Степень окисления азота с металлами

Обновлено: 20.01.2025

Азот – седьмой по счету элемент Периодической таблицы. Расположен во втором периоде V группы A подгруппы. Обозначение – N.

Азот – типичный неметаллический элемент, по электроотрицательности (3,0) уступает лишь фтору и кислороду.

Природный азот состоит из двух устойчивых изотопов 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%).

Молекула азота двухатомна. Между атомами азота в молекуле есть тройная связь, вследствие чего молекула N₂ исключительно прочная. Молекулярный азот химически малоактивен, слабо поляризуется.

В обычных условиях молекулярный азот – газ. Температуры плавления (-210 o С) и кипения (-195,8 o С) азота очень низкие; он плоха растворяется в воде и других растворителях.

Степень окисления азота в соединениях

Азот образует двухатомные молекулы состава N₂ за счет наведения ковалентных неполярных связей, а, как известно, в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю.

Для азота характерен целый спектр степеней окисления, среди которых есть как положительные, так и отрицательные.

Степень окисления (-3) азот проявляет в соединениях под названием нитриды (Mg +2 ₃N -3 ₂, B +3 N -3 ), самым известным из которых является аммиак (N -3 H +1 ₃).

Степень окисления (-2) азот проявляет в соединениях перикисного типа – пернитридах, простейшим представителем которых является гидразин (диамид/ пернитрид водорода) – N -2 ₂H₂.

В соединении под названием гидроксиламин – N -1 H₂OH–азот проявляет степень окисления (-1).

Наиболее устойчивые положительные степени окисления азота – это (+3) и (+5). Первую из них он проявляет во фториде (N +3 F -1 ₃), оксиде (N +3 ₂O -2 ₃), оксогалогенидах (N +3 OCl, N +3 OBr и т.д.), а также производных аниона NO₂ — (KN +3 O₂, NaN +3 O₂ и др.). Степень окисления (+5) азот проявляет в оксиде N +5 ₂O₅, оксонитриде N +5 ON, диоксофториде N +5 O₂F, а также в триоксонитрат (V) –ионе NO₃ — и динитридонитрат (V) –ионе NH₂ — .

Азот также проявляет степени окисления (+1) – N +1 ₂O, (+2) – N +2 O и (+4)N +4 O₂ в своих соединениях, но значительно реже.

Примеры решения задач

Задание	Укажите степени окисления кислорода в соединениях: La₂O₃, Cl₂O₇, H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂, KO₂, KO₃, O₂, OF₂.
Ответ	Кислород образует несколько типов бинарных соединений, в которых проявляет характерные степени окисления. Так, если кислород входит в состав оксидов, то его степень окисления равна (-2), как в La₂O₃ и Cl₂O₇.

В пероксидах степень окисления кислорода равна (-1): H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂.

В соединении с фтором (OF₂) степень окисления кислорода равна (+2).

Степень окисления элемента в простом веществе всегда равна нулю (O o ₂).

Вещества состава KO₂ и KO₃ – это суперпероксид (надпероксид) и озонид калия, в которых кислород проявляет дробные значения степеней окисления: (-1/2) и (-1/3).

Задание	Укажите степени окисления азота в соединениях:NH₃, N₂H₄, NH₂OH, N₂, N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.
Решение	Степень окисления элемента в простом веществе всегда равна нулю (N o ₂).

Известно, что в оксидах степень окисления кислорода равна (-2). С помощью уравнения электронейтральности определяем, что степени окисления азота в оксидах равны: N +1 ₂O, N +2 O, N +3 ₂O₃, N +4 O₂, N +5 ₂O₅.

Водород в соединениях с неметаллами проявляет степень окисления (+1). С помощью уравнения электронейтральности определяем, что степени окисления азота в молекулах NH₃ и N₂H₄ равны (-3) и (-2).

Азотная кислота

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.

Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется постадийно.

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

Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

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

Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

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

Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

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

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

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:

Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная			Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO₂	образуется N₂O	образуется NO	образуется N₂

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).

Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

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.

Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

Еще пример : азотная кислота окисляет иодоводород:

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.

Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

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.

