Reazioni qualitative all'azoto. Azoto e suoi composti. Studio preliminare della sostanza

Azoto- elemento del 2° periodo del gruppo V A della tavola periodica, numero di serie 7. Formula elettronica dell'atomo [ 2 He]2s 2 2p 3, stati di ossidazione caratteristici 0, -3, +3 e +5, meno spesso +2 e +4 e l'altro stato N v è considerato relativamente stabile.

Scala degli stati di ossidazione dell'azoto:
+5 - N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3

3 – N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

L'azoto ha un'elevata elettronegatività (3,07), terzo dopo F e O. Presenta tipiche proprietà non metalliche (acide), formando vari acidi, sali e composti binari contenenti ossigeno, nonché il catione ammonio NH 4 e i suoi sali.

In natura - diciassettesimo per abbondanza chimica dell'elemento (nono tra i non metalli). Un elemento vitale per tutti gli organismi.

N 2

Sostanza semplice. È costituito da molecole non polari con un legame ˚σππ N≡N molto stabile, questo spiega l'inerzia chimica dell'elemento in condizioni normali.

Un gas incolore, insapore e inodore che condensa in un liquido incolore (a differenza dell'O2).

La componente principale dell'aria è il 78,09% in volume, 75,52 in massa. L'azoto evapora dall'aria liquida prima che lo faccia l'ossigeno. Leggermente solubile in acqua (15,4 ml/1 l H 2 O a 20 ˚C), la solubilità dell'azoto è inferiore a quella dell'ossigeno.

A temperatura ambiente N2 reagisce con il fluoro e, in misura molto piccola, con l'ossigeno:

N2 + 3F2 = 2NF3, N2 + O2 ↔ 2NO

La reazione reversibile per produrre ammoniaca avviene ad una temperatura di 200˚C, sotto pressione fino a 350 atm e sempre in presenza di un catalizzatore (Fe, F 2 O 3, FeO, in laboratorio con Pt)

N2+3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

Secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della resa di ammoniaca dovrebbe verificarsi con l'aumento della pressione e la diminuzione della temperatura. Tuttavia, la velocità di reazione a basse temperature è molto bassa, quindi il processo viene condotto a 450-500 ˚C, ottenendo una resa di ammoniaca del 15%. N 2 e H 2 non reagiti vengono restituiti al reattore e quindi aumentano il grado di reazione.

L'azoto è chimicamente passivo rispetto agli acidi e agli alcali e non supporta la combustione.

Ricevuta V industria– distillazione frazionata dell'aria liquida o rimozione dell'ossigeno dall'aria mediante mezzi chimici, ad esempio mediante la reazione 2C (coke) + O 2 = 2CO quando riscaldato. In questi casi si ottiene azoto che contiene anche impurità di gas nobili (principalmente argon).

In laboratorio si possono ottenere piccole quantità di azoto chimicamente puro mediante la reazione di commutazione con moderato riscaldamento:

N -3 H4 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)

Utilizzato per la sintesi dell'ammoniaca. Acido nitrico e altri prodotti contenenti azoto, come mezzo inerte per processi chimici e metallurgici e stoccaggio di sostanze infiammabili.

N.H. 3

Composto binario, lo stato di ossidazione dell'azoto è – 3. Gas incolore con odore acuto e caratteristico. La molecola ha la struttura di un tetraedro incompleto [: N(H) 3 ] (ibridazione sp 3). La presenza di una coppia di elettroni donatori sull'orbitale ibrido sp 3 dell'azoto nella molecola NH 3 determina la caratteristica reazione di addizione di un catione idrogeno, che determina la formazione di un catione ammonio NH4. Si liquefa sotto pressione eccessiva a temperatura ambiente. Allo stato liquido è associato tramite legami idrogeno. Termicamente instabile. Altamente solubile in acqua (più di 700 l/1 l H 2 O a 20˚C); la quota in una soluzione satura è del 34% in peso e del 99% in volume, pH = 11,8.

Molto reattivo, incline alle reazioni di addizione. Brucia in ossigeno, reagisce con gli acidi. Presenta proprietà riducenti (a causa di N -3) e ossidanti (a causa di H +1). Viene essiccato solo con ossido di calcio.

Reazioni qualitative – la formazione di “fumo” bianco a contatto con HCl gassoso, annerimento di un pezzo di carta inumidito con una soluzione di Hg 2 (NO3) 2.

Prodotto intermedio nella sintesi di HNO 3 e sali di ammonio. Utilizzato nella produzione di soda, fertilizzanti azotati, coloranti, esplosivi; l'ammoniaca liquida è un refrigerante. Velenoso.
Equazioni delle reazioni più importanti:

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) bianco “fumo”
4NH 3 + 3O 2 (aria) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustione)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + 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 ambiente, pressione)
Ricevuta. IN laboratori– spostamento dell'ammoniaca dai sali di ammonio quando riscaldato con calce sodata: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Oppure facendo bollire una soluzione acquosa di ammoniaca e poi essiccando il gas.
Nell'industria L'ammoniaca è prodotta da azoto e idrogeno. Prodotto dall'industria sotto forma liquefatta o sotto forma di soluzione acquosa concentrata con la denominazione tecnica acqua ammoniacale.

Ammoniaca idratoN.H. 3 * H 2 O. Connessione intermolecolare. Bianco, nel reticolo cristallino – molecole di NH 3 e H 2 O collegate da un debole legame idrogeno. Presente in una soluzione acquosa di ammoniaca, una base debole (prodotti di dissociazione - catione NH 4 e anione OH). Il catione ammonio ha una struttura tetraedrica regolare (ibridazione sp 3). Termicamente instabile, si decompone completamente quando la soluzione viene bollita. Neutralizzato da acidi forti. Mostra proprietà riducenti (dovute a N-3) in una soluzione concentrata. Subisce reazioni di scambio ionico e complessazione.

Reazione qualitativa– formazione di “fumo” bianco a contatto con HCl gassoso. Viene utilizzato per creare un ambiente leggermente alcalino in soluzione durante la precipitazione degli idrossidi anfoteri.
Una soluzione di ammoniaca 1 M contiene principalmente NH 3 *H 2 O idrato e solo lo 0,4% di ioni NH 4 OH (a causa della dissociazione dell'idrato); Pertanto, lo ionico "idrossido di ammonio NH 4 OH" non è praticamente contenuto nella soluzione e non esiste tale composto nell'idrato solido.
Equazioni delle reazioni più importanti:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (bollente con NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (diluito) = 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
Viene spesso chiamata una soluzione diluita di ammoniaca (3-10%). ammoniaca(il nome è stato inventato dagli alchimisti) e la soluzione concentrata (18,5 - 25%) è una soluzione di ammoniaca (prodotta dall'industria).

Ossido d'azoto

Monossido di azotoNO

Ossido non salino. Gas incolore. Il radicale contiene un legame covalente σπ (N꞊O), allo stato solido un dimero di N 2 O 2 con un legame N-N. Estremamente stabile termicamente. Sensibile all'ossigeno dell'aria (diventa marrone). Leggermente solubile in acqua e non reagisce con essa. Chimicamente passivo verso acidi ed alcali. Quando riscaldato, reagisce con metalli e non metalli. una miscela altamente reattiva di NO e NO 2 (“gas nitrosi”). Prodotto intermedio nella sintesi dell'acido nitrico.
Equazioni delle reazioni più importanti:
2NO + O2 (g) = 2NO2 (20˚C)
2NO + C (grafite) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rosso) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N2 + 2 Cu2O (500-600˚C)
Reazioni alle miscele di NO e NO 2:
NO+NO2+H2O = 2HNO2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO2 + Na2 CO3 = 2Na2 NO2 + CO2 (450-500˚C)
Ricevuta V industria: ossidazione dell'ammoniaca con ossigeno su un catalizzatore, in laboratori— interazione dell'acido nitrico diluito con agenti riducenti:
8HNO3 + 6Hg = 3Hg2 (NO3) 2 + 2 NO+4H2O
o riduzione dei nitrati:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NO + io 2 ↓ + 2 H 2 O + 2 Na 2 SO 4

