L'azote et ses composés. L'azote et ses composés Comment organiser les états d'oxydation dans les composés organiques

Le degré d'oxydation de l'azote dans NH 3 - (-3) est le plus bas, dans HN0 2 - +3 - intermédiaire, b HN0 3 - +5 - le plus élevé; soufre dans H 2 S - (-2) - inférieur, dans H 2 SO 3 - +4 - intermédiaire, dans H 2 S0 4 - +6 - supérieur ; manganèse en Mn0 2 - +4 - intermédiaire, en KMn0 4 - +7 - le plus élevé.

D'où : NH 3, H 2 S - uniquement des agents réducteurs ; KMn0 4, HN0 3, H 2 S0 4 - uniquement des agents oxydants ; H 2 S0 3, HN0 2, Mn0 2 - agents oxydants et réducteurs.

Les agents oxydants les plus importants dans les réactions redox sont : F 2, 0 2, 0 3, H 2 0 2, Cl 2, HClO, HClO3, H 2 SO 4 (conc), HN0 3, « regia vodka » (un mélange de HN0 3 concentré et de HCl ), N0 2 , KMn0 4 , Mn0 2 , K 2 Cr 2 0 7 , Cr0 3 , Pb0 2 et autres.

Agents oxydants faibles: I 2, eau bromée (Br 2 + H 2 0), S0 2, HN0 2, Fe 3+ et autres.

Présente de fortes propriétés réparatrices: métaux alcalins et alcalino-terreux, Mg, Al, H 2 (surtout au moment de l'isolement), HI et iodures, HBr et bromures, H 2 S et sulfures, NH 3, РНз, Н 3 Р0 4, С, CO, Fe 2+, Cr 2+, etc.

Agents réducteurs faibles: métaux peu actifs (Pb, Cu, Ag, Hg), HCl et chlorures, S0 2, HN0 2, etc.

Si les produits de réaction ne sont pas donnés dans l'équation, il est nécessaire de les dériver à l'aide de tableaux d'états d'oxydation caractéristiques (tableaux 3.1 et 3.2) et de la connaissance des propriétés des composés d'éléments chimiques spécifiques.

Si le nouvel état d'oxydation d'un élément est positif, alors pour dériver la formule du produit, il est nécessaire de composer la chaîne de formules suivante pour les composés de cet élément

Par exemple,

Pour éliminer le produit de la réaction, l'interaction de l'oxyde ou de l'hydroxyde avec le milieu est importante. L'hydroxyde d'aluminium étant amphotère, dans un environnement acide (par exemple, H2SO4), le produit sera du sulfate d'aluminium et dans un environnement alcalin (KOH) - de l'aluminate de K.

La formule moyenne ne peut être que d’un côté de l’équation. Si la formule dérivée du produit coïncide avec la formule du milieu (H 2 S0 4), alors si des ions K + ou Na + sont présents dans la solution, le produit sera un sel d'acide sulfurique, par exemple Na 2 S0 4.

Dans un environnement alcalin, le produit sera de l'hydroxyde de Fe(OH) 3.

Dans un environnement acide, la dissolution du CO 2 dans l'eau est difficile, le produit sera donc du dioxyde de carbone (CO 2).

Si le nouvel état d'oxydation de l'élément est négatif, alors la chaîne permettant de dériver la formule du produit doit être la suivante

Par exemple,

Lors de la déduction des produits des réactions redox, il est nécessaire de prendre en compte le comportement d'éléments chimiques spécifiques. Ainsi, le manganèse change son état d’oxydation différemment selon l’environnement. Mn +7 abaisse son état d'oxydation : en milieu acide à +2, en milieu neutre - à +4, en milieu fortement alcalin - à +6. Mn +2 augmente le degré d'oxydation : en milieu acide - jusqu'à +7, en milieu neutre - jusqu'à +4 et en milieu alcalin - jusqu'à +6.

Lors de la déduction des produits des composés du chrome (VI), il ne faut pas oublier que les chromates sont stables dans un environnement alcalin et que les dichromates sont stables dans un environnement acide.

Les éléments avec un état d'oxydation négatif le modifient généralement à la suite d'une réaction jusqu'à zéro. Le produit de la réaction dans ce cas est une substance simple (Cl 2, S, I 2, etc.).

Par exemple

a) 2Cl -1 -2 = Cl2 ;

b) S-2-2 =S;

c) 2I -1 - 2 = je 2 (en milieu acide).

