Уравнение химической реакции азота с калием

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Нитрат калия: способы получения и химические свойства

Нитрат калия KNO₃ — соль щелочного металла калия и азотной кислоты. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается.

Относительная молекулярная масса M_r = 101,10; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,109; t_пл = 334, 5º C;

Видео:Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

Способ получения

1. Нитрат калия можно получить при 70º С путем взаимодействия надпероксида калия и оксида азота (IV), образуется нитрат калия и кислород:

2. В результате взаимодействия разбавленной азотной кислоты и гидроксида калия образуется нитрат калия и вода:

3. В результате реакции между горячим гидроксидом калия, оксидом азота (IV) и кислородом, происходит образование нитрата калия и воды:

4. В результате взаимодействия горячего и разбавленного раствора нитрита калия и кислорода образуется нитрат калия:

5. При смешивании горячего пероксида водорода и нитрита калия в разбавленной серной кислоте происходит образование нитрата калия и воды:

Видео:Химия 9 класс (Урок№14 - Азот: свойства и применение. Аммиак. Физические и химические свойства.)Скачать

Качественная реакция

Качественная реакция на нитрат калия — взаимодействие с медью при нагревании в присутствии концентрированной кислоты:

1. При взаимодействии с серной кислотой и медью, нитрат калия образует сульфат калия, нитрат меди, газ оксид азота и воду:

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Химические свойства

1. Hитрат калия разлагается при температуре 400–520º С с образованием нитрита калия и кислорода:

2. Н итрат калия может реагировать с простыми веществами :

2.1. Н итрат калия реагирует со свинцом при температуре 350–400 ºС . При этом образуется нитрит калия и оксид свинца:

KNO₃ + Pb = KNO₂ + PbO

2.2. Нитрат калия реагирует при температуре 400º С с алюминием с образованием алюмината калия, оксида алюминия и азота:

2.3. Нитрат калия взаимодействует с атомным водородом в присутствии цинка и разбавленной соляной кислоты при этом образуются нитрит калия и вода:

при взаимодействии нитрата калия и водорода при кипении в присутствии алюминия и концентрированного гидроксида калия образуется газ аммиак, вода и гидроксид калия:

3KNO₃ + 8Al + 5KOH+ 18H₂O = 3NH₃↑ + 8K[Al(OH)₄]

3. Возможны реакции между нитратом калия и сложными веществами :

3.1. Нитрат калия вступает в реакцию с кислотами :

3.1.1. В результате реакции в вакууме между нитратом калия и концентрированной серной кислотой образуется гидросульфат калия и азотная кислота:

3.2. Нитрат калия взаимодействует с солями :

3.2.1. Нитрат калия реагирует с сульфатом аммония при нагревании. В результате данной реакции образуются сульфат калия, оксид азота (I) и вода:

Видео:Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Реакция взаимодействия калия и азота

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Реакция взаимодействия калия и азота

Уравнение реакции взаимодействия калия и азота:

Реакция взаимодействия калия и азота.

В результате реакции образуется нитрид калия.

Реакция протекает при нормальных условиях.

Формула для поиска по сайту: N2 + 6K → 2K3N

Реакция взаимодействия индия и серы

Реакция взаимодействия ванадия и галлия

Реакция взаимодействия хлорида олова (IV) и гидроксида натрия

Выбрать язык

Популярные записи

Предупреждение.

Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.

Химические реакции и информация на сайте
не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.

Видео:Химические уравнения. Урок 15. Химия 7 классСкачать

Соединения азота

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Аммиак (NH₃)

Способы получения аммиака

Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.

В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550 о С):

Лабораторный способ

• В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:

Физические свойства аммиака

При обычной температуре NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза.

Очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH₃ — хороший полярный растворитель.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н₂О растворяется

25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.

Химические свойства аммиака

NH₃— очень химически активен. NH₃ как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.

Газообразный аммиак вступает в реакции с:

• кислородом (без катализатора):

(в присутствии катализаторов Pt):

• оксидами малоактивных металлов

• Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:

Водный раствор NH₃ – слабое основание

• При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:

Комплексный катион NH₄ + — является продуктом присоединения ионов Н + к молекуле NH₃ по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН — раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

• Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:

• Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:

• Молекулы NH₃ способны образовывать донорно — акцепторные связи с катионами многих переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.). При этом образуются комплексные ионы такие как [Аg(NH₃)₂], [Cu(NH₃)₄], [Cr(NH₃)₆], входящие в состав комплексных соединений — аммиакатов.

Образуемые аммиакаты растворимы воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.

Так, в аммиаке легко растворяются Аg₂О, Cu₂O, Cu(OH)₂, AgCl:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl хлорид диамминсеребра (I)

NH₃ выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)

Аммиачные растворы Ag₂O, Cu₂O, Си(ОН)₂ применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.

• В реакциях с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:

Кроме NaNH₂ возможно образование Na₂NH, Na₃N.

• NH₃ является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:

Видео:Азот и его соединения: химические свойства #азот #химшкола #неметаллы #егэхимияСкачать

Соли аммония

Способы получения солей аммония

• Пропускание аммиака через растворы кислот:

• Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами:

• Взаимодействие аммиака с хлором (качественная реакция на хлор):

Физические свойства солей аммония

Все соли аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Большинство из них бесцветны, но некоторые окрашены за счет анионов, например:

Химические свойства солей аммония

В солях аммония катионом является NH₄ + , анионом – кислотный остаток.

• В водных растворах полностью диссоциируют:

Общие с другими солями свойства

• Для солей аммония характерны свойства обычных растворимых солей. Они реагируют с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода):

• Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:

Специфические свойства

• Сильные основания вытесняют NH₃ из солей аммония:

Реакция с щелочами используется для обнаружения ионов аммония (качественная реакция). Выделяется газ — аммиак с характерным резким запахом нашатыря. Лакмусовая бумажка приобретает синий цвет.

• При нагревании соли аммония разлагаются:

a) Если соли аммония содержат неокисляющий анион, то при их разложении выделяется NH₃:

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

Разложение бихромата аммония – бурная реакция, известная под названием «вулкан». Оранжевая соль дихромата аммония при поджигании превращается в зеленый оксид хрома. При этом также выделяется газ — азот.

Видео Опыт «Вулкан»

Видео:Цветные химические опыты с дихроматом калия.Скачать

Оксид азота (I), закись азота, веселящий газ (N₂O)

Способы получения оксида азота (I)

• Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

• Действие HNO₃ на активные металлы:

Физические свойства оксида азота (I)

При обычной температуре N₂O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и сладковатый вкус;

Обладает наркотическим действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость. Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю сознания.

Химические свойства оксида азота (I)

N₂O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N₂O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

• При нагревании выше 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

• диоксидом серы:

• сильными окислителями:

Видео:Химия | Молекулярные и ионные уравненияСкачать

Оксид азота (II), монооксид азота (NO)

Способы получения монооксида азота

• В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO₃ путем каталитического окисления NH₃:

• В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO₃ на малоактивные металлы:

• окислением хлорида железа (II) или йодоводорода азотной кислотой:

• В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

Физические свойства монооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойства монооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

• водород при 200ºС

• углерод (графит) при 400-500ºС

• сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

Видео:Дефицит макроэлементов - азота, калия и фосфора в минеральных удобрениях.Скачать

Оксид азота (III), азотистый ангидрид, триоксид диазота (N₂O₃)

Способы получения азотистого ангидрида

• N₂O₃можно получить при низкой температуре (-80ºС) из оксидов азота:

• Из азота и кислорода в жидких состояниях при электрическом разряде:

Физические свойства азотистого ангидрида

N₂O₃ – термически неустойчивая синяя жидкость, разлагающаяся при комнатной температуре на NO₂ и NO, окрашиваясь в бурый цвет.

В твердом состоянии имеет белый или голубоватый цвет.

Химические свойства азотистого ангидрида

Оксид азота (III) – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет свойства и окислителя и восстановителя.

• Вступает в реакцию с газообразной и жидкой водой, образуя азотистую кислоту:

• Взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Видео:Химические свойства азот химия 9 классСкачать

Оксид азота (IV), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (NO₂)

Способы получения диоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

Лабораторные способы:

• действие концентрированной HNO₃ на неактивные металлы:

• разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

Физические свойства диоксида азота

При комнатной температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO₂ и N₂O₄ (1:4) с резким запахом.

Хорошо растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает коррозию металлов.

! NO₂ — ядовитый газ.

Химические свойства диоксида азота

NO₂ – кислотный оксид. Смешанный ангидрид 2х кислот

Для него характерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

• Оксид азота (IV) димеризуется:

• NO₂взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота +4 не существует и NO₂ при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

в присутствии O₂ растворение NO₂ приводит к образованию только азотной кислоты:

• Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO₂ в теплойводе образуются HNO₃ и NO:

А при нагревании выделяется кислород:

• Взаимодействие NO₂со щелочами:

в отсутствие O₂:

в присутствии O₂:

NO₂ – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO₂ даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

• Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

• NO₂ используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Оксид азота (V), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (N₂O₅)

Способы получения азотного ангидрида

N₂O₅ можно получить:

• при окислении диоксида азота:

• придействии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P₂O₅):

Физические свойства азотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N₂O₅– кислотный оксид.

• При растворении его в воде образуется азотная кислота:

• Вступает в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N₂O₅– сильный окислитель

• Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO₂:

• N₂O₅ энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Азотистая кислота (HNO₂)

Способы получения азотистой кислоты

• Растворение азотистого ангидрида N₂О₃ в воде:

• Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

Физические свойства и строение азотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойства азотистой кислоты

HNО₂слабая кислота и существует лишь в разбавленных растворах;

• Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

Кислотные свойства у HNО₂ выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

• Взаимодействует с сильными основаниями:

• Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО₂ проявляет окислительно-восстановительную активность.
• Окислительные свойства HNO₂ проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

Использование HNО₂ в органическом синтезе

• В реакциях HNО₂ с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):

• Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C₆H₅-N=N-C₆H₅):

• В реакциях HNО₂ с алифатическими первичными аминами также образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

Видео:Влияние концентрации на скорость химических реакций. 10 класс.Скачать

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

• Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО₂ с раствором щелочи:

• Реакции обмена NaNО₂ и солей металлов:

• Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение получили нитриты щелочных металлов — NaNО₂ и KNО₂.

!Нитриты ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна +3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО₂ обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

• При взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

• В реакциях с восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

• При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

• Смесь солей азотной и азотистой кислот (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

• Нитрит аммония при нагревании разлагается:

Видео:Химия 9 класс (Урок№16 - Фосфор. Аллотропия фосфора. Свойства фосфора. Оксид фосфора(V).)Скачать

Азотная кислота (HNO₃)

Способы получения азотной кислоты:

• Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:

2 стадия. Окисление NO до NO₂ кислородом воздуха:

3 стадия. Поглощение NO₂ водой в избытке кислорода:

• Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с концентрированной H₂SO₄:

Физические свойства и строение азотной кислоты

Молекулярная формула: HNO₃, B(N) = IV, С.О. (N) = +5 Структурная формула:

Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии

При комнатной температуре безводная HNO₃ — бесцветная летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).

Концентрированная («дымящая») HNO₃ имеет красноватый или желтый цвет, так как разлагается с выделением NO₂, придающим окраску кислоте.

С водой смешивается неограниченно.

Химические свойства азотной кислоты

HNO₃ — Сильная кислота

• Молекулы HNO₃разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:

Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ NO₂ усиливает окислительные свойства HNO₃

• HNO₃ — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:

Общие свойства кислот

• с оксидами металлов:

• с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• с солями слабых кислот:

Отличительные свойства азотной кислоты

• Окисление металлов

При взаимодействии HNO₃ с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO₃ — , а не ионы H + , поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н₂.

HNO₃ растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.

Смесь 1 части HNO₃ и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:

• Пассивация металлов. При обычной температуре сильноконцентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr

• Окисление неметаллов:

HNO₃ окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO₃ разбавленная) или до NO₂ (если HNO₃ концентрированная).

• Окисление сложных веществ

Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.

При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например:

При нагревании:

• «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.

• HNO₃ – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.

• Реакции нитрования:

• Реакции этерификации спиртов:

Видео:Азот: свойства и применение. Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение.Скачать

Соли азотной кислоты (нитраты)

Физические свойства нитратов

Нитраты металлов представляют собой твердые кристаллические вещества без цвета.

Большинство из них хорошо растворимы в воде.

Химические свойства нитратов

Имеют химические свойства, общие с типичными солями.

Отличительные особенности:

• окислительно-восстановительное разложение при нагревании:

• Водные растворы нитратов не обладают окислительно-восстановительными свойствами, однако сильная окислительная способность присуще расплавленным нитратам щелочных металлов и аммония:

смесь KNO₃ (75%), C (15%) и S (10%) называется «черным порохом»

Азотные удобрения

Соединения азота широко используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве.

Азотные удобрения способствуют росту урожая и улучшению качество растений, например, в зерновых культурах увеличивается содержание белка и клейковины.

В таблице ниже представлены основные виды азотных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Метки азотистая кислота, азотная кислота, нитраты, нитриты, оксид азота, порох

📽️ Видео

Уравнения химический реакций на ОГЭ: как составлять без ошибок?Скачать

Особенности строения и свойства молекулы азота. 11 класс.Скачать