Качественные реакции на азот. Качественные реакции на анионы

2.1. Качественные реакции на сульфид-анион S 2 - . Из сульфидов растворимы сульфиды только щелочных металлов и аммония. Нерастворимые сульфиды имеют специфическую окраску, по которым можно определить тот или иной сульфид.
Окраска:
MnS - телесный (розовый).
ZnS - белый.
PbS - черный.
Ag 2 S - черный.
CdS - лимонно-желтый.
SnS - шоколадный.
HgS (метакиноварь) - черный.
HgS (киноварь) - красный.
Sb 2 S 3 - оранжевый.
Bi 2 S 3 - черный.
Некоторые сульфиды при взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют токсичный газ сероводород H 2 S с неприятным запахом (тухлых яиц):
Na 2 S + 2HBr = 2NaBr + H 2 S
S 2- + 2H + = H 2 S

А некоторые устойчивы к разбавленным растворам HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HCOOH, CH 3 COOH - к примеру CuS, Cu 2 S, Ag 2 S, HgS, PbS, CdS, Sb 2 S 3 , SnS и некоторые другие. Но они переводятся в раствор конц. азотной кислотой при кипячении (Sb 2 S 3 и HgS растворяются тяжелее всего, причем последний гораздо быстрее растворится в царской водке):
CuS + 8HNO 3 =t= CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

Также сульфид-анион можно выявить, приливая раствор сульфида к бромной воде:
S 2- + Br 2 = S↓ + 2Br -
Образующаяся сера выпадает в осадок.

2.2. Качественная реакция на сульфат-анион SO 4 2- . Сульфат-анион обычно осаждают катионом свинца, либо бария:
Pb 2+ + SO 4 2- = PbSO 4 ↓

Ва 2+ + SO 4 2- = ВаSO 4 ↓
Осадки сульфата свинца и сульфата бария белого цвета.

2.3. Качественная реакция на силикат-анион SiO 3 2- . Силикат-анион легко осаждается из раствора в виде стекловидной массы при добавлении сильных кислот:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.4. Качественные реакции на хлорид-анион Cl - , бромид-анион Br - , иодид-анион I - смотрите в пункте «качественные реакции на катион серебра Ag + »

2.5. Качественная реакция на сульфит-анион SO 3 2- . При добавлении к раствору сильных кислот образуется диоксид серы SO 2 - газ с резким запахом (запах зажженной спички):
SO 3 2- + 2H + = SO 2 + H 2 O

2.6. Качественная реакция на карбонат-анион CO 3 2- . При добавлении к раствору карбоната сильных кислот образуется углекислый газ CO 2 , не поддерживающий горение, вызывающий помутнение известковой воды:
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

Са(ОН) 2 + CO 2 = СаСО 3 ↓ + H 2 O (при избытке CO 2 осадок растворяется с образованием гидрокарбоната СаСО 3 + CO 2 + H 2 O= Са(НСО 3) 2

2.7. Качественная реакция на тиосульфат-анион S 2 O 3 2- . При добавлении раствора серной или соляной кислоты к раствору тиосульфата образуется диоксид серы SO 2 и выпадает в осадок элементарная сера S:
S 2 O 3 2- + 2H + = S↓ + SO 2 + H2O

2.8. Качественная реакция на хромат-анион CrO 4 2- . При добавлении к раствору хромата раствора солей бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 , разлагающегося в сильнокислой среде:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
Растворы хроматов окрашены в желтый цвет. При подкислении раствора цвет изменится на оранжевый, отвечающий дихромат-аниону Cr 2 O 7 2- :
2CrO 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
Кроме того хроматы являются окислителями в щелочной и нейтральной средах (окислительные способности хуже, чем у дихроматов):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.9. Качественная реакция на дихромат-анион Cr 2 O 7 2- . При добавлении к раствору дихромата раствора соли серебра образуется осадок оранжевого цвета Ag 2 Cr 2 O 7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Растворы дихроматов окрашены в оранжевый цвет. При подщелачивании раствора окраска изменяется на желтую, отвечающую хромат-аниону CrO 4 2- :
Cr 2 O 7 2- + 2OH - = 2CrO 4 2- + H 2 O
Кроме того, дихроматы - сильные окислители в кислой среде. При внесении в подкисленный раствор дихромата какого-либо восстановителя окраска раствора изменится с оранжевого на зеленый, отвечающей катиону хрома (III) Сr 3+ (в качестве восстановителя бромид-анион):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
Эффектная качественная реакция на шестивалентный хром - темно-синее окрашивание раствора при добавлении конц. перекиси водорода в эфире. Образуется пероксид хрома состава CrO 5 .

2.10. Качественная реакция на перманганат-анион MnO 4 - . Перманганат-анион «выдает» темно-фиолетовая окраска раствора. Кроме того, перманганаты - сильнейшие окислители, в кислой среде восстанавливаются до Mn 2+ (фиолетовая окраска исчезает), в нейтральной - до Mn +4 (окраска исчезает, выпадает бурый осадок диоксида марганца MnO 2) и в щелочной - до MnO 4 2- (окраска раствора изменяется на темно-зеленый):
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
3SO 3 2- + 2MnO 4 - + H 2 O = 3SO 4 2- + 2MnO 2 ↓ + 2OH -
SO 3 2- + 2MnO 4 - + 2OH - = SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

2.11. Качественная реакция на манганат-анион MnO 4 2- . При подкислении раствора манганата темно-зеленая окраска изменяется на темно-фиолетовую, отвечающую перманганат-аниону MnO 4 - :
3K 2 MnO 4 (р.) + 4HCl(разб.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.12. Качественная реакция на фосфат-анион PO 4 3- . При добавлении к раствору фосфата раствора соли серебра выпадает желтоватый осадок фосфата серебра (I) Ag 3 PO 4:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Аналогична реакция и к дигидрофосфат-аниону H 2 PO 4 - .

2.13. Качественная реакция на феррат-анион FeO 4 2- . Осаждение из раствора феррата бария красного цвета (реакция проводится в среде щелочи):
Ba 2+ + FeO 4 2- =OH - = BaFeO 4 ↓
Ферраты - сильнейшие окислители (сильнее перманганатов). Устойчивы в щелочной среде, неустойчивы в кислой:
4FeO 4 2- + 20H + = 4Fe 3+ + 3O 2 + 10H 2 O

2.14. Качественная реакция на нитрат-анион NO 3 - . Нитраты в растворе не проявляют окислительных способностей. Но при подкислении раствора способны окислить, к примеру, медь (раствор подкисляют обычно разб. H 2 SO 4):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.15. Качественная реакция на гексацианноферрат (II) и (III) ионы 4- и 3- . При приливании растворов, содержащих Fe 2+ , образуется осадок темно-синего цвета (турнбулева синь, берлинская лазурь):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (при этом осадок состоит из смеси KFe(II), KFe(III), Fe 3 2 , Fe 4 3).

2.1.6. Качественная реакция на арсенат-анион AsO 4 3- . Образование нерастворимого в воде арсената серебра (I) Ag 3 AsO 4 , имеющего цвет «кофе с молоком»:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓

3. Качественные реакции на простые и сложные вещества. Некоторые простые и сложные вещества, как и ионы, обнаруживаются качественными реакциями.

3.1. Качественная реакция на водород H 2 . Характерный хлопок при поднесении горящей лучинки к источнику водорода.

3. 2. Качественная реакция на азот N 2 . Не поддерживает горение. При пропускании через раствор известковой воды осадок не выпадает.

3. 3. Качественная реакция на кислород O 2 . Яркое вспыхивание тлеющей лучинки в атмосфере кислорода.

3. 4. Качественная реакция на озон O 3 . Взаимодействие озона с раствором иодидов с выпадением кристаллического иода I 2 в осадок:
2KI + O 3 + H 2 O = 2KOH + I 2 ↓ + O 2
Кислород в данную реакцию не вступает.

3. 5. Качественная реакция на хлор Cl 2 . Хлор – газ желто-зеленого цвета с резким запахом. При взаимодействии недостатка хлора с растворами иодидов в осадок выпадает иод I 2:
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 ↓
Избыток хлора приведет к окислению образовавшегося иода:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl

3. 6. Качественные реакции на аммиак NH 3 . Примечание: данные реакции не дают в школьном курсе. Однако, это самые надежные качественные реакции на аммиак.
Почернение бумажки, смоченной в растворе соли ртути (I) Hg 2 + :
Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = Hg(NH 2)Cl + Hg + NH 4 Cl
Бумажка чернеет из-за выделения мелкодисперсной ртути.

Взаимодействие аммиака с щелочным раствором тетраиодомеркурата (II) калия K 2 (реактив Несслера) :
2K 2 + NH 3 + 3KOH = I · H 2 O↓ + 7KI + 2H 2 O
Комплекс I · H 2 O бурого цвета (цвет ржавчины) выпадает в осадок.
Две последние реакции являются самыми надежными на аммиак.

Реакция аммиака с хлороводородом («дым» без огня):
NH 3 + HCl = NH 4 Cl

3. 7. Качественная реакция на угарный газ (моноксид углерода) CO. Помутнение раствора при пропускании угарного газа в раствор хлорида палладия (II):
PdCl 2 + CO + H 2 O = CO 2 + 2HCl + Pd↓

3. 8. Качественная реакция на углекислый газ (диоксид углерода) CO 2 . Тушение тлеющей лучинки в атмосфере углекислого газа.
Пропускание углекислого газа в раствор гашеной извести Ca(OH) 2:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O
Дальнейшее пропускание приведет к растворению осадка:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

3.9. Качественная реакция на оксид азота (II) NO. Оксид азота (II) очень чувствителен к кислороду воздуха, потому на воздухе буреет, окисляясь до оксида азота (IV) NO 2:
2NO + O 2 = 2NO 2

2.1.1. Качественные реакции на сульфид-анион S 2- . Из сульфидов растворимы сульфиды только щелочных металлов и аммония. Нерастворимые сульфиды имеют специфическую окраску, по которым можно определить тот или иной сульфид.
Окраска:
MnS - телесный (розовый).
ZnS - белый.
PbS - черный.
Ag 2 S - черный.
CdS - лимонно-желтый.
SnS - шоколадный.
HgS (метакиноварь) - черный.
HgS (киноварь) - красный.
Sb 2 S 3 - оранжевый.
Bi 2 S 3 - черный.
Некоторые сульфиды при взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют токсичный газ сероводород H 2 S с неприятным запахом (тухлых яиц):
Na 2 S + 2HBr = 2NaBr + H 2 S
S 2- + 2H + = H 2 S

2.1.2. Качественная реакция на сульфат-анион SO 4 2- . Сульфат-анион обычно осаждают катионом свинца, либо бария:
Pb 2+ + SO 4 2- = PbSO 4 ↓
Осадок сульфата свинца белого цвета.

2.1.3. Качественная реакция на силикат-анион SiO 3 2- . Силикат-анион легко осаждается из раствора в виде стекловидной массы при добавлении сильных кислот:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.1.4. Качественные реакции на хлорид-анион Cl - , бромид-анион Br - , иодид-анион I - смотрите в пункте «качественные реакции на катион серебра Ag + «.

2.1.5. Качественная реакция на сульфит-анион SO 3 2- . При добавлении к раствору сильных кислот образуется диоксид серы SO 2 - газ с резким запахом (запах зажженной спички):
SO 3 2- + 2H + = SO 2 + H 2 O

2.1.6. Качественная реакция на карбонат-анион CO 3 2- . При добавлении к раствору карбоната сильных кислот образуется углекислый газ CO 2 , гасящий горящую лучинку:
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

2.1.7. Качественная реакция на тиосульфат-анион S 2 O 3 2- . При добавлении раствора серной или соляной кислоты к раствору тиосульфата образуется диоксид серы SO 2 и выпадает в осадок элементарная сера S:
S 2 O 3 2- + 2H + = S↓ + SO 2 + H2O