Степень окисления элемента

В химии степень окисления элементов говорит о том, как проходят окислительно-восстановительные реакции, а точнее — как при этом атомы перераспределяют между собой электроны. Это не очень сложная тема, но в ней часто бывает путаница. Разберемся, как считать степень окисления в разных соединениях.

О чем эта статья:

Что такое степень окисления

Для начала давайте вспомним, как проходят химические связи в молекуле вещества. Взаимодействуя между собой, атомы могут притягивать или отдавать электроны для образования общей электронной пары. Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) притягивает электроны и приобретает отрицательный заряд, а атом с меньшей ЭО, напротив, отдает электроны и обретает положительный заряд.

Степень окисления — это условный заряд, который предположительно обретет атом после перемещения электронов. Он вычисляется из предположения, что все свободные электроны полностью перемещаются от одного атома к другому и все образованные связи — ионные.

Почему в определении степени окисления мы говорим об условном заряде? Потому что в реальности он может быть другим, а химические связи атома в соединении не обязательно будут ионными. Но мы предполагаем, что все именно так, чтобы немного упростить расчеты. Это помогает в составлении формул и классификаций.

Запомните:

Численно степень окисления равна количеству электронов, которые перешли от одного атома к другому.

У атома с меньшей ЭО, который отдает электроны, — положительная степень окисления.

У атома с большей ЭО, который притягивает электроны, — отрицательная степень окисления.

Простые вещества, такие как Cl₂, O₂ и т. д., имеют степень окисления, равную 0, поскольку смещения электронов в данном случае не происходит.

Как рассчитать степень окисления

Как мы уже выяснили выше, определить степень окисления элемента (иначе говоря, окислительное число) помогает электроотрицательность. Значения ЭО легко узнать, пользуясь таблицей Менделеева или шкалой относительной электроотрицательности. Сравните, у какого химического элемента в соединении ЭО выше — этот элемент будет притягивать электроны и приобретет отрицательный заряд.

Шкала относительной электроотрицательности

В нейтральной молекуле все окислительные числа в сумме образуют ноль. В ионе их сумма равна заряду иона.

Это правило поможет составить уравнение и посчитать степень окисления любого химического элемента в соединении, если известны данные по остальным элементам. Еще больше облегчат расчеты следующие закономерности:

у водорода в гидридах окислительное число −1, а во всех остальных веществах оно равно +1;

у кислорода степень окисления в оксидах равна −2, в пероксидах −1, в соединениях с фтором +2;

у неметаллов в соединениях с водородом и металлами окислительное число всегда отрицательное;

у металлов степень окисления всегда положительная.

Также есть элементы, которые во всех соединениях отдают или принимают одинаковое количество электронов, поэтому их окислительное число — постоянная величина.

Алгоритм действий

Итак, мы знаем основные закономерности. Давайте разберемся, как находить степени окисления на примерах. Предлагаем следующий алгоритм действий.

Посмотрите, является ли вещество элементарным. Если да — значит, оно находится в химически несвязанном состоянии и окислительное число равно 0. Это правило подходит как для веществ, образованных из отдельных атомов, так и для тех, что включают многоатомные молекулы одного и того же элемента.

Пример

Степень окисления Cl₂, S₈ равна 0.

Если это соединение, определите, состоит ли оно из ионов. В многоатомном ионе сумма всех степеней окисления равна его заряду. Узнайте эту сумму из таблицы растворимости и составьте уравнение с известными окислительными числами.

Допустим, нужно определить заряд азота в ионе аммония.

Согласно таблице растворимости заряд иона аммония NH₄ + равен +1. Это значит, что сумма степеней окисления в этом соединении тоже будет равна +1.

Также известно, что водород всюду, кроме гидридов, имеет заряд +1. В данном случае есть 4 атома водорода, т. е. +1 × 4.

Составим формулу: х + (+1) × 4 = +1. Значит х = −3.

Окислительное число азота в ионе аммония равно −3, т. е. N -3 H₄ +1 .

Если соединение — нейтральная молекула, составьте уравнение, учитывая, что все окислительные числа в сумме равны 0.

Допустим, нужно определить степень окисления серы в соединении Na₂SO₄.

Мы знаем, что у щелочного металла Na постоянное окислительное число +1. Кислород, согласно вышеизложенным правилам, в оксидах имеет заряд −2.

Составим уравнение: (+1) × 2 + х + (−2) × 4 = 0. Значит х = −6.

Степень окисления серы равна −6, т. е. Na₂ +1 S -6 O₄ -2 .

Как узнать степень окисления нескольких элементов

А как быть, если неизвестны окислительные числа двух и более элементов в соединении? В математике уравнения с двумя неизвестными не всегда имеют решение. Но в химии есть выход: можно разделить химическую формулу на несколько частей, которые имеют постоянные заряды.

Как вычислить степень окисления в сложном веществе (NH₄)₂SO₄? Посмотрим на него как на соединение двух ионов с известными зарядами: NH₄ + и SO₄ 2- .

Поскольку мы знаем окислительные числа водорода и кислорода, найти заряды азота и серы в каждом ионе не составит труда.

В ионе NH₄ + формула для определения заряда азота будет следующей: х + (+1) × 4 = 1. Понятно, что х = −3, т. е. степень окисления азота −3.

В ионе SO₄ 2- формула для серы х + (−2) × 4 = −2. Следовательно, х = 6, т. е. заряд серы равен +6.

Получаем следующие окислительные числа: (N -3 H₄ +1 )₂S +6 O₄ -2 .

Как определить высшую и низшую степень окисления

Выделяют высшую (или максимально положительную) и низшую (максимально отрицательную) степени окисления. В диапазоне между ними располагаются окислительные числа, которые могут принадлежать данному химическому элементу в различных соединениях. Для четных групп характерны четные числа в диапазоне, а для нечетных групп — нечетные.

Высшая степень окисления совпадает с номером группы элемента (для элементов в главной подгруппе) в короткой форме периодической системы.

Низшая степень окисления равна числу, которое получится, если от номера группы элемента отнять 8.

Исключения: фтор, железо, кобальт, родий, подгруппа никеля, кислород, благородные газы (помимо ксенона).

Проиллюстрируем на примере, как найти высшую и низшую степень окисления.

По степени окисления можно понять, как поведет себя вещество в окислительно-восстановительных реакциях. Если в соединении главный действующий элемент имеет высшую степень окисления, оно является окислителем, а если он имеет низшую степень окисления — восстановителем.

Например, серная кислота является окислителем, поскольку у серы в данном случае заряд +6. А вот в сернистой кислоте у серы заряд всего +4, поэтому она может проявлять и окислительную способность, и восстановительную. В сероводороде заряд серы равен −2, и это минимальная степень окисления, а значит, данное вещество — восстановитель.

Как найти степень окисления в органическом соединении

В органической химии определять окислительные числа элементов немного сложнее, поскольку все органические вещества включают углерод, известный большим количеством неполярных связей. Если у нас всего один атом углерода, можно использовать стандартный способ.

Рассчитайте степень окисления углерода в метаноле H₃C−OH.

Мы знаем, что водород Н имеет окислительное число +1, а у кислорода в данном случае оно равно −2. Составим уравнение:

х + (+1) × 4 + (+2) × 1 = 0

Заряд углерода равен −2, т. е. C -2 H₄ +1 O -2 .

Но что делать, если атомов углерода больше? Придется анализировать структурную формулу, чтобы понять, какие химические связи есть между элементами и сколько электронов они теряют/приобретают в результате. Такой вариант нахождения окислительного числа называют графическим.

Графический метод

Нарисуйте структурную формулу соединения.

Изобразите стрелками химические связи и смещение атомов (все связи между атомами углерода С−С считайте неполярными).

Посчитайте, сколько стрелок ведет к атому (это «−») и сколько от него (это «+»), а затем суммируйте «+» и «−», чтобы узнать степень окисления.

Валентность и степень окисления: в чем разница?

Школьники, которые только начали изучать данные разделы химии, нередко путают степень окисления и валентность. Численно эти показатели могут совпадать (но далеко не всегда), а вот по смыслу они в корне различаются.

Валентность показывает, какое количество связей способен образовать один атом, а степень окисления — сколько электронов перемещается в результате этих связей.

Между этими двумя понятиями есть следующие отличия:

валентность не имеет знака, в то время как у окислительного числа он есть («+» или «−»);

валентность равна нулю только в том случае, если атом не имеет связей с другими частицами, а степень окисления может быть равна нулю и при наличии таких связей;

вычисляя степень окисления, мы предполагаем, что в соединении ионные связи, хотя на самым деле это может быть не так, а валентность всегда имеет реальный смысл.

Поэтому отождествлять эти два понятия ни в коем случае не стоит. Более того, не нужно ориентироваться на валентность, пытаясь определить окислительное число.

Степень окисления азота с металлами

В этой статье мы рассмотрим характеристики азота в химии, узнаем, какие степени окисления может иметь азот и поговорим о важнейших соединениях, в состав которых входит этот химический элемент.

11 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Азот (N₂) — первый представитель V группы главной подгруппы и 2 периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Если рассматривать местоположение азота в длиннопериодной таблице Менделеева, то там он занимает лидирующее место в 15 группе. Для представителей этой группы было предложено название пниктогены (от греческого корня πνῑ́γω — удушливый, плохо пахнущий). Явно это относится к водородным соединениям представителей данной группы.

Электронное строение азота

Рассмотрим строение атома и электронную конфигурацию азота, а затем сделаем некоторые заключения.

Атомный или порядковый номер азота равен 7, что соответствует количеству электронов и протонов в ядре. Молярная масса равна 14,00728 г/моль, а количество нейтронов в атоме этого изотопа равно семи.

Теперь перейдем к электронному строению. В основном состоянии электронная формула азота: 1s 2 2s 2 2p 3 , в сокращенном виде — [He]2s 2 2p 3 . На внешнем энергетическом уровне 5 валентных электронов, среди которых 3 неспаренных p-электрона.

Исходя из такой конфигурации, азот может образовывать только 3 связи по обменному механизму и еще одну по донорно-акцепторному механизму. Это связано с тем, что на втором подуровне у азота больше нет вакантных орбиталей, куда могли бы распариться электроны с 2s-подуровня. Отсюда вытекает максимальная валентность азота IV.

Для азота характерен весь спектр возможных степеней окисления от −3 до +5.

Давайте рассмотрим шкалу, где отражены соединения азота в различных веществах.

Строение молекулы азота

Азот — двухатомная молекула, атомы которой связаны между собой прочной тройной связью. Длина связи — 0,110 нм.

Почему именно тройная связь и из чего она состоит?

Напомним, что у каждого атома в молекуле азота 3 неспаренных электрона, которые и образуют впоследствии тройную связь, которая, в свою очередь, состоит из одной сигма-связи и двух пи-связей.

Физические свойства азота

Азот как простое вещество — бесцветный газ, который не имеет запаха и плохо растворяется в воде. По своей молярной массе азот легче, чем воздух. Благодаря наличию тройной неполярной связи и относительно маленьким радиусам атомов азот имеет низкие температуры кипения и плавления: t_пл = −210 °С и t_кип = −196 °С. Аллотропных модификаций азот не имеет. Несмотря на то, что основное состояние азота — газообразное, он бывает еще и жидким. Например, 1 литр жидкого азота при нагревании до 20 °С превращается в 700 литров газообразного азота. Более подробную информацию можно узнать в нашем видео:

Химические свойства азота

Азот химически малоактивен из-за наличия все той же тройной связи. Она же обуславливает малую термическую устойчивость соединений азота при нагревании. В химических реакциях азот может проявлять себя и как окислитель, и как восстановитель благодаря широкому спектру возможных степеней окисления.

Как восстановитель азот реагирует:

Эти реакции проходят при температуре выше 1000 градусов Цельсия либо в электрическом заряде.

Как окислитель азот реагирует:

азот реагирует при обычных условиях только с литием, а с щелочноземельными металлами — только при нагревании;

реакция протекает обратимо в присутствии металлического железа в качестве катализатора.

Рассмотрим способы получения азота. В промышленности его получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, а вот в лаборатории азот получают иначе. Вот лишь некоторые способы:

реакция взаимодействия хлорида аммония и нитрита натрия
NaNO₂ + NH₄Cl = N₂ + NaCl + 2H₂O

разложение некоторых солей аммония (на примере нитрита аммония)
NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Азот — основной компонент любого белка в организме человека. Давайте рассмотрим способы получения исходных компонентов для синтеза собственных белков.

Важнейшие соединения азота

Аммиак

В первую очередь поговорим о водородном соединении азота — аммиаке. Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом. Давайте рассмотрим строение молекулы аммиака:

Аммиак имеет форму тригональной пирамиды. Этот газ очень ядовит и способен вызывать химический ожог глаз, а пары сильно раздражают слизистые оболочки органов дыхания. В то же время аммиак обладает достаточно высокой растворимостью в воде из-за образования водородных связей с молекулами воды. Вас когда-нибудь приводили в чувства после потери сознания ваткой, смоченной чем-то гадко пахнущим? Поздравляю, это было ваше первое знакомство с раствором аммиака в воде.

Поговорим теперь о химических свойствах этого газа.

В отличие от самого азота, аммиак является крайне реакционноспособным соединением. Так как азот находится в аммиаке в своей низшей степени окисления (−3), то аммиак проявляет только восстановительные свойства.

Например, аммиак реагирует с кислородом (при нагревании):

Как видно из уравнений, аммиак вступает в реакции окисления, а продукты его окисления напрямую зависят от силы окислителя и условий проведения реакций.

Со сложными веществами — окислителями аммиак реагирует следующим образом:

С кислотами аммиак реагирует благодаря своим оснóвным свойствам, что приводит к образованию различных солей:

А теперь рассмотрим получение аммиака. Различают два типа способов: промышленный и лабораторный.

Промышленный способ — синтез из простых веществ:

В данном способе аммиак собирают в перевернутую вверх дном колбу, так как аммиак легче воздуха.

Азотная кислота

Азотная кислота — одна из важнейших неорганических кислот. Это летучая бесцветная жидкость с резким запахом, которая способна смешиваться с водой в любых пропорциях.

Получают ее в промышленности в несколько этапов. Рассмотрим подробнее каждый из них:

Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновом катализаторе
4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Окисление оксида азота (II)
2NO + O₂ = 2NO₂

Поглощение образующегося оксида азота (IV) водой в избытке воздуха
4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Для азотной кислоты характерны особые химические свойства исходя из ее концентрации.

Например, с металлами данная кислота никогда не будет реагировать с выделением газообразного водорода. Рассмотрим таблицу с примерами металлов с различными концентрациями азотной кислоты:

Также азотная кислота как сильный окислитель способна окислять некоторые неметаллы до их кислот. Давайте рассмотрим примеры:

Азотная кислота в соотношении 1:3 с соляной кислотой образуют смесь под названием царская водка. Это желтовато-оранжевая дымящаяся жидкость, которая получила свое название от алхимиков благодаря способности растворять «царские» металлы — золото и платину.

Оксиды азота

В отличие от других химических элементов, азот образует большое число оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄ и N₂O₅, каждый из которых является кислотным. В таблице показали, какой оксид какой кислоте соответствует:

Оксид азота (I) N₂O. Несолеобразующий оксид, представляет собой бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым привкусом. По своей молярной массе тяжелее воздуха и растворим в воде. У этого оксида есть и другие названия, самое распространенное из них — закись азота. Оксид азота (I) применяли в медицине в качестве наркоза более 200 лет назад. При вдыхании этого газа человека охватывает радость и безудержный смех, отчего оксид получил еще одно название — веселящий газ.

Оксид азота (II) NO. Несолеобразующий оксид, который при нормальный условиях является бесцветным газом, плохо растворяется в воде и в больших концентрациях ядовит для человека.

Оксид азота (III) N₂O₃. Соединение очень неустойчивое и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии оксид азота (III) окрашен в ярко-синий цвет. При температуре выше 0 градусов разлагается до оксида азота (II) и оксида азота (IV).

Оксиды азота (IV) NO₂ и N₂O₄. Твердый оксид азота (IV) бесцветный, так как состоит из молекул N2O4. При нагревании появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением температуры по мере увеличения NO₂ в смеси. Эти оксиды хорошо растворимы в воде и взаимодействуют с ней.

Оксид азота (V) N₂O₅. Азотный ангидрид, который образуется в виде летучих бесцветных гигроскопичных кристаллов. Это крайне неустойчивое вещество, которое распадается в течение нескольких часов. При нагревании распадается со взрывом на оксид азота (IV) и газообразный кислород.

Читайте также: