Descărcați cartea „Chimia analitică a azotului” (2,24Mb). Azotul și compușii săi Reacții calitative la azot

2.1. Reacții calitative pe anionul sulfură S 2 - . Dintre sulfuri, numai sulfurile de metale alcaline și de amoniu sunt solubile. Sulfurile insolubile au o culoare specifică, prin care se poate identifica una sau alta sulfură.
Culoare:
MnS - carne (roz).
ZnS - alb.
PbS - negru.
Ag 2 S - negru.
CdS - galben lămâie.
SnS - ciocolată.
HgS (metacinabr) - negru.
HgS (cinabru) - roșu.
Sb 2 S 3 - portocaliu.
Bi 2 S 3 - negru.
Unele sulfuri, atunci când interacționează cu acizii neoxidanți, formează un gaz toxic, hidrogen sulfurat H 2 S, cu un miros neplăcut (ouă putrezite):
Na2S + 2HBr = 2NaBr + H2S
S2- + 2H+ = H2S

Și unele sunt rezistente la soluțiile diluate de HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HCOOH, CH 3 COOH - de exemplu CuS, Cu 2 S, Ag 2 S, HgS, PbS, CdS, Sb 2 S 3, SnS și unele altele. Dar ele sunt transferate într-o soluție conc. acid azotic la fierbere (Sb 2 S 3 și HgS se dizolvă cel mai greu, iar acesta din urmă se va dizolva mult mai repede în acva regia):
CuS + 8HNO 3 =t= CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

Anionul sulfură poate fi identificat și prin adăugarea unei soluții de sulfură la apa cu brom:
S 2- + Br 2 = S↓ + 2Br -
Sulful rezultat precipită.

2.2. Reacție calitativă la anionul sulfat SO 4 2- . Anionul sulfat este de obicei precipitat cu un cation de plumb sau bariu:
Pb2+ + SO42- = PbS04↓

Ba2+ + SO42- = BaS04↓
Precipitații de sulfat de plumb și sulfat de bariu sunt de culoare albă.

2.3. Reacție calitativă la anionul silicat SiO 3 2-. Anionul silicat precipită ușor din soluție sub formă de masă sticloasă atunci când se adaugă acizi puternici:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.4. Reacții calitative la anionul clorură Cl -, anionul bromură Br -, anionul iodură I - vezi paragraful „reacții calitative la cationul de argint Ag+”

2.5. Reacție calitativă la anionul sulfit SO 3 2-. Când se adaugă acizi puternici într-o soluție, se formează dioxid de sulf SO2 - un gaz cu un miros înțepător (miros de chibrit aprins):
SO32- + 2H + = SO2 + H2O

2.6. Reacție calitativă la anionul carbonat CO 3 2-. Când se adaugă acizi puternici la o soluție de carbonat, se formează dioxid de carbon CO 2, care nu susține arderea și provoacă tulburarea apei de var:
C032- + 2H + = C02 + H2O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O (cu un exces de CO 2, precipitatul se dizolvă pentru a forma bicarbonat CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2

2.7. Reacție calitativă la anionul tiosulfat S 2 O 3 2-. La adăugarea unei soluții de sulfuric sau de acid clorhidric la soluția de tiosulfat se formează dioxid de sulf SO2 și precipită sulful elementar S:
S2O32- + 2H + = S↓ + SO2 + H2O

2.8. Reacția calitativă la anionul cromat CrO 4 2-. Când o soluție de săruri de bariu este adăugată la o soluție de cromat, un precipitat galben de cromat de bariu BaCrO4 precipită, descompunându-se într-un mediu puternic acid:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
Soluțiile de cromat sunt colorate galben. Când soluția este acidulată, culoarea se schimbă în portocaliu, corespunzătoare anionului dicromat Cr 2 O 7 2-:
2CrO 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
În plus, cromații sunt agenți oxidanți în medii alcaline și neutre (capacitățile de oxidare sunt mai slabe decât cele ale dicromaților):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.9. Reacție calitativă la anionul dicromat Cr 2 O 7 2-. Când o soluție de sare de argint este adăugată la o soluție de dicromat, se formează un precipitat portocaliu Ag2Cr2O7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Soluțiile de dicromați sunt colorate culoare portocalie. Când soluția este alcalinizată, culoarea se schimbă în galben, corespunzător anionului cromat CrO 4 2-:
Cr 2 O 7 2- + 2OH - = 2CrO 4 2- + H 2 O
În plus, dicromații sunt agenți oxidanți puternici într-un mediu acid. Când se adaugă orice agent reducător la o soluție de dicromat acidificat, culoarea soluției se va schimba de la portocaliu la verde, corespunzând cationului de crom (III) Cr 3+ (anion bromură ca agent reducător):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
O reacție calitativă spectaculoasă la cromul hexavalent este o colorare albastru închis a soluției atunci când este conc. peroxid de hidrogen în eter. Se formează peroxid de crom din compoziţia Cr05.

2.10. Reacție calitativă la anionul permanganat MnO 4 -. Anionul permanganat „da” culoarea violet închis a soluției. În plus, permanganații sunt cei mai puternici agenți de oxidare în mediu acid se reduc la Mn 2+ (dispare culoarea violetă), în mediu neutru - la Mn +4 (dispare culoarea, un precipitat maro de dioxid de mangan MnO 2; precipitate) și în mediu alcalin - la MnO 4 2- (culoarea soluției se schimbă în verde închis):
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. Reacție calitativă la anionul manganat MnO 4 2-. Când soluția de manganat este acidulată, culoarea verde închis se schimbă în violet închis, corespunzând anionului permanganat MnO 4 -:
3K 2 MnO 4 (r.) + 4HCl (dil.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.12. Reacția calitativă la anionul fosfat PO 4 3-. Când o soluție de sare de argint este adăugată la o soluție de fosfat, un precipitat gălbui de fosfat de argint (I) Ag 3 PO 4 precipită:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Reacția la anionul fosfat dihidrogen H 2 PO 4 - este similară.

2.13. Reacție calitativă la anionul ferat FeO 4 2-. Precipitarea feratului roșu de bariu dintr-o soluție (reacția se efectuează într-un mediu alcalin):
Ba2+ + FeO42- =OH - = BaFeO4↓
Ferrații sunt cei mai puternici agenți oxidanți (mai puternici decât permanganații). Stabil în mediu alcalin, instabil în mediu acid:
4FeO 4 2- + 20H + = 4Fe 3+ + 3O 2 + 10H 2 O

2.14. Reacție calitativă la anionul azotat NO 3 -. Nitrații în soluție nu prezintă proprietăți oxidante. Dar atunci când soluția este acidulată, acestea pot oxida, de exemplu, cuprul (soluția este de obicei acidulată cu H 2 SO 4 diluat):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.15. Reacție calitativă la ionii 4- și 3- de hexacianoferat (II) și (III). Când se adaugă soluții care conțin Fe 2+, se formează un precipitat albastru închis (albastru Turnboole, albastru prusac):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (în acest caz, precipitatul constă dintr-un amestec de KFe(II), KFe(III), Fe 3 2, Fe 4 3).

2.1.6. Reacție calitativă la anionul arsenat AsO 4 3-. Formarea de arsenat de argint (I) insolubil în apă Ag 3 AsO 4, care are o culoare „cafe au lait”:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓

3. Reacții calitative la substanțe simple și complexe. Unele substanțe simple și complexe, cum ar fi ionii, sunt detectate prin reacții calitative.

3.1. Reacție calitativă la hidrogen H2. Un pop caracteristic atunci când aduceți o așchie care arde la o sursă de hidrogen.

3. 2. Reacția calitativă la azot N2. Nu suportă arderea. Când apa de var este trecută printr-o soluție, nu se formează precipitat.

3. 3. Reacția calitativă la oxigenul O 2. Sclipirea strălucitoare a unei așchii mocnind într-o atmosferă de oxigen.

3. 4. Reacția calitativă la ozonul O 3. Interacțiunea ozonului cu o soluție de ioduri cu precipitarea iodului cristalin I 2 într-un precipitat:
2KI + O 3 + H 2 O = 2KOH + I 2 ↓ + O 2
Oxigen în această reacție Nu intra.

3. 5. Reacția calitativă la clorul Cl 2. Clorul este un gaz galben-verzui cu un miros înțepător. La interacțiunea lipsei de clor cu soluții de ioduri, precipitații de iod I 2:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2↓
Excesul de clor va duce la oxidarea iodului rezultat:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl

3. 6. Reacții calitative la amoniac NH 3. Notă: aceste reacții nu dau curs școlar. Cu toate acestea, acestea sunt cele mai sigure reacții calitative la amoniac.
Înnegrirea unei bucăți de hârtie înmuiată într-o soluție de sare de mercur (I) Hg 2 +:
Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = Hg(NH 2)Cl + Hg + NH 4 Cl
Hârtia devine neagră din cauza eliberării de mercur fin.

Interacțiunea amoniacului cu o soluție alcalină de tetraiodomercurat de potasiu (II) K 2 (reactiv Nessler) :
2K2 + NH3 + 3KOH = I · H2O↓ + 7KI + 2H2O
Complexul I · H2O este de culoare maro (culoare ruginie) și precipită.
Ultimele două reacții sunt cele mai de încredere pentru amoniac.

Reacția amoniacului cu clorură de hidrogen („fum” fără foc):
NH3 + HCI = NH4CI

3. 7. Reacția calitativă la monoxidul de carbon (monoxidul de carbon) CO. Opozitatea soluției atunci când monoxidul de carbon este trecut într-o soluție de clorură de paladiu (II):
PdCl 2 + CO + H 2 O = CO 2 + 2HCl + Pd↓

3. 8. Reacție calitativă la dioxid de carbon (dioxid de carbon) CO 2. Stingerea unei așchii care mocnește într-o atmosferă de dioxid de carbon.
Trecerea dioxidului de carbon într-o soluție de var stins Ca(OH)2:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
Trecerea ulterioară va duce la dizolvarea precipitatului:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

3.9. Reacție calitativă la oxid nitric (II) NR. Oxidul de azot (II) este foarte sensibil la oxigenul atmosferic, prin urmare devine maro în aer, oxidându-se la oxid de azot (IV) NO 2:
2NO + O 2 = 2NO 2

2.1.1. Reacții calitative la anionul sulfură S 2-. Dintre sulfuri, numai sulfurile de metale alcaline și de amoniu sunt solubile. Sulfurile insolubile au o culoare specifică, prin care se poate identifica una sau alta sulfură.
Culoare:
MnS - carne (roz).
ZnS - alb.
PbS - negru.
Ag 2 S - negru.
CdS - galben lămâie.
SnS - ciocolată.
HgS (metacinabr) - negru.
HgS (cinabru) - roșu.
Sb 2 S 3 - portocaliu.
Bi 2 S 3 - negru.
Unele sulfuri, atunci când interacționează cu acizii neoxidanți, formează un gaz toxic, hidrogen sulfurat H 2 S, cu un miros neplăcut (ouă putrezite):
Na2S + 2HBr = 2NaBr + H2S
S2- + 2H+ = H2S

Și unele sunt rezistente la soluțiile diluate de HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HCOOH, CH 3 COOH - de exemplu CuS, Cu 2 S, Ag 2 S, HgS, PbS, CdS, Sb 2 S 3, SnS și unele altele. Dar ele sunt transferate într-o soluție conc. acid azotic la fierbere (Sb 2 S 3 și HgS se dizolvă cel mai greu, iar acesta din urmă se va dizolva mult mai repede în acva regia):
CuS + 8HNO 3 =t= CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

Anionul sulfură poate fi identificat și prin adăugarea unei soluții de sulfură la apa cu brom:
S 2- + Br 2 = S↓ + 2Br -
Sulful rezultat precipită.

2.1.2. Reacție calitativă la anionul sulfat SO 4 2-. Anionul sulfat este de obicei precipitat cu un cation de plumb sau bariu:
Pb2+ + SO42- = PbS04↓
Precipitatul de sulfat de plumb este alb.

2.1.3. Reacție calitativă la anionul silicat SiO 3 2-. Anionul silicat precipită ușor din soluție sub formă de masă sticloasă atunci când se adaugă acizi puternici:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.1.4. Reacții calitative la anionul clorură Cl -, anionul bromură Br -, anionul iodură I - vezi paragraful „reacții calitative la cationul de argint Ag+”.

2.1.5. Reacție calitativă la anionul sulfit SO 3 2-. Când se adaugă acizi puternici într-o soluție, se formează dioxid de sulf SO2 - un gaz cu un miros înțepător (miros de chibrit aprins):
SO32- + 2H + = SO2 + H2O

2.1.6. Reacție calitativă la anionul carbonat CO 3 2-. Când se adaugă acizi puternici la o soluție de carbonat, se formează dioxid de carbon CO 2, care stinge așchiul care arde:
C032- + 2H + = C02 + H2O

2.1.7. Reacție calitativă la anionul tiosulfat S 2 O 3 2-. Când o soluție de acid sulfuric sau clorhidric se adaugă la o soluție de tiosulfat, se formează dioxid de sulf SO2 și sulful elementar S precipită:
S2O32- + 2H + = S↓ + SO2 + H2O

2.1.8. Reacția calitativă la anionul cromat CrO 4 2-. Când o soluție de săruri de bariu este adăugată la o soluție de cromat, un precipitat galben de cromat de bariu BaCrO4 precipită, descompunându-se într-un mediu puternic acid:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
Soluțiile de cromat sunt colorate în galben. Când soluția este acidulată, culoarea se schimbă în portocaliu, corespunzătoare anionului dicromat Cr 2 O 7 2-:
2CrO 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
În plus, cromații sunt agenți oxidanți în medii alcaline și neutre (capacitățile de oxidare sunt mai slabe decât cele ale dicromaților):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.1.9. Reacție calitativă la anionul dicromat Cr 2 O 7 2-. Când o soluție de sare de argint este adăugată la o soluție de dicromat, se formează un precipitat portocaliu Ag2Cr2O7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Soluțiile de dicromați sunt portocalii. Când soluția este alcalinizată, culoarea se schimbă în galben, corespunzător anionului cromat CrO 4 2-:
Cr 2 O 7 2- + 2OH - = 2CrO 4 2- + H 2 O
În plus, dicromații sunt agenți oxidanți puternici într-un mediu acid. Când se adaugă orice agent reducător la o soluție de dicromat acidificat, culoarea soluției se va schimba de la portocaliu la verde, corespunzând cationului de crom (III) Cr 3+ (anion bromură ca agent reducător):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
O reacție calitativă spectaculoasă la cromul hexavalent este o colorare albastru închis a soluției atunci când este conc. peroxid de hidrogen în eter. Se formează peroxid de crom din compoziţia Cr05.

2.2.0. Reacție calitativă la anionul permanganat MnO 4 -. Anionul permanganat „da” culoarea violet închis a soluției. În plus, permanganații sunt cei mai puternici agenți de oxidare în mediu acid se reduc la Mn 2+ (dispare culoarea violetă), în mediu neutru - la Mn +4 (dispare culoarea, un precipitat maro de dioxid de mangan MnO 2; precipitate) și în mediu alcalin - la MnO 4 2- (culoarea soluției se schimbă în verde închis):
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. Reacție calitativă la anionul manganat MnO 4 2-. Când soluția de manganat este acidulată, culoarea verde închis se schimbă în violet închis, corespunzând anionului permanganat MnO 4 -:
3K 2 MnO 4 (r.) + 4HCl (dil.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.2.2. Reacția calitativă la anionul fosfat PO 4 3-. Când o soluție de sare de argint este adăugată la o soluție de fosfat, un precipitat gălbui de fosfat de argint (I) Ag 3 PO 4 precipită:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Reacția la anionul fosfat dihidrogen H 2 PO 4 - este similară.

2.2.3. Reacție calitativă la anionul ferat FeO 4 2-. Precipitarea feratului roșu de bariu dintr-o soluție (reacția se efectuează într-un mediu alcalin):
Ba2+ + FeO42- =OH - = BaFeO4↓
Ferrații sunt cei mai puternici agenți oxidanți (mai puternici decât permanganații). Stabil în mediu alcalin, instabil în mediu acid:
4FeO 4 2- + 20H + = 4Fe 3+ + 3O 2 + 10H 2 O

2.2.4. Reacție calitativă la anionul azotat NO 3 -. Nitrații în soluție nu prezintă proprietăți oxidante. Dar atunci când soluția este acidulată, acestea pot oxida, de exemplu, cuprul (soluția este de obicei acidulată cu H 2 SO 4 diluat):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.2.5. Reacție calitativă la ionii 4- și 3- de hexacianoferat (II) și (III). Când se adaugă soluții care conțin Fe 2+, se formează un precipitat albastru închis (albastru Turnboole, albastru prusac):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (în acest caz, precipitatul constă dintr-un amestec de KFe(II), KFe(III), Fe 3 2, Fe 4 3).

2.2.6. Reacție calitativă la anionul arsenat AsO 4 3-. Formarea de arsenat de argint (I) insolubil în apă Ag 3 AsO 4, care are o culoare „cafe au lait”:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓
Iată principalele reacții calitative la anioni. În continuare ne vom uita la reacțiile calitative la substanțe simple și complexe.

3. Reacții calitative la substanțe simple și complexe. Unele substanțe simple și complexe, cum ar fi ionii, sunt detectate prin reacții calitative. Mai jos voi descrie reacțiile calitative la unele substanțe.

3.1.1. Reacție calitativă la hidrogen H2. Un lătrat când aduci o așchie arzătoare la o sursă de hidrogen.

3.1.2. Reacție calitativă la azot N2. Stingerea unei așchii care arde într-o atmosferă de azot. Când Ca(OH)2 este trecut în soluție, nu se formează precipitat.

3.1.3. Reacția calitativă la oxigenul O2. Aprinderea strălucitoare a unei așchii mocnind într-o atmosferă de oxigen.

3.1.4. Reacția calitativă la ozonul O 3. Interacțiunea ozonului cu o soluție de ioduri cu precipitarea iodului cristalin I 2 într-un precipitat:
2KI + O 3 + H 2 O = 2KOH + I 2 ↓ + O 2
Spre deosebire de ozon, oxigenul în această reacție Nu intra.

3.1.5. Reacție calitativă la clorul Cl 2.Clorul este un gaz galben-verzui cu un miros foarte neplăcut. interacțiunea lipsei de clor cu soluții de ioduri, precipitații de iod elementar I 2:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2↓
Excesul de clor va duce la oxidarea iodului rezultat:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl

3.1.6. Reacții calitative la amoniac NH3. Notă: aceste reacții nu sunt date în cursul școlii. Cu toate acestea, acestea sunt cele mai sigure reacții calitative la amoniac.
Înnegrirea unei bucăți de hârtie înmuiată într-o soluție de sare de mercur (I) Hg 2 +:
Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = Hg(NH 2)Cl + Hg + NH 4 Cl
Hârtia devine neagră din cauza eliberării de mercur fin.

Interacțiunea amoniacului cu o soluție alcalină de tetraiodomercurat de potasiu (II) K 2 (reactiv Nessler) :
2K2 + NH3 + 3KOH = I · H2O↓ + 7KI + 2H2O
Complexul I · H2O este de culoare maro (culoare ruginie) și precipită.
Ultimele două reacții sunt cele mai de încredere pentru amoniac.

Reacția amoniacului cu clorură de hidrogen („fum” fără foc):
NH3 + HCI = NH4CI

3.1.7. Reacție calitativă la fosgen (clorură de carbon, clorură de carbonil) COCl 2. Emisia de „fum” alb dintr-o bucată de hârtie înmuiată în soluție de amoniac:
COCl 2 + 4NH 3 = (NH 2) 2 CO + 2NH 4 Cl

3.1.8. Reacție calitativă la monoxid de carbon (monoxid de carbon) CO. Opozitatea soluției atunci când monoxidul de carbon este trecut într-o soluție de clorură de paladiu (II):
PdCl 2 + CO + H 2 O = CO 2 + 2HCl + Pd↓

3.1.9. Reacție calitativă la dioxid de carbon (dioxid de carbon) CO 2. Stingerea unei așchii care mocnește într-o atmosferă de dioxid de carbon.
Trecerea dioxidului de carbon într-o soluție de var stins Ca(OH)2:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
Trecerea ulterioară va duce la dizolvarea precipitatului:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

3.2.1. Reacție calitativă la oxid nitric (II) NR. Oxidul de azot (II) este foarte sensibil la oxigenul atmosferic, prin urmare devine maro în aer, oxidându-se la oxid de azot (IV) NO 2:
2NO + O 2 = 2NO 2

N.H. 4 NUMARUL 3

Nitrații de potasiu, sodiu, calciu și amoniu sunt numiți nitrați . De exemplu, salitrul: KNO 3 – azotat de potasiu (salpetru indian), NaNO 3 – azotat de sodiu (salpetru chilian), Ca(NO 3) 2 – azotat de calciu (salpetru norvegian), NH 4 NO 3 – azotat de amoniu (nitrat de amoniu sau amoniu, nu există depozite ale acestuia în natură). Industria germană este considerată prima din lume care obține sare NH4NO3 din azot N 2 aer și apă cu hidrogen potrivite pentru nutriția plantelor.

Proprietăți fizice

Nitrații sunt substanțe cu rețele cristaline predominant ionice. În condiții normale, acestea sunt substanțe solide cristaline, toți nitrații sunt foarte solubili în apă, electroliți puternici.

Obținerea nitraților

Nitrații se formează prin interacțiunea dintre:

1) Metal + acid azotic

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

2) Oxid bazic + acid azotic

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

3) Baza + Acid azotic

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

4) Amoniac + acid azotic

NH3 + HNO3 = NH4NO3

5) Sarea unui acid slab + acid azotic

În conformitate cu un număr de acizi, fiecare acid anterior îl poate înlocui pe următorul din sare :

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

6) Oxid nitric (IV) + alcali

2NO2 + NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

în prezența oxigenului -

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

Proprietățile chimice ale nitraților

eu . Comun cu alte săruri

1) C metale

Metalul care se află în stânga în seria de activități înlocuiește următoarele din sărurile lor:

Cu(NO3)2 + Zn = Cu + Zn(NO3)2

2) CU acizi

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

3) Cu alcalii

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

4) C c olami

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

II . Specific

Toți nitrații sunt instabili termic. Când este încălzit ei descompune cu formarea oxigenului. Natura altor produși de reacție depinde de poziția metalului care formează nitratul în seria tensiunii electrochimice:

1) Nitrați de alcali (excepție - nitrat de litiu) și metale alcalino-pământoase se descompune în nitriți:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2) Nitrați ai metalelor mai puțin active de la Mg la Cu inclusive şi nitrat de litiu se descompune în oxizi:

2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2 + O2

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

3) Nitrații celor mai puțin active metale (în dreapta cuprului) se descompun în metale:

Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

4) Nitrat și nitriți de amoniu:

Azotatul de amoniu se descompune în funcție de temperatură după cum urmează:

NH4NO3 = N2O+ 2H 2 O (190-245 ° C)

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

2NH4NO3 = 2N2+ O 2 + 4H 2 O (peste 300 ° C)

Nitrit de amoniu:

NH4NO2 = N2+ 2H20

În plus:

Descompunerea nitritului de amoniu

Excepții:

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

Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2

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

Reacția calitativă la ionul nitrat NUMARUL 3 - – interacțiunea nitraților cu cupru metal atunci când sunt încălzite în prezența acidului sulfuric concentrat sau cu o soluție de difenilamină în H2SO4 (conc.).

Experienţă. Reacție calitativă la ionul NO 3 –.

Puneți o placă de cupru îndepărtată, câteva cristale de azotat de potasiu și adăugați câteva picături de acid sulfuric concentrat într-o eprubetă mare uscată. Închideți eprubeta cu un tampon de vată umezit cu o soluție concentrată de alcali și încălziți.

Semne ale unei reacții - în eprubetă apar vapori maro de oxid de azot (IV), care se observă mai bine pe un ecran alb, iar cristale verzui de azotat de cupru (II) apar la limita amestecului de reacție cupru. .

Apar următoarele ecuații de reacție:

KNO3 (cr.) + H2SO4 (conc.) = KHSO4 + HNO3

Azot- element al perioadei a 2-a a grupei V A a Tabelului Periodic, număr de serie 7. Formula electronică a atomului [ 2 He]2s 2 2p 3, stări de oxidare caracteristice 0, -3, +3 și +5, mai puțin adesea +2 și +4 și altă stare N v este considerată relativ stabilă.

Scara stărilor de oxidare pentru azot:
+5-N2O5, NO3, NaN03, AgN03

3 – N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3-NH3, NH4, NH3*H2O, NH2CI, Li3N, CI3N.

Azotul are o electronegativitate mare (3,07), a treia după F și O. Prezintă proprietăți nemetalice (acide) tipice, formând diferiți acizi, săruri și compuși binari care conțin oxigen, precum și cationul de amoniu NH 4 și sărurile sale.

În natură - şaptesprezecelea după elementul de abundență chimică (al nouălea dintre nemetale). Vital element important pentru toate organismele.

N 2

Substanță simplă. Este format din molecule nepolare cu o legătură ˚σππ N≡N foarte stabilă, aceasta explică inerția chimică a elementului în condiții normale.

Un gaz incolor, insipid și inodor care se condensează într-un lichid incolor (spre deosebire de O2).

Componenta principală a aerului este 78,09% din volum, 75,52% din masă. Azotul fierbe departe de aerul lichid înainte ca oxigenul. Puțin solubil în apă (15,4 ml/1 l H 2 O la 20 ˚C), solubilitatea azotului este mai mică decât cea a oxigenului.

La temperatura camerei, N2 reacționează cu fluorul și, în foarte mică măsură, cu oxigenul:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reacția reversibilă de a produce amoniac are loc la o temperatură de 200˚C, sub presiune de până la 350 atm și întotdeauna în prezența unui catalizator (Fe, F 2 O 3, FeO, în laborator cu Pt)

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a randamentului de amoniac ar trebui să apară odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este foarte mic, astfel că procesul se desfășoară la 450-500 ˚C, obținându-se un randament de amoniac de 15%. N2 şi H2 nereacţionat sunt returnaţi în reactor şi astfel cresc gradul de reacţie.

Azotul este pasiv din punct de vedere chimic în raport cu acizii și alcalii și nu suportă arderea.

Chitanță V industrie– distilarea fracționată a aerului lichid sau îndepărtarea oxigenului din aer prin mijloace chimice, de exemplu, prin reacția 2C (cocs) + O 2 = 2CO la încălzire. În aceste cazuri se obține azot, care conține și impurități ale gazelor nobile (în principal argon).

În laborator, cantități mici de azot pur chimic pot fi obținute prin reacția de comutare cu încălzire moderată:

N-3H4N3O2(T) = N20 + 2H2O (60-70)

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

Folosit pentru sinteza amoniacului. Acid azotic și alte produse care conțin azot, ca mediu inert pentru procesele chimice și metalurgice și depozitarea substanțelor inflamabile.

N.H. 3

Compus binar, starea de oxidare a azotului este – 3. Gaz incolor cu miros caracteristic ascuțit. Molecula are structura unui tetraedru incomplet [: N(H) 3 ] (hibridare sp 3). Prezența unei perechi donatoare de electroni pe orbitalul hibrid sp 3 al azotului din molecula de NH 3 determină reacția caracteristică de adăugare a unui cation de hidrogen, care are ca rezultat formarea unui cation. amoniu NH4. Se lichefiază sub presiune excesivă la temperatura camerei. În stare lichidă, se asociază prin legături de hidrogen. Instabil termic. Foarte solubil în apă (mai mult de 700 l/1 l H 2 O la 20˚C); ponderea într-o soluție saturată este de 34% în greutate și 99% în volum, pH = 11,8.

Foarte reactiv, predispus la reacții de adiție. Arde în oxigen, reacționează cu acizii. Prezintă proprietăți reducătoare (datorită N -3) și oxidante (datorită H +1). Se usucă numai cu oxid de calciu.

Reacții calitative - formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos, înnegrirea unei bucăți de hârtie umezită cu o soluție de Hg 2 (NO3) 2.

Un produs intermediar în sinteza HNO3 și a sărurilor de amoniu. Folosit la producerea de sifon, îngrășăminte cu azot, coloranți, explozivi; amoniacul lichid este un agent frigorific. Otrăvitoare.
Ecuațiile celor mai importante reacții:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) „fum” alb
4NH 3 + 3O 2 (aer) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. 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 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura camerei, presiune)
Chitanță.ÎN laboratoare– deplasarea amoniacului din sărurile de amoniu la încălzire cu var sodic: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Sau fierberea unei soluții apoase de amoniac și apoi uscarea gazului.
În industrie Amoniacul este produs din azot și hidrogen. Produs de industrie fie sub formă lichefiată, fie sub formă de soluție apoasă concentrată sub denumirea tehnică apa cu amoniac.

Hidrat de amoniacN.H. 3 * H 2 O. Legătura intermoleculară. Alb, în ​​rețeaua cristalină – molecule de NH 3 și H 2 O legate printr-o legătură slabă de hidrogen. Prezent în soluție apoasă amoniac, bază slabă (produși de disociere - cation NH 4 și anion OH). Cationul de amoniu are o structură tetraedrică regulată (hibridare sp 3). Instabil termic, se descompune complet atunci când soluția este fiartă. Neutralizat de acizi puternici. Prezintă proprietăți reducătoare (datorite N-3) într-o soluție concentrată. Acesta suferă reacții de schimb ionic și de complexare.

Reacție calitativă– formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos. Este folosit pentru a crea un mediu ușor alcalin în soluție în timpul precipitării hidroxizilor amfoteri.
O soluție de amoniac 1 M conține în principal NH 3 *H 2 O hidrat și doar 0,4% ioni NH 4 OH (datorită disocierii hidratului); Astfel, „hidroxidul de amoniu NH4OH” ionic practic nu este conținut în soluție și nu există un astfel de compus în hidratul solid.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (fierbe cu NaOH)
NH 3 H 2 O + HCI (diluat) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH3H2O) (conc.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (conc.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (conc.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (conc.) + NiCl2 = CI2 + 6H2O
O soluție de amoniac diluată (3-10%) este adesea numită amoniac(denumirea a fost inventată de alchimiști), iar soluția concentrată (18,5 - 25%) este o soluție de amoniac (produsă de industrie).

Oxizi de azot

Monoxid de azotNU

Oxid care nu formează sare. Gaz incolor. Radical, conține o legătură σπ covalentă (N꞊O), în stare solidă un dimer de N 2 O 2 co conexiune N-N. Extrem de stabil termic. Sensibilă la oxigenul aerului (devine maro). Puțin solubil în apă și nu reacționează cu ea. Chimic pasiv față de acizi și alcalii. Când este încălzit, reacţionează cu metale şi nemetale. un amestec foarte reactiv de NO și NO 2 („gaze azotate”). Produs intermediar în sinteza acidului azotic.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (roșu) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reacții la amestecuri de NO și NO 2:
NO + NO2 +H2O = 2HNO2 (p)
NO + NO2 + 2KOH(dil.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Chitanță V industrie: oxidarea amoniacului cu oxigen pe catalizator, în laboratoare— interacțiunea acidului azotic diluat cu agenți reducători:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NU+ 4H20
sau reducerea nitraților:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NU + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioxid de azotNU 2

Oxidul acid, corespunde condiționat la doi acizi - HNO 2 și HNO 3 (acidul pentru N 4 nu există). Gaz maro, la temperatura camerei monomer NO 2, în dimerul incolor lichid rece N 2 O 4 (tetroxid de diazot). Reacționează complet cu apa și alcalii. Un agent oxidant foarte puternic care provoacă coroziunea metalelor. Folosit pentru sinteza acidului azotic și a nitraților anhidri, ca oxidant de combustibil pentru rachete, purificator de ulei din sulf și catalizator de oxidare compusi organici. Otrăvitoare.
Ecuația celor mai importante reacții:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (la frig)
3NO2 + H20 = 3HNO3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diluat) = 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 (cat. Pt, Ni)
NO2 + 2HI(p) = NO + I2 ↓ + H2O
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)
Chitanță: V industrie - oxidarea NO de către oxigenul atmosferic, în laboratoare– interacțiunea acidului azotic concentrat cu agenți reducători:
6HNO3 (conc., hor.) + S = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
5HNO 3 (conc., hor.) + P (roșu) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oxid de diazotN 2 O

Un gaz incolor cu miros plăcut („gaz de râs”), N꞊N꞊О, stare formală de oxidare a azotului +1, slab solubil în apă. Sprijină arderea grafitului și magneziului:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Obținut prin descompunerea termică a nitratului de amoniu:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
folosit în medicină ca anestezic.

Trioxid de diazotN 2 O 3

La temperaturi scăzute – lichid albastru, ON꞊NO 2, stare formală de oxidare a azotului +3. La 20 ˚C, se descompune 90% într-un amestec de NO incolor și NO 2 maro („gaze azotate”, fum industrial – „coada de vulpe”). N 2 O 3 este un oxid acid, la rece cu apa formeaza HNO 2, cand este incalzit reactioneaza diferit:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO
Cu alcalii dă săruri HNO2, de exemplu NaNO2.
Obținut prin reacția NO cu O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) sau cu NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
cu răcire puternică. „Gazele azotate” sunt, de asemenea, periculoase pentru mediu și acționează ca catalizatori pentru distrugerea stratului de ozon din atmosferă.

Pentoxid de diazot N 2 O 5

Substanță solidă incoloră, O 2 N – O – NO 2, starea de oxidare a azotului este +5. La temperatura camerei se descompune în NO 2 şi O 2 în 10 ore. Reacționează cu apa și alcalii ca un oxid acid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Preparat prin deshidratarea acidului azotic fumos:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
sau oxidarea NO 2 cu ozon la -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitriți și nitrați

Nitritul de potasiuKNO 2 . Alb, higroscopic. Se topește fără descompunere. Stabil în aer uscat. Foarte solubil în apă (formând o soluție incoloră), se hidrolizează la anion. Un agent oxidant și reducător tipic într-un mediu acid, reacționează foarte lent într-un mediu alcalin. Intră în reacții de schimb ionic. Reacții calitative pe ionul NO 2 - decolorarea soluției violete de MnO 4 și apariția unui precipitat negru la adăugarea de ioni I Se folosește la producerea coloranților, ca reactiv analitic pentru aminoacizi și ioduri, și component al reactivilor fotografici. .
ecuația celor mai importante reacții:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (de ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (saturat) + NH 4 + (saturat) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (negru) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (diluat) + Ag + = AgNO 2 (galben deschis)↓
Chitanță Vindustrie– reducerea nitratului de potasiu în procesele:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (conc.) + Pb (burete) + H2O = KNO 2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate potasiu KNO 3
Denumirea tehnică potasă, sau indian sare , salitrul. Alb, se topește fără descompunere și se descompune la încălzire ulterioară. Stabil în aer. Foarte solubil în apă (cu nivel ridicat endo-efect, = -36 kJ), fără hidroliză. Un agent oxidant puternic în timpul fuziunii (datorită eliberării de oxigen atomic). În soluție se reduce numai de hidrogen atomic (în mediu acid la KNO 2, în mediu alcalin la NH 3). Folosit în producția de sticlă ca conservant Produse alimentare, o componentă a amestecurilor pirotehnice și a îngrășămintelor minerale.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, HCI dil.) = KNO2 + H2O

KNO 3 + 8H 0 (Al, conc. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustie)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Chitanță: în industrie
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

si in laborator:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

DESPRE DETECȚIE

Metodele de analiză calitativă, care nu necesită mult timp, reactivi și material analizat pentru a le efectua, permit analistului să evalueze rapid și ușor limitele conținutului elementului de determinat (în scopul alegerii ulterioare a unei metode cantitative pentru determinarea acestuia), precum și, în unele cazuri, să obțină informații despre formele de apariție a acesteia în eșantionul studiat.

Informații detaliate despre metodele calitative pentru detectarea compușilor anorganici de azot pot fi găsite într-o serie de manuale. Metodele de detectare a azotului în materiale organice (analiza calitativă organică) sunt descrise în detaliu în carte. De asemenea, descrie metode de transformare a azotului total în forme ușor de măsurat. Lucrarea este dedicată microidentificării sistematice a compușilor organici, inclusiv metode pentru descoperirea rapidă a azotului folosind o baie de inel Weiss (împreună cu alți heteroatomi importanți). Minima de deschidere a azotului este de 0,01-1 mcg. Analiza elementară calitativă a substanțelor organice fără mineralizarea lor preliminară este descrisă în lucrare. Metoda ultramicrocascilară pentru descoperirea azotului în materie organică munca este dedicată.

Pentru detecția calitativă a ionilor care conțin azot se folosesc proprietățile chimice și fizice specifice ale acestora: reacții de culoare în eprubete, reacții cu picături, inclusiv pe hârtie, reacții microcristalscopice, sorbție pe AlO3, electroforeză pe hârtie, spectroscopie IR, fluorescență, metode catalitice , etc. .d.

Mai jos este scurta descriere Cele mai comune metode de descoperire a ionilor de amoniu sunt ionii de nitrat, nitriți, tiocianați și cianuri.

Alcaliile caustice (NaOH, KOH) eliberează amoniac gazos din soluțiile de săruri de amoniu atunci când sunt încălzite, care este detectat prin miros folosind hârtie de turnesol sau fenolftaleină.

Reactivul Nessler, care este un amestec de sare complexă K2 cu KOH, formează un precipitat caracteristic roșu-brun cu soluții de săruri de amoniu (sau, în cantități foarte mici, o culoare galbenă). Sensibilitatea reacției este de 0,0003 mg într-o picătură de 0,002 ml. Ionii elementelor Ag, Hg(II), Pb și ionul S2- interferează.

Ioni de nitrit

Acidul descompune toți nitriții pentru a forma NO2 gazos, de culoare maro.

Iodura de potasiu în prezența H2S04 este oxidată de nitriți pentru a elibera Ja (și alți agenți oxidanți acționează în același mod: MnO4, CrOG, As04~).

O soluție de benzidină de acid acetic în prezența ionilor de NOj formează un compus de culoare galbenă.

Acidul sulfanilic și a-naftilamina (reactiv Griess-Idosvay) într-un mediu de acid acetic formează un colorant azoic colorat cu ioni de nitrit.

S-a propus o reacție microcristaloscopică pentru detectarea ionilor de nitrit: se adaugă un granu din substanța de testat la o picătură dintr-o soluție care conține potasiu, plumb și acetat de cupru (II) și CH3COOH acidulat. Cristalele negre K2Pb ies în evidență. În acest fel este posibil să se deschidă până la 0,75 mg de NOa - Diluție limită 1: 1500. Prezența ionilor de NO3 nu interferează cu reacția.

Reacția de formare a K3. Când soluția de testat este amestecată cu soluții de Co(N03)2, acid acetic diluat și KC1 în prezența NO2, apare un precipitat cristalin galben.

Permanganatul de potasiu devine decolorat într-un mediu acid când este încălzit în prezența ionilor de azotat ca urmare a reducerii manganului la MPa+.

o-aminoanilida acidului benzensulfonic (soluție de acid sulfuric) într-un mediu acid precipită ioni de NO2.

Ioni de nitrați

Reacțiile de oxidare-reducere sunt utilizate în principal pentru deschiderea ionilor de azotat.

Reacția cu cuprul și acidul sulfuric la încălzire duce la eliberarea de gaz brun NO2.

Reacția cu FeS04 în prezența HjS04 concentrat duce la formarea unui inel maro într-o eprubetă ca urmare a formării compusului complex lFe(N03)]S04. Ionii J -, Br~, anionii oxidanţi, SCN- interferează.

2 V. F. Volynets, M. P. Volynets

Reacția de reducere la amoniac în prezența unei soluții alcaline concentrate cu praf de zinc, pulbere de aluminiu sau aliaj Devard. NH3 este detectat cu hârtie de turnesol (albastru) sau fenolftaleină (roșu). NHj", NOs, SCN", 2_ interferează. MnOj, SIO\~, N02 interferează.

Reacția reducerii NO3 la NO^ la acțiunea nitraților de zinc metal în prezența CH3CO0H. Mai mult, NO^ este detectat prin reacțiile sale caracteristice (vezi mai sus).

Reacția cu difenilamină (G,Hs)aNH. Pune 4-5 picături dintr-o soluție de difenilamină în H2S04 concentrat pe un geam de ceas. Adăugați puțin din soluția de analizat la vârful unei baghete de sticlă curată și amestecați. În prezența NO3, apare o culoare albastră intensă datorită oxidării difenilaminei de către acidul azotic rezultat. Ele interferează cu N0^. Cr04~, Mn04, 3_, Fe3+ și alți agenți oxidanți,