2.1.8. Качественная реакция на хромат-анион CrO 4 2- . При добавлении к раствору хромата раствора солей бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO 4 , разлагающегося в сильнокислой среде:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
Растворы хроматов окрашены в желтый цвет. При подкислении раствора цвет изменится на оранжевый, отвечающий дихромат-аниону Cr 2 O 7 2- :
2CrO 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
Кроме того хроматы являются окислителями в щелочной и нейтральной средах (окислительные способности хуже, чем у дихроматов):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.1.9. Качественная реакция на дихромат-анион Cr 2 O 7 2- . При добавлении к раствору дихромата раствора соли серебра образуется осадок оранжевого цвета Ag 2 Cr 2 O 7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Растворы дихроматов окрашены в оранжевый цвет. При подщелачивании раствора окраска изменяется на желтую, отвечающую хромат-аниону CrO 4 2- :
Cr 2 O 7 2- + 2OH - = 2CrO 4 2- + H 2 O
Кроме того, дихроматы - сильные окислители в кислой среде. При внесении в подкисленный раствор дихромата какого-либо восстановителя окраска раствора изменится с оранжевого на зеленый, отвечающей катиону хрома (III) Сr 3+ (в качестве восстановителя бромид-анион):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
Эффектная качественная реакция на шестивалентный хром - темно-синее окрашивание раствора при добавлении конц. перекиси водорода в эфире. Образуется пероксид хрома состава CrO 5 .

2.2.0. Качественная реакция на перманганат-анион MnO 4 - . Перманганат-анион «выдает» темно-фиолетовая окраска раствора. Кроме того, перманганаты - сильнейшие окислители, в кислой среде восстанавливаются до Mn 2+ (фиолетовая окраска исчезает), в нейтральной - до Mn +4 (окраска исчезает, выпадает бурый осадок диоксида марганца MnO 2) и в щелочной - до MnO 4 2- (окраска раствора изменяется на темно-зеленый):
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
3SO 3 2- + 2MnO 4 - + H 2 O = 3SO 4 2- + 2MnO 2 ↓ + 2OH -
SO 3 2- + 2MnO 4 - + 2OH - = SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

2.2.1. Качественная реакция на манганат-анион MnO 4 2- . При подкислении раствора манганата темно-зеленая окраска изменяется на темно-фиолетовую, отвечающую перманганат-аниону MnO 4 - :
3K 2 MnO 4 (р.) + 4HCl(разб.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.2.2. Качественная реакция на фосфат-анион PO 4 3- . При добавлении к раствору фосфата раствора соли серебра выпадает желтоватый осадок фосфата серебра (I) Ag 3 PO 4:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Аналогична реакция и к дигидрофосфат-аниону H 2 PO 4 - .

2.2.3. Качественная реакция на феррат-анион FeO 4 2- . Осаждение из раствора феррата бария красного цвета (реакция проводится в среде щелочи):
Ba 2+ + FeO 4 2- =OH - = BaFeO 4 ↓
Ферраты - сильнейшие окислители (сильнее перманганатов). Устойчивы в щелочной среде, неустойчивы в кислой:
4FeO 4 2- + 20H + = 4Fe 3+ + 3O 2 + 10H 2 O

2.2.4. Качественная реакция на нитрат-анион NO 3 - . Нитраты в растворе не проявляют окислительных способностей. Но при подкислении раствора способны окислить, к примеру, медь (раствор подкисляют обычно разб. H 2 SO 4):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.2.5. Качественная реакция на гексацианноферрат (II) и (III) ионы 4- и 3- . При приливании растворов, содержащих Fe 2+ , образуется осадок темно-синего цвета (турнбулева синь, берлинская лазурь):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (при этом осадок состоит из смеси KFe(II), KFe(III), Fe 3 2 , Fe 4 3).

2.2.6. Качественная реакция на арсенат-анион AsO 4 3- . Образование нерастворимого в воде арсената серебра (I) Ag 3 AsO 4 , имеющего цвет «кофе с молоком»:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓
Вот основные качественные реакции на анионы. Далее мы рассмотрим качественные реакции на простые и сложные вещества.

3. Качественные реакции на простые и сложные вещества. Некоторые простые и сложные вещества, как и ионы, обнаруживаются качественными реакциями. Ниже я опишу качественные реакции на некоторые вещества.

3.1.1. Качественная реакция на водород H 2 . Лающий хлопок при поднесении горящей лучинки к источнику водорода.

3.1.2. Качественная реакция на азот N 2 . Тушение горящей лучинки в атмосфере азота. При пропускании в раствор Ca(OH) 2 осадок не выпадает.

3.1.3. Качественная реакция на кислород O 2 . Яркое загорание тлеющей лучинки в атмосфере кислорода.

3.1.4. Качественная реакция на озон O 3 . Взаимодействие озона с раствором иодидов с выпадением кристаллического иода I 2 в осадок:
2KI + O 3 + H 2 O = 2KOH + I 2 ↓ + O 2
В отличии от озона кислород в данную реакцию не вступает.

3.1.5. Качественная реакция на хлор Cl 2 . Хлор – газ желто-зеленого цвета с очень неприятным запахом.При взаимодействии недостатка хлора с растворами иодидов в осадок выпадает элементарный иод I 2:
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 ↓
Избыток хлора приведет к окислению образовавшегося иода:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl

3.1.6. Качественные реакции на аммиак NH 3 . Примечание: данные реакции не дают в школьном курсе. Однако, это самые надежные качественные реакции на аммиак.
Почернение бумажки, смоченной в растворе соли ртути (I) Hg 2 + :
Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = Hg(NH 2)Cl + Hg + NH 4 Cl
Бумажка чернеет из-за выделения мелкодисперсной ртути.

Реакция аммиака с хлороводородом («дым» без огня):
NH 3 + HCl = NH 4 Cl

3.1.7. Качественная реакция на фосген (хлорокись углерода, карбонил хлорид) COCl 2 . Испускание белого «дыма» от бумажки, смоченной в растворе аммиака:
COCl 2 + 4NH 3 = (NH 2) 2 CO + 2NH 4 Cl

3.1.8. Качественная реакция на угарный газ (моноксид углерода) CO. Помутнение раствора при пропускании угарного газа в раствор хлорида палладия (II):
PdCl 2 + CO + H 2 O = CO 2 + 2HCl + Pd↓

3.1.9. Качественная реакция на углекислый газ (диоксид углерода) CO 2 . Тушение тлеющей лучинки в атмосфере углекислого газа.
Пропускание углекислого газа в раствор гашеной извести Ca(OH) 2:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O
Дальнейшее пропускание приведет к растворению осадка:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

3.2.1. Качественная реакция на оксид азота (II) NO. Оксид азота (II) очень чувствителен к кислороду воздуха, потому на воздухе буреет, окисляясь до оксида азота (IV) NO 2:
2NO + O 2 = 2NO 2

NH 4 NO 3

Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами . Например, селитры: KNO 3 – нитрат калия (индийская селитра) , NаNО 3 – нитрат натрия (чилийская селитра) , Са(NО 3) 2 – нитрат кальция (норвежская селитра) , NH 4 NO 3 – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH 4 NO 3 из азота N 2 воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений .

Физические свойства

Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.

Получение нитратов

Нитраты образуются при взаимодействии:

1) Металл + Азотная кислота

Cu + 4HNO 3 (k) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2) Основный оксид + Азотная кислота

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

3) Основание + Азотная кислота

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

4) Аммиак + Азотная кислота

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота

В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую :

2 HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2 NaNO 3 + H 2 O + CO 2

6) Оксид азота (IV ) + щёлочь

2NO 2 + NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

в присутствии кислорода -

4 NO 2 + O 2 + 4 NaOH = 4 NaNO 3 + 2 H 2 O

Химические свойства нитратов

I . Общие с другими солями

1) C металлами

Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:

Cu(NO 3) 2 + Zn = Cu + Zn(NO 3) 2

2) С кислотами

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

3) Со щелочами

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

4) C c олями

2AgNO 3 + BaCl 2 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓

II . Специфические

Все нитраты термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:

1) Нитраты щелочных (исключение - нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

2К NO 3 = 2 KNO 2 + O 2

2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:

2Mg(NO 3) 2 = 2MgO + 4NO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 =2CuO + 4NO 2 + O 2

3) Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:

Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

4) Нитрат и нитрит аммония:

Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (190-245 ° C)

2NH 4 NO 3 = N 2 + 2NO + 4H 2 O (250-300 ° C)

2NH 4 NO 3 = 2N 2 + O 2 + 4H 2 O (выше 300 ° C)

Нитрит аммония:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Дополнительно:

Разложение нитрита аммония

Исключения:

4LiNO 3 = 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2

Mn(NO 3) 2 =MnO 2 + 2NO 2

4Fe(NO 3) 2 =2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2

Качественная реакция на нитрат-ион NO 3 – – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н 2 SO 4 (конц.).

Опыт. Качественная реакция на ион NO 3 – .

В большую сухую пробирку поместить зачищенную медную пластинку, несколько кристалликов нитрата калия, прилить несколько капель концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи и нагреть.

Признаки реакции - в пробирке появляются бурые пары оксида азота(IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II) .

Протекают следующие уравнения реакций:

КNO 3 (кр.) + Н 2 SO 4 (конц.) = КНSО 4 + НNО 3

О ОБНАРУЖЕНИЯ

Методы качественного анализа, не требующие большой затраты времени, реактивов и анализируемого материала на их выполнение, позволяют аналитику быстро и просто оценить пределы содержания определяемого элемента (с целью последующего выбора количественного метода его определения), а также в ряде случаев получить сведения о формах его нахождения в исследуемом образце.

Подробную информацию о качественных методах обнаружения неорганических соединений азота можно найти в ряде руководств . Методы обнаружения азота в органических материалах (органический качественный анализ) подробно излагаются в книге . Здесь же описаны способы превращения общего азота в легкоизмеряемые формы. Вопросам систематической микроидентификации органических соединений, в том числе методам быстрого открытия азота с использованием кольцевой бани Вейсса (наряду с другими важнейшими гетероатомами), посвящена работа . Открываемый минимум азота 0,01-1 мкг. Качественный элементный анализ органических веществ без предварительной их минерализации описан в работе . Ультрамикрокащиллярно-му методу открытия азота в органических веществах посвящена работа .

Для качественного обнаружения азотсодержащих ионов используются специфические химические и физические их свойства-: цветные реакции в пробирках, капельные реакции, в том числе и на бумаге, микрокристаллоскопические реакции, сорбция на А1а03, электрофорез на бумаге, ИК-спектроскопия, флуоресценция, каталитические методы и т. д.

Ниже приводится краткое описание наиболее распространенных методов открытия ионов аммония, нитрат-, нитрит-, роданид-и цианид-ионов .

Едкие щелочи (NaOH, КОН) выделяют из растворов солей аммония при нагревании газообразный аммиак, который обнаруживается по запаху, с помощью лакмусовой или фенолфталеиновой бумаги.

Реактив Несслера, представляющий смесь комплексной соли K2 с КОН, образует с растворами солей аммония характерный красно-бурый осадок (или при очень малых количествах - желтое окрашивание). Чувствительность реакции 0,0003 мг в капле объемом 0,002 мл. Мешают ионы элементов Ag, Hg(II), РЬ, ион S2-.

Нитрит-ионы

Кислота разлагают все нитриты с образованием газообразной N02, окрашенной в бурый цвет.

Йодид калия в присутствии H2S04 окисляется нитритами до свободного Ja (так же действуют и другие окислители: Мп04, СгОГ, As04~).

Уксуснокислый раствор бензидина в присутствии ионов NOj образует желтоокрашенное соединение.

Сульфаниловая кислота и" а-нафтиламин (реактив Грисса- Идосвая) в уксуснокислой среде образуют с нитрит-ионами окрашенный азокраситель.

Предложена микрокристаллоскопическая реакция для обнаружения нитрит-ионов: крупинку исследуемого вещества вносят в каплю раствора, содержащего ацетат калия, свинца и меди(П) и подкисленного СН3СООН. Выделяются черные кристаллы K2Pb. Этим способом удается открыть до 0,75 мг NOa-Предельное разбавление 1: 1500. Присутствие ионов N03 не мешает реакции.

Реакция образования K3. При смешивании испытуемого раствора с растворами Co(N03)2, разбавленной уксусной кислоты и КС1 в присутствии N02 появляется желтый кристаллический осадок.

Перманганат калия обесцвечивается в кислой среде при нагревании в присутствии нитрат-ионов в результате восстановления марганца до Мпа+.

о-Аминоанилид бензолсулъфоновой кислоты (сернокислый раствор) в кислой среде осаждает ионы N02.

Нитрат-ионы

Для открытия нитрат-ионов применяются преимущественно реакции окисления-восстановления.

Реакция с медью и серной кислотой при нагревании приводит к выделению бурого газа N02.

Реакция с FeS04 в присутствии концентрированной HjS04 приводит к образованию в пробирке бурого кольца в результате образования комплексного соединения lFe(N03)]S04. Мешают ионы J -, Вг~, анионы-окислители, SCN-.

2 В. Ф. Волынец, М. П. Волынец

Реакция восстановления до аммиака в присутствии концентрированного раствора щелочи цинковой пылью, алюминиевым порошком или сплавом Деварда. Обнаруживают NH3 лакмусовой (посинение) или фенолфталеиновой (покраснение) бумагой. Мешают NHj", NOs, SCN", 2_. Мешают MnOj, СЮ\~, N02.

Реакция восстановления N03 до N0^ при действии на нитраты металлического цинка в присутствии СН3С00Н. Далее N0^ обнаруживается по его характерным реакциям (см. выше).

Реакция с дифениламином (G,Hs)aNH. На часовое стекло помещают 4-5 капель раствора дифениламина в концентрированной H2S04. Вносят туда на кончике чистой стеклянной палочки немного анализируемого раствора и перемешивают. В присутствии N03 появляется интенсивно-синяя окраска вследствие окисления дифениламина образующейся азотной кислотой. Мешают N0^. Сг04~, Мп04, 3_, Fe3+ и другие окислители,

Азот — элемент 2-го периода V А-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние N v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 — N 2 O 5 , NO 3 , NaNO 3 , AgNO 3

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.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH 4 и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

N 2

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).

Главная составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H 2 O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N 2 , реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3 , N 2 + O 2 ↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F 2 O 3 , FeO, в лаборатории при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая 15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие N 2 и H 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O 2 = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N -3 H 4 N 3 O 2(T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl +2H 2 O (100˚C)

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

NH 3

Бинарное соединение, степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3 ] (sp 3 -гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорской пары электронов на sp 3 -гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H 2 O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и 99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -3) и окислительные (за счет H +1) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO3) 2 .

Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH 3(г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3(г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (р) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3(г) + HCl (г) ↔ NH 4 Cl (г) белый «дым»
4NH 3 + 3O 2 (воздух) = 2N 2 + 6 H 2 O (сгорание)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3(г) + CO 2(г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (комнатная температура, давление)
Получение. В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O +NH 3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода .

Гидрат аммиака NH 3 * H 2 O . Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и H 2 O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3 -гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N -3) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 *H 2 O и лишь 0,4% ионов NH 4 OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипячение с NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

Оксиды азота

Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N 2 О 2 со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. весьма реакционноспособная смесь NO и NO 2 («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O 2 (изб.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C(графит) = N 2 + CО 2 (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500- 600˚C)
Реакции на смеси NO и NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(разб.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CО 2 (450- 500˚C)
Получение в промышленности : окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2NO + 4 H 2 O
или восстановлении нитратов:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Диоксид азота NO 2

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO 2 и HNO 3 (кислота для N 4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO 2 , на холоду жидкий бесцветный димер N 2 О 4 (тетраоксид диазота). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ж) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 О 3 (син.) (на холоду)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(разб.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50- 60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Получение: в промышленности — окислением NO кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO 3 (конц.,гор.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц.,гор.) + P (красный) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц.,гор.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Оксид диазота N 2 O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N 2 O 3

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO 2 , формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C на 90% разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO 2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N 2 O 3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO 2 , при нагревании реагирует иначе:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Со щелочами дает соли HNO 2, например NaNO 2 .
Получают взаимодействием NO c O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) или с NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота N 2 O 5

Бесцветное, твердое вещество, O 2 N – O – NO 2 , степень окисления азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO 2 и O 2 . Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
или окислением NO 2 озоном при -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO 2 . Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакции на ион NO 2 — обесцвечивание фиолетового раствора MnO 4 и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнение важнейших реакций:
2KNO 2 (т) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (разб.)+ O 2 (изб.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 — + 6H + + 2MnO 4 — (фиол.) = 5NO 3 — + 2Mn 2+ (бц.) + 3H 2 O
3 NO 2 — + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 — + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 — (насыщ.) + NH 4 + (насыщ.)= N 2 + 2H 2 O
2NO 2 — + 4H + + 2I — (бц.) = 2NO + I 2 (черн.) ↓ = 2H 2 O
NO 2 — (разб.) + Ag + = AgNO 2 (светл.желт.)↓
Получение в промышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конц.) + Pb(губка) + H 2 O = KNO 2 + Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2 + CaSO 4 (300 ˚C)

H итрат калия KNO 3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо -эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO 2 , в щелочной среде до NH 3). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.