Diossido di azotoNO 2

Ossido acido, corrisponde condizionatamente a due acidi: HNO 2 e HNO 3 (l'acido per N 4 non esiste). Gas bruno, a temperatura ambiente un monomero NO 2, a freddo un dimero liquido incolore N 2 O 4 (tetrossido di diazoto). Reagisce completamente con l'acqua e gli alcali. Un agente ossidante molto forte che provoca la corrosione dei metalli. Viene utilizzato per la sintesi di acido nitrico e nitrati anidri, come ossidante per il carburante dei missili, purificatore dell'olio dallo zolfo e catalizzatore per l'ossidazione dei composti organici. Velenoso.
Equazione delle reazioni più importanti:
2NO2 ↔ 2NO+O2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (al freddo)
3NO2 + H2O = 3HNO3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diluito) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO2 + O2 + 2 H2O = 4 HNO3
4NO2 + O2 + KOH = KNO3 + 2H2O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (cat. Pt, Ni)
NO2 + 2HI(p) = NO + I2 ↓ + H2O
NO2 + H2O + SO2 = H2SO4 + NO (50-60˚C)
NO2 + K = KNO2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Ricevuta: V industria - ossidazione di NO da parte dell'ossigeno atmosferico, in laboratori– interazione dell’acido nitrico concentrato con agenti riducenti:
6HNO 3 (conc., orizz.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., orizz.) + P (rosso) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., orizz.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Ossido di diazotoN 2 O

Gas incolore con odore gradevole (“gas esilarante”), N꞊N꞊О, stato di ossidazione formale dell'azoto +1, scarsamente solubile in acqua. Supporta la combustione di grafite e magnesio:

2N2O + C = CO2 + 2N2 (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)
Ottenuto dalla decomposizione termica del nitrato di ammonio:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (195-245˚C)
utilizzato in medicina come anestetico.

Triossido di diazotoN 2 O 3

A basse temperature – liquido blu, ON꞊NO 2, stato di ossidazione formale dell'azoto +3. A 20 ˚C si decompone al 90% in una miscela di NO incolore e NO 2 marrone (“gas nitrosi”, fumo industriale – “coda di volpe”). N 2 O 3 è un ossido acido, al freddo con l'acqua forma HNO 2, quando riscaldato reagisce diversamente:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO
Con gli alcali dà sali HNO 2, ad esempio NaNO 2.
Ottenuto facendo reagire NO con O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
con forte raffreddamento. I “gas nitrosi” sono pericolosi anche per l’ambiente e fungono da catalizzatori per la distruzione dello strato di ozono atmosferico.

Pentossido di diazoto N 2 O 5

Sostanza solida, incolore, O 2 N – O – NO 2, lo stato di ossidazione dell'azoto è +5. A temperatura ambiente si decompone in NO 2 e O 2 in 10 ore. Reagisce con l'acqua e gli alcali come un ossido acido:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Preparato mediante disidratazione dell'acido nitrico fumante:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
o ossidazione di NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Nitriti e nitrati

Nitrito di potassioKNO 2 . Bianco, igroscopico. Si scioglie senza decomposizione. Stabile all'aria secca. Molto solubile in acqua (formando una soluzione incolore), idrolizza all'anione. Tipico agente ossidante e riducente in ambiente acido, reagisce molto lentamente in ambiente alcalino. Partecipa alle reazioni di scambio ionico. Reazioni qualitative sullo ione NO 2 - scolorimento della soluzione viola MnO 4 e comparsa di un precipitato nero quando si aggiungono ioni I. Viene utilizzato nella produzione di coloranti, come reagente analitico per aminoacidi e ioduri e come componente di reagenti fotografici .
equazione delle reazioni più importanti:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (es.) → 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 - (saturo) + NH 4 + (saturo) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (nero) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (diluito) + Ag + = AgNO 2 (giallo chiaro)↓
Ricevuta Vindustria– riduzione del nitrato di potassio nei processi:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (spugna) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate potassio SAPERE 3
Nome tecnico potassa, O indiano sale , salnitro. Bianco, si scioglie senza decomposizione e si decompone con ulteriore riscaldamento. Stabile in aria. Altamente solubile in acqua (con alto endo-effetto, = -36 kJ), nessuna idrolisi. Un forte agente ossidante durante la fusione (a causa del rilascio di ossigeno atomico). In soluzione viene ridotto solo dall'idrogeno atomico (in ambiente acido a KNO 2, in ambiente alcalino a NH 3). Viene utilizzato nella produzione del vetro, come conservante alimentare, componente di miscele pirotecniche e fertilizzanti minerali.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

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 (grafite) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustione)

KNO3 + Pb = KNO2 + PbO (350 - 400 ˚C)

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

Ricevuta: nell'industria
4KOH (orizz.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

e in laboratorio:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

Una caratteristica individuale di una sostanza organica è il suo spettro IR.

Va notato che anche un ricercatore alle prime armi può spesso trarre dalla spettroscopia IR e UV solo la conclusione che una sostanza appartiene a una particolare classe di composti chimici, senza effettuare reazioni chimiche minuziose. Nella maggior parte dei casi il problema viene risolto in modo estremamente semplice utilizzando la spettroscopia PMR.

L'identificazione di un composto viene effettuata stabilendo l'identità delle costanti (Tm, Tbp, Rf,nd ecc.) sia il composto da determinare che i suoi derivati ​​con costanti di sostanze note riportate nella tabella dei derivati ​​per l'identificazione. Lo studio viene eseguito nella seguente sequenza.

Vengono studiate le proprietà fisiche del composto: stato di aggregazione, colore, odore, punti di ebollizione e fusione, solubilità e rapporto con la calcinazione. Utilizzando questi dati è talvolta possibile determinare immediatamente la classe di composti a cui appartiene la sostanza analizzata, riducendo notevolmente il numero di operazioni successive.

Viene determinata la composizione qualitativa, ovvero vengono prelevati campioni per la presenza di carbonio, idrogeno, azoto, alogeni e zolfo. In assenza dell'uno o dell'altro degli elementi elencati, è possibile non apportare reazioni qualitative ai gruppi funzionali che li contengono. (La conoscenza della composizione elementare quantitativa di una sostanza è di grande beneficio per identificare un composto. Tuttavia, l'analisi elementare quantitativa può essere eseguita solo in un laboratorio appositamente attrezzato o su strumenti automatici - analizzatori di C, H, N.)

Vengono scoperti i singoli gruppi funzionali e viene stabilita la classe dell'analita.

La sostanza viene convertita in uno o due derivati ​​più caratteristici di una determinata classe, utilizzando le costanti delle quali si trae una conclusione sull'esatta struttura della sostanza (identificazione).

Confermare la struttura del composto prelevando o ottenendo dall'insegnante gli spettri UV, IR e PMR della sostanza.

1.Studio preliminare della sostanza

Lo studio inizia con una descrizione delle proprietà esterne della sostanza: stato di aggregazione, colore, odore. Se la sostanza è solida, scrivi di cosa si tratta: cristallina (aghi, piastre, prismi, ecc.), Microcristallina, amorfa. Prestare attenzione se questa sostanza è omogenea o meno. Registrane il colore. I composti colorati includono chinoni, alcuni α-dichetoni, azo-, nitroso-, derivati ​​nitro, alcuni derivati ​​​​polialogenati e composti con un gran numero di legami coniugati. Si nota se il colore viene mantenuto durante la ricristallizzazione e la distillazione, cioè se è inerente alla sostanza o dovuto a impurità. Per le sostanze cristalline viene determinato il punto di fusione; per le sostanze liquide vengono determinati il ​​punto di ebollizione e l'indice di rifrazione della luce.

Annotare le costanti della sostanza; colore e odore di una sostanza pura. Molti composti organici hanno un odore specifico, dal quale, con abilità, si può determinare a quale classe appartengono (eteri, fenoli, nitrocomposