, par exemple,

4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

La majeure partie de l'acide nitrique sert à la production d'engrais et explosifs.

L'acide nitrique est produit industriellement par la méthode par contact ou à l'arc, qui diffère par la première étape - la production d'oxyde nitrique (II). La méthode à l'arc est basée sur la production de NO en faisant passer de l'air à travers un arc électrique. Dans le processus de contact, le NO est produit par l'oxydation de l'ammoniac avec de l'oxygène sur un catalyseur au platine. Ensuite, l'oxyde nitrique (II) est oxydé en oxyde nitrique (IV) par l'oxygène atmosphérique. En dissolvant du NO 2 dans de l'eau en présence d'oxygène, on obtient de l'acide nitrique à une concentration de 60 à 65 %.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Si nécessaire, l'acide nitrique est concentré par distillation avec de l'acide sulfurique concentré. En laboratoire, l'acide nitrique à 100 % peut être obtenu par action de l'acide sulfurique concentré sur le nitrate de sodium cristallin lorsqu'il est chauffé.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (conc) = HNO 3 + NaHSO 4

Sels d'acide nitrique- nitrates - très solubles dans l'eau, thermiquement instables. La décomposition des nitrates de métaux actifs (hors lithium), qui sont dans la série des potentiels d'électrode standard à gauche du magnésium, conduit à la formation de nitrites. Par example:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Lors de la décomposition des nitrates de lithium et de magnésium, ainsi que des nitrates métalliques situés dans la série des potentiels d'électrode standard à droite du magnésium, jusqu'au cuivre, un mélange d'oxyde nitrique (IV) et d'oxygène est libéré. Par example:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

Les nitrates de métaux situés en fin de série d'activité se décomposent en métal libre :

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Les nitrates de sodium, de potassium et d'ammonium sont largement utilisés pour la production de poudre à canon et d'explosifs, ainsi que d'engrais azotés (salpêtre). Le sulfate d'ammonium, l'eau ammoniacale et le carbamide (urée) - amide d'acide carbonique complet sont également utilisés comme engrais :

Azoture d'hydrogène(dinitridonitrate) - HN 3 (HNN 2) - un liquide volatil incolore (pf -80 ° C, point d'ébullition 37 ° C) avec une odeur piquante. L'atome d'azote central est en hybridation sp, l'état d'oxydation est +5, les atomes qui lui sont adjacents ont un état d'oxydation de -3. Structure de la molécule :

Une solution aqueuse de HN 3 - acide nitreux a une concentration proche de l'acide acétique, K a \u003d 2,6 × 10 -5. Stable dans les solutions diluées. Il est obtenu par l'interaction de l'hydrazine et de l'acide nitreux :

N 2 H 4 + HNO 2 \u003d HN 3 + 2H 2 O

En termes de propriétés oxydantes, HN 3 (HN + 5 N 2) ressemble à l'acide nitrique. Ainsi, si l'interaction d'un métal avec l'acide nitrique produit de l'oxyde nitrique (II) et de l'eau, alors avec de l'acide hydrazoïque - de l'azote et de l'ammoniac. Par example,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Un mélange de HN 3 et de HCl se comporte comme de l'eau régale. Sels d'acide nitreux - azides. Seuls les azotures sont relativement stables métaux alcalins, à des températures > 300 °C, ils sont détruits sans explosion. Le reste se désintègre avec une explosion lors d'un impact ou d'un échauffement. L'azide de plomb est utilisé dans la production de détonateurs :

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Le produit de départ pour la production d'azotures est le NaN 3, qui se forme à la suite de la réaction de l'amide de sodium et de l'oxyde nitrique (I) :

NaNH 2 + N 2 O \u003d NaN 3 + H 2 O

4.2 Phosphore

Le phosphore est représenté dans la nature par un isotope - 31 P, le clarke du phosphore est de 0,05 mol.%. Il se présente sous la forme de minéraux phosphatés: Ca 3 (PO 4) 2 - phosphorite, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatites. Il fait partie des os et des dents des animaux et des humains, ainsi que de la composition des acides nucléiques (ADN et ARN) et des acides adénosine phosphorique (ATP, ADP et AMP).

Le phosphore est obtenu par réduction du phosphorite avec du coke en présence de dioxyde de silicium.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Une substance simple - le phosphore - forme plusieurs modifications allotropiques, dont les principales sont le phosphore blanc, rouge et noir. Le phosphore blanc se forme lors de la condensation de la vapeur de phosphore et est une substance cireuse blanche (pf 44°C), insoluble dans l'eau, soluble dans certains solvants organiques. Le phosphore blanc a une structure moléculaire et est constitué de molécules tétraédriques P 4 .

Force de liaison (valence Angle P-P-P n'est que de 60°) provoque une forte réactivité et toxicité du phosphore blanc (dose létale d'environ 0,1 g). Le phosphore blanc étant très soluble dans les graisses, le lait ne peut pas être utilisé comme antidote en cas d'empoisonnement. Dans l'air, le phosphore blanc s'enflamme spontanément, il est donc stocké dans un récipient chimique hermétiquement fermé sous une couche d'eau.

Le phosphore rouge a une structure polymère. Il est obtenu en chauffant du phosphore blanc ou en l'irradiant avec de la lumière. Contrairement au phosphore blanc, il est légèrement réactif et non toxique. Cependant, les quantités résiduelles de phosphore blanc peuvent rendre le phosphore rouge toxique !

Le phosphore noir est obtenu en chauffant du phosphore blanc sous une pression de 120 000 atm. Il a une structure polymère, possède des propriétés semi-conductrices, est chimiquement stable et non toxique.

Propriétés chimiques. Le phosphore blanc est spontanément oxydé par l'oxygène atmosphérique à température ambiante (l'oxydation du phosphore rouge et noir se produit lorsqu'il est chauffé). La réaction se déroule en deux étapes et s'accompagne d'une luminescence (chimiluminescence).

2P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 \u003d P 2 O 5

Le phosphore réagit également par étapes avec le soufre et les halogènes.

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Lors de l'interaction avec des métaux actifs, le phosphore agit comme un agent oxydant, formant des phosphures - composés du phosphore à l'état d'oxydation -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Les acides oxydants (acides nitrique et sulfurique concentré) oxydent le phosphore en acide phosphorique.

P + 5HNO 3 (concentré) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Lors de l'ébullition avec des solutions alcalines, le phosphore blanc se disproportionne :

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

phosphine hypophosphite de potassium