Une exception est l'ion iodure I -1 en milieu alcalin, puisque je 2 instable en milieu alcalin :

I -1 - 6 = I +5 (en milieu alcalin).

Les formules des produits restants sont obtenues en combinant les ions restants avec les ions du milieu.

La méthode d'élimination des produits discutée ci-dessus n'est applicable que pour les réactions redox en solutions ; les produits de réaction en phase gazeuse et dans les matières fondues sont trouvés à l'aide de la littérature de référence.

A placer correctement états d'oxydation, vous devez garder quatre règles à l’esprit.

1) Dans une substance simple, l'état d'oxydation de tout élément est 0. Exemples : Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Il faut retenir les éléments caractéristiques états d'oxydation constants. Tous sont répertoriés dans le tableau.

3) En règle générale, l'état d'oxydation le plus élevé d'un élément coïncide avec le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément (par exemple, le phosphore est dans le groupe V, l'écart-type le plus élevé du phosphore est +5). Exceptions importantes : F, O.

4) La recherche des états d'oxydation d'autres éléments repose sur une règle simple :

Dans une molécule neutre, la somme des états d'oxydation de tous les éléments est égale à zéro, et dans un ion, la charge de l'ion.

Quelques exemples simples pour déterminer les états d'oxydation

Exemple 1. Il faut retrouver les états d'oxydation des éléments dans l'ammoniac (NH 3).

Solution. On sait déjà (voir 2) que l'Art. D'ACCORD. l'hydrogène est +1. Reste à retrouver cette caractéristique pour l'azote. Soit x l'état d'oxydation souhaité. Nous créons l'équation la plus simple : x + 3 (+1) = 0. La solution est évidente : x = -3. Réponse : N -3 H 3 +1.

Exemple 2. Indiquez les états d'oxydation de tous les atomes de la molécule H 2 SO 4.

Solution. Les états d'oxydation de l'hydrogène et de l'oxygène sont déjà connus : H(+1) et O(-2). Nous créons une équation pour déterminer l'état d'oxydation du soufre : 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. En résolvant cette équation, nous trouvons : x = +6. Réponse : H +1 2 S +6 O -2 4.

Exemple 3. Calculez les états d'oxydation de tous les éléments de la molécule Al(NO 3) 3.

Solution. L'algorithme reste inchangé. La composition de la « molécule » du nitrate d'aluminium comprend un atome d'Al (+3), 9 atomes d'oxygène (-2) et 3 atomes d'azote dont il faut calculer l'état d'oxydation. L'équation correspondante est : 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Réponse : Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

Exemple 4. Déterminez les états d’oxydation de tous les atomes de l’ion (AsO 4) 3-.

Solution. Dans ce cas, la somme des états d’oxydation ne sera plus égale à zéro, mais à la charge de l’ion, soit -3. Équation : x + 4 (-2) = -3. Réponse : As(+5), O(-2).

Que faire si les états d'oxydation de deux éléments sont inconnus

Est-il possible de déterminer les états d'oxydation de plusieurs éléments à la fois en utilisant une équation similaire ? Si l’on considère ce problème d’un point de vue mathématique, la réponse sera négative. Une équation linéaire à deux variables ne peut pas avoir de solution unique. Mais nous résolvons bien plus qu’une simple équation !

Exemple 5. Déterminer les états d'oxydation de tous les éléments dans (NH 4) 2 SO 4.

Solution. Les états d’oxydation de l’hydrogène et de l’oxygène sont connus, mais pas le soufre et l’azote. Un exemple classique de problème à deux inconnues ! Nous considérerons le sulfate d'ammonium non pas comme une seule « molécule », mais comme une combinaison de deux ions : NH 4 + et SO 4 2-. Les charges des ions nous sont connues ; chacune d'elles ne contient qu'un seul atome avec un état d'oxydation inconnu. Grâce à l'expérience acquise en résolvant des problèmes précédents, nous pouvons facilement trouver les états d'oxydation de l'azote et du soufre. Réponse : (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

Conclusion : si une molécule contient plusieurs atomes avec des états d'oxydation inconnus, essayez de « diviser » la molécule en plusieurs parties.

Comment organiser les états d'oxydation dans les composés organiques

Exemple 6. Indiquez les états d'oxydation de tous les éléments dans CH 3 CH 2 OH.

Solution. La recherche des états d'oxydation dans les composés organiques a ses propres spécificités. En particulier, il est nécessaire de trouver séparément les états d'oxydation pour chaque atome de carbone. Vous pouvez raisonner comme suit. Prenons par exemple l’atome de carbone du groupe méthyle. Cet atome de C est relié à 3 atomes d'hydrogène et à un atome de carbone voisin. Le long de la liaison C-H, la densité électronique se déplace vers l'atome de carbone (puisque l'électronégativité du C dépasse l'EO de l'hydrogène). Si ce déplacement était complet, l’atome de carbone acquerrait une charge de -3.

L'atome C du groupe -CH 2 OH est lié à deux atomes d'hydrogène (un déplacement de la densité électronique vers C), un atome d'oxygène (un déplacement de la densité électronique vers O) et un atome de carbone (on peut supposer que le déplacement en densité électronique dans ce cas ne se produit pas). L'état d'oxydation du carbone est -2 +1 +0 = -1.

Réponse : C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

Ne confondez pas les notions de « valence » et « d’état d’oxydation » !

L'indice d'oxydation est souvent confondu avec la valence. Ne faites pas cette erreur. Je vais énumérer les principales différences :

• l'état d'oxydation a un signe (+ ou -), la valence n'en a pas ;
• l'état d'oxydation peut être nul même dans une substance complexe ; une valence égale à zéro signifie, en règle générale, qu'un atome d'un élément donné n'est pas connecté à d'autres atomes (nous ne discuterons d'aucun type de composés d'inclusion et autres « exotiques » ici);
• L'état d'oxydation est un concept formel qui n'acquiert une signification réelle que dans les composés avec des liaisons ioniques ; au contraire, le concept de « valence » est plus facilement appliqué aux composés covalents.

L'état d'oxydation (plus précisément son module) est souvent numériquement égal à la valence, mais le plus souvent ces valeurs ne coïncident PAS. Par exemple, l'état d'oxydation du carbone dans le CO 2 est +4 ; la valence de C est également égale à IV. Mais dans le méthanol (CH 3 OH), la valence du carbone reste la même et le degré d'oxydation de C est égal à -1.

Un petit test sur le thème "État d'oxydation"

Prenez quelques minutes pour vérifier votre compréhension de ce sujet. Vous devez répondre à cinq questions simples. Bonne chance!

Tâche n°1

Établir une correspondance entre l'équation de la réaction et la propriété de l'élément azoté qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Réponse : 4221

Explication:

A) NH 4 HCO 3 est un sel qui contient le cation ammonium NH 4 +. Dans le cation ammonium, l'azote a toujours un état d'oxydation de -3. À la suite de la réaction, il se transforme en ammoniac NH 3. L'hydrogène (à l'exception de ses composés avec des métaux) a presque toujours un état d'oxydation de +1. Par conséquent, pour qu’une molécule d’ammoniac soit électriquement neutre, l’azote doit avoir un état d’oxydation de -3. Ainsi, il n’y a aucun changement dans l’état d’oxydation de l’azote, c’est-à-dire il ne présente pas de propriétés rédox.

B) Comme indiqué ci-dessus, l'azote dans l'ammoniac NH 3 a un état d'oxydation de -3. À la suite de la réaction avec CuO, l'ammoniac se transforme en une substance simple N 2. Dans toute substance simple, l’état d’oxydation de l’élément par lequel elle est formée est nul. Ainsi, l’atome d’azote perd sa charge négative, et puisque les électrons sont responsables de la charge négative, cela signifie que l’atome d’azote les perd à la suite de la réaction. Un élément qui perd une partie de ses électrons à la suite d’une réaction est appelé agent réducteur.

C) À la suite de la réaction du NH 3 avec le degré d'oxydation de l'azote égal à -3, il se transforme en oxyde nitrique NO. L'oxygène a presque toujours un état d'oxydation de -2. Par conséquent, pour qu’une molécule d’oxyde nitrique soit électriquement neutre, l’atome d’azote doit avoir un état d’oxydation de +2. Cela signifie que l'atome d'azote, à la suite de la réaction, a changé son état d'oxydation de -3 à +2. Cela indique que l’atome d’azote a perdu 5 électrons. Autrement dit, l’azote, comme c’est le cas pour B, est un agent réducteur.

D) N 2 est une substance simple. Dans toutes les substances simples, l'élément qui les forme a un état d'oxydation de 0. À la suite de la réaction, l'azote est transformé en nitrure de lithium Li3N. Le seul état d'oxydation d'un métal alcalin autre que zéro (l'état d'oxydation 0 se produit pour n'importe quel élément) est +1. Ainsi, pour que l’unité structurelle Li3N soit électriquement neutre, l’azote doit avoir un état d’oxydation de -3. Il s'avère qu'à la suite de la réaction, l'azote a acquis une charge négative, ce qui signifie l'ajout d'électrons. L'azote est un agent oxydant dans cette réaction.

Tâche n°2

Établir une correspondance entre le schéma réactionnel et la propriété de l'élément phosphore qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 1224

Tâche n°3

ÉQUATION DE RÉACTION
A) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O B) 2Cu(NON 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 B) 4Zn + 10HNO 3 → NH 4 NO 3 + 4Zn(NO 3) 2 + 3H 2 O D) 3NO 2 + H 2 O → 2HNO 3 + NON

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 1463

Tâche n°4

Établir une correspondance entre l'équation de réaction et l'évolution de l'état d'oxydation de l'agent oxydant qu'elle contient : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

ÉQUATION DE RÉACTION	CHANGEMENT DE L'ÉTAT D'OXYDATION DU COMBURANT
A) SO 2 + NON 2 → SO 3 + NON B) 2NH 3 + 2Na → 2NaNH 2 + H 2 B) 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 D) 4NH 3 + 6NO → 5N 2 + 6H 2 O

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3425

Tâche n°5

Etablir une correspondance entre le schéma réactionnel et le coefficient avant l'agent oxydant qu'il contient : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

SCHÉMA DE RÉACTION	COEFFICIENT AVANT OXYDANT
A) NH 3 + O 2 → N 2 + H 2 O B) Cu + HNO 3 (conc.) → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O B) C + HNO 3 → NON 2 + CO 2 + H 2 O D) S + HNO 3 →H 2 SO 4 + NON

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3442

Tâche n°6

Établir une correspondance entre l'équation de réaction et l'évolution de l'état d'oxydation de l'agent oxydant qu'elle contient : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

ÉQUATION DE RÉACTION	CHANGEMENT DE L'ÉTAT D'OXYDATION DU COMBURANT
A) 2NH 3 + K → 2KNH 2 + H 2 B) H 2 S + K → K 2 S + H 2 B) 4NH 3 + 6NO → 5N 2 + 6H 2 O D) 2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 4436

Tâche n°7

Établir une correspondance entre les substances de départ et la propriété du cuivre que présente cet élément dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 2124

Tâche n°8

Établir une correspondance entre le schéma réactionnel et la propriété du soufre qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3224

Tâche n°9

Établir une correspondance entre le schéma réactionnel et la propriété du phosphore qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3242

Tâche n°10

Établir une correspondance entre le schéma réactionnel et la propriété de l'azote qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 2141

Tâche n°11

Établir une correspondance entre le schéma réactionnel et la propriété du fluor qu'il présente dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 1444

Tâche n°12

Etablir une correspondance entre le schéma réactionnel et l'évolution de l'état d'oxydation de l'agent réducteur : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

SCHÉMA DE RÉACTION
A) NaIO → NaI + NaIO3 B) HI + H 2 O 2 → I 2 + H 2 O B) NaIO 3 → NaI + O 2 D) NaIO 4 → NaI + O 2	1) Je +5 → Je −1 2) O −2 → O 0 3) Je +7 →Je −1 4) Je +1 → Je −1 5) Je +1 → Je +5 6) je −1 → je 0

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 5622

Tâche n°13

Établir une correspondance entre l'équation de la réaction et l'évolution de l'état d'oxydation de l'agent réducteur dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

ÉQUATION DE RÉACTION	CHANGEMENT DE L'ÉTAT D'OXYDATION DE L'AGENT RÉDUCTEUR
A) H 2 S + I 2 → S + 2HI B) Cl 2 + 2HI → I 2 + 2HCl B) 2SO 3 + 2KI → I 2 + SO 2 + K 2 SO 4 D) S + 3NO 2 → SO 3 + 3NO

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 5331

Tâche n°14

Etablir une correspondance entre l'équation de la réaction redox et l'évolution de l'état d'oxydation du soufre dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

ÉQUATION DE RÉACTION	CHANGEMENT DU DEGRÉ D'OXYDATION DU SOUFRE
A) S + O 2 → SO 2 B) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr B) C + H 2 SO 4 (conc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O D) 2H 2 S + O 2 → 2H 2 O + 2S

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 4123

Tâche n°15

CHANGEMENT D'ÉTAT D'OXYDATION	FORMULES DE SUBSTANCES
A) S −2 → S +4 B) S −2 → S +6 B) S +6 → S −2 ré) S −2 → S 0	1) Cu 2 S et O 2 2) H 2 S et Br 2 (solution) 3) Mg et H 2 SO 4 (conc.) 4) H 2 SO 3 et O 2 5) PbS et HNO 3 (conc.) 6) C et H 2 SO 4 (conc.)

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 1532

Tâche n°16

Établir une correspondance entre l'évolution de l'état d'oxydation du soufre dans la réaction et les formules des matières premières impliquées dans celle-ci : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

CHANGEMENT D'ÉTAT D'OXYDATION	FORMULES DE SUBSTANCES
UNE) S 0 → S +4 B) S+4 → S+6 B) S −2 → S0 D) S+6 → S+4	1) Cu et H 2 SO 4 (dilués) 2) H 2 S et O 2 (insuffisants) 3) S et H 2 SO 4 (conc.)

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3523

Tâche n°17

Établir une correspondance entre les propriétés de l'azote et l'équation de la réaction redox dans laquelle il présente ces propriétés : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 2143

Tâche n°18

Établir une correspondance entre l'évolution de l'état d'oxydation du chlore dans la réaction et les formules des substances de départ impliquées dans celle-ci : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

CHANGEMENT D'ÉTAT D'OXYDATION	FORMULES DE SUBSTANCES DE DEPART
A) Cl 0 → Cl −1 B) Cl −1 → Cl 0 B) Cl +5 → Cl −1 D) Cl 0 → Cl +5	1) KClO 3 (chauffage) 2) Cl 2 et NaOH (solution chaude) 3) KCl et H 2 SO 4 (conc.) 6) KClO 4 et H 2 SO 4 (conc.)

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 2412

Tâche n°19

Établir une correspondance entre la formule de l'ion et sa capacité à présenter des propriétés redox : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 2332

Tâche n°20

Etablir une correspondance entre le schéma de la réaction chimique et l'évolution de l'état d'oxydation de l'oxydant : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

SCHÉMA DE RÉACTION	CHANGEMENT DE L'ÉTAT D'OXYDATION DU COMBURANT
A) MnCO 3 + KClO 3 → MnO 2 + KCl + CO 2 B) Cl 2 + I 2 + H 2 O → HCl + HIO 3 B) H 2 MnO 4 → HMnO 4 + MnO 2 + H 2 O D) Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O	1) Cl 0 → Cl - 2) Mn+6 → Mn+4 3) Cl +5 → Cl − 4) Mn +7 → Mn +6 5) Mn+2 → Mn+4 6) S+4 → S+6

Notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Réponse : 3124

Tâche n°21

Etablir une correspondance entre le schéma réactionnel et l'évolution de l'état d'oxydation de l'agent réducteur dans cette réaction : pour chaque position indiquée par une lettre, sélectionner la position correspondante indiquée par un chiffre.

Comment déterminer l'état d'oxydation des éléments dans les composés NH3, N2O3, HNO3, N2.
Je ne comprends pas... et j'ai eu la meilleure réponse

Réponse de Anatoli Arestov[gourou]
C'est simple) Regardez, les substances simples (constituées uniquement d'atomes d'un élément), comme N2, ont une valence nulle. L'oxygène, O, a toujours un état d'oxydation de -2. Par exemple, N2O3. État d'oxydation de l'oxygène = -2 Nous avons trois atomes d'oxygène. 3*(-2)=-6. La molécule entière dans son ensemble doit avoir un état d'oxydation nul (dans votre cas). Il y a deux atomes d'azote. Ils doivent avoir un état d'oxydation opposé à l'état d'oxydation de l'oxygène dans son ensemble, c'est-à-dire +6. Nous avons deux atomes, donc nous divisons par deux. Par conséquent, la valence de l’azote = +3. La principale chose à retenir est que la valence de l’oxygène est presque toujours = -2 et celle de l’hydrogène = +1. Le total pour la molécule entière doit être égal à 0 (si la molécule n'a pas de signe plus ou moins, mais vous avez d'autres exemples) HNO3 - H=+1, O=-2, il y en a trois, on compte : -2*3=- 6. -6+1=-5. En général, il devrait être 0. Cela signifie que le degré d'oxydation de N = 5. NH3 - 3 atomes d'hydrogène, chacun avec +1, c'est-à-dire +3, ce qui signifie azote = -3 Donc, NH3(-3), N2O3. ( +3), HNO3(+5),N2(0). Ce sont les états d'oxydation des atomes d'azote. Et l'hydrogène et l'oxygène ont respectivement (+1) et (-2).

Réponse de La gravité[expert]
ça se calcule ainsi... l'hydrogène a toujours une charge de +1, l'oxygène a toujours une -2... il en résulte : disons HNO3, alors prenons la charge totale de celles connues, elle est égale à +1 (de l'hydrogène) +3*(-2) (de l'oxygène) on obtient -5 charge totale... donc l'azote a +5.... l'opposé est 4à celui des atomes restants (4pour que la molécule est électriquement neutre). La charge N2 est 0. dans NH3 -3, dans N2O3 -2*3/2=-3 charge azote +3...le degré d'oxydation le plus élevé correspond au numéro du groupe dans lequel il se trouve...par exemple, l'azote est dans le 5ème groupe, son état d'oxydation le plus élevé =+5....

Réponse de 3 réponses[gourou]

Bonjour! Voici une sélection de sujets avec des réponses à votre question : Comment déterminer l'état d'oxydation des éléments dans les composés NH3, N2O3, HNO3, N2.
Je ne comprends pas...

Azote- élément de la 2ème période du groupe V A du tableau périodique, numéro d'ordre 7. Formule électronique de l'atome [ 2 He]2s 2 2p 3, états d'oxydation caractéristiques 0, -3, +3 et +5, moins souvent +2 et +4 et un autre état N v est considéré comme relativement stable.

Échelle des états d'oxydation de l'azote :
+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.

L'azote a une électronégativité élevée (3,07), troisième après F et O. Il présente des propriétés non métalliques (acides) typiques, formant divers acides, sels et composés binaires contenant de l'oxygène, ainsi que le cation ammonium NH 4 et ses sels.

Dans la nature - dix-septième par élément d'abondance chimique (neuvième parmi les non-métaux). Un élément vital pour tous les organismes.

N 2

Substance simple. Il est constitué de molécules non polaires avec une liaison ˚σππ N≡N très stable, ce qui explique l'inertie chimique de l'élément dans des conditions normales.

Gaz incolore, insipide et inodore qui se condense en un liquide incolore (contrairement à l'O2).

Le composant principal de l'air est de 78,09 % en volume, soit 75,52 en masse. L'azote s'évapore de l'air liquide avant l'oxygène. Légèrement soluble dans l'eau (15,4 ml/1 l H 2 O à 20 ˚C), la solubilité de l'azote est inférieure à celle de l'oxygène.

A température ambiante, le N2 réagit avec le fluor et, dans une très faible mesure, avec l'oxygène :

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

La réaction réversible pour produire de l'ammoniac se produit à une température de 200˚C, sous une pression allant jusqu'à 350 atm et toujours en présence d'un catalyseur (Fe, F 2 O 3, FeO, en laboratoire avec Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Selon le principe de Le Chatelier, une augmentation du rendement en ammoniac devrait se produire avec une augmentation de la pression et une diminution de la température. Cependant, la vitesse de réaction à basse température est très faible, c'est pourquoi le processus est effectué à 450-500 °C, ce qui permet d'obtenir un rendement en ammoniac de 15 %. Le N 2 et le H 2 n'ayant pas réagi sont renvoyés au réacteur et augmentent ainsi le degré de réaction.

L'azote est chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis et n'entretient pas la combustion.

Reçu V industrie– distillation fractionnée de l'air liquide ou élimination de l'oxygène de l'air par des moyens chimiques, par exemple par la réaction 2C (coke) + O 2 = 2CO lorsqu'il est chauffé. Dans ces cas, on obtient de l'azote, qui contient également des impuretés de gaz rares (principalement de l'argon).

En laboratoire, de petites quantités d'azote chimiquement pur peuvent être obtenues par la réaction de commutation avec chauffage modéré :

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)

Utilisé pour la synthèse de l'ammoniac. Acide nitrique et autres produits contenant de l'azote, comme milieu inerte pour les processus chimiques et métallurgiques et le stockage de substances inflammables.

N.H. 3

Composé binaire, l'état d'oxydation de l'azote est – 3. Gaz incolore avec une odeur caractéristique piquante. La molécule a la structure d'un tétraèdre incomplet [: N(H) 3 ] (hybridation sp 3). La présence d'une paire d'électrons donneurs sur l'orbitale hybride sp 3 de l'azote dans la molécule NH 3 détermine la réaction caractéristique d'addition d'un cation hydrogène, qui aboutit à la formation d'un cation ammonium NH4. Il se liquéfie sous surpression à température ambiante. A l'état liquide, il est associé par des liaisons hydrogène. Thermiquement instable. Très soluble dans l'eau (plus de 700 l/1 l H 2 O à 20˚C) ; la proportion dans une solution saturée est de 34% en poids et 99% en volume, pH = 11,8.

Très réactif, sujet aux réactions d'addition. Brûle dans l'oxygène, réagit avec les acides. Il présente des propriétés réductrices (dues à N -3) et oxydantes (dues à H +1). Il est séché uniquement avec de l'oxyde de calcium.

Réactions qualitatives – la formation de « fumée » blanche au contact du HCl gazeux, noircissement d'un morceau de papier humidifié avec une solution de Hg 2 (NO3) 2.

Un produit intermédiaire dans la synthèse du HNO 3 et des sels d'ammonium. Utilisé dans la production de soude, d'engrais azotés, de colorants, d'explosifs ; l'ammoniac liquide est un réfrigérant. Toxique.
Équations des réactions les plus importantes :

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) « fumée » blanche
4NH 3 + 3O 2 (air) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustion)
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 (température ambiante, pression)
Reçu. DANS laboratoires– déplacement de l'ammoniac des sels d'ammonium lorsqu'il est chauffé avec de la chaux sodée : Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ou faire bouillir une solution aqueuse d’ammoniaque puis sécher le gaz.
Dans l'industrie L'ammoniac est produit à partir d'azote et d'hydrogène. Produit par l'industrie soit sous forme liquéfiée, soit sous forme de solution aqueuse concentrée sous le nom technique eau ammoniaquée.

Ammoniac hydratéN.H. 3 * H 2 Ô. Connexion intermoléculaire. Blanc, dans le réseau cristallin – molécules NH 3 et H 2 O reliées par une faible liaison hydrogène. Présent dans une solution aqueuse d'ammoniaque, une base faible (produits de dissociation - cation NH 4 et anion OH). Le cation ammonium a une structure tétraédrique régulière (hybridation sp 3). Thermiquement instable, se décompose complètement lorsque la solution est bouillie. Neutralisé par des acides forts. Présente des propriétés réductrices (dues au N-3) dans une solution concentrée. Il subit des réactions d’échange d’ions et de complexation.

Réaction qualitative– formation de « fumée » blanche au contact du HCl gazeux. Il est utilisé pour créer un environnement légèrement alcalin en solution lors de la précipitation des hydroxydes amphotères.
Une solution d'ammoniaque 1 M contient principalement du NH 3 *H 2 O hydraté et seulement 0,4 % d'ions NH 4 OH (en raison de la dissociation de l'hydrate) ; Ainsi, «l'hydroxyde d'ammonium NH 4 OH» ionique n'est pratiquement pas contenu dans la solution et il n'y a pas de tel composé dans l'hydrate solide.
Équations des réactions les plus importantes :
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (ébullition avec NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (dilué) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (conc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Une solution d'ammoniaque diluée (3-10 %) est souvent appelée ammoniac(le nom a été inventé par des alchimistes), et la solution concentrée (18,5 - 25 %) est une solution d'ammoniaque (produite par l'industrie).

Oxydes d'azote

Monoxyde d'azoteNON

Oxyde non salifiant. Gaz incolore. Le radical contient une liaison covalente σπ (N꞊O), à l'état solide un dimère de N 2 O 2 avec une liaison N-N. Extrêmement stable thermiquement. Sensible à l'oxygène de l'air (devient brun). Légèrement soluble dans l'eau et ne réagit pas avec elle. Chimiquement passif envers les acides et les alcalis. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec les métaux et les non-métaux. un mélange hautement réactif de NO et de NO 2 (« gaz nitreux »). Produit intermédiaire dans la synthèse de l'acide nitrique.
Équations des réactions les plus importantes :
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (graphite) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rouge) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Réactions aux mélanges de NO et NO 2 :
NON + NON 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NON + NON 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Reçu V industrie: oxydation de l'ammoniac par l'oxygène sur un catalyseur, en laboratoires— interaction de l'acide nitrique dilué avec des agents réducteurs :
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NON+ 4H2O
ou réduction des nitrates :
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NON + Je 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioxyde d'azoteNON 2

Oxyde d'acide, correspond conditionnellement à deux acides - HNO 2 et HNO 3 (l'acide pour N 4 n'existe pas). Gaz brun, à température ambiante un monomère NO 2, à froid un dimère liquide incolore N 2 O 4 (tétroxyde de diazote). Réagit complètement avec l'eau et les alcalis. Agent oxydant très puissant qui provoque la corrosion des métaux. Il est utilisé pour la synthèse de l'acide nitrique et des nitrates anhydres, comme oxydant pour le carburant des fusées, comme purificateur d'huile à partir du soufre et comme catalyseur pour l'oxydation des composés organiques. Toxique.
Équation des réactions les plus importantes :
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (au froid)
3 NON 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NON
2NO 2 + 2NaOH (dilué) = 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)
NON 2 + 2HI(p) = NON + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NON (50-60˚C)
NON 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Reçu: V industrie - oxydation du NO par l'oxygène atmosphérique, en laboratoires– interaction de l'acide nitrique concentré avec des agents réducteurs :
6HNO 3 (conc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., hor.) + P (rouge) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oxyde de diazoteN 2 Ô

Gaz incolore à odeur agréable (« gaz hilarant »), N꞊N꞊О, état d'oxydation formel de l'azote +1, peu soluble dans l'eau. Favorise la combustion du graphite et du magnésium :

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450 °C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Obtenu par décomposition thermique du nitrate d'ammonium :
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245 °C)
utilisé en médecine comme anesthésique.

Trioxyde de diazoteN 2 Ô 3

À basse température – liquide bleu, ON꞊NO 2, état d'oxydation formel de l'azote +3. À 20 ˚C, il se décompose à 90 % en un mélange de NO incolore et de NO 2 brun (« gaz nitreux », fumée industrielle – « queue de renard »). N 2 O 3 est un oxyde acide, au froid avec l'eau il forme HNO 2, lorsqu'il est chauffé il réagit différemment :
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Avec les alcalis il donne des sels HNO 2, par exemple NaNO 2.
Obtenu en faisant réagir du NO avec O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ou avec NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
avec un fort refroidissement. Les « gaz nitreux » sont également dangereux pour l’environnement et agissent comme catalyseurs de la destruction de la couche d’ozone de l’atmosphère.

Pentoxyde de diazote N 2 Ô 5

Substance incolore et solide, O 2 N – O – NO 2, l'état d'oxydation de l'azote est +5. À température ambiante, il se décompose en NO 2 et O 2 en 10 heures. Réagit avec l'eau et les alcalis sous forme d'oxyde d'acide :
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Préparé par déshydratation de l'acide nitrique fumant :
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ou oxydation du NO 2 avec l'ozone à -78˚C :
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrites et nitrates

Nitrite de potassiumCONNAÎTRE 2 . Blanc, hygroscopique. Fond sans décomposition. Stable à l'air sec. Très soluble dans l'eau (formant une solution incolore), s'hydrolyse au niveau de l'anion. Agent oxydant et réducteur typique en milieu acide, il réagit très lentement en milieu alcalin. Entre dans des réactions d’échange d’ions. Réactions qualitatives sur l'ion NO 2 - décoloration de la solution violette de MnO 4 et apparition d'un précipité noir lors de l'ajout d'ions I. Il est utilisé dans la production de colorants, comme réactif analytique pour les acides aminés et les iodures, et comme composant de réactifs photographiques. .
équation des réactions les plus importantes :
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (par exemple) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 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 - (saturé) + NH 4 + (saturé) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (noir) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (dilué) + Ag + = AgNO 2 (jaune clair)↓
Reçu Vindustrie– réduction du nitrate de potassium dans les procédés :
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (éponge) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH)2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itérer potassium KNO 3
Nom technique potasse, ou Indien sel , salpêtre. Blanc, fond sans décomposition et se décompose lors d'un chauffage supplémentaire. Stable à l'air. Très soluble dans l'eau (avec une teneur élevée endo-effet, = -36 kJ), pas d'hydrolyse. Un agent oxydant puissant lors de la fusion (en raison de la libération d'oxygène atomique). En solution, il n'est réduit que par l'hydrogène atomique (en milieu acide en KNO 2, en milieu alcalin en NH 3). Il est utilisé dans la production de verre, comme conservateur alimentaire, composant de mélanges pyrotechniques et d'engrais minéraux.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, KOH concentré) = 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 (graphite) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustion)

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)

Reçu: dans l'industrie
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

et en laboratoire :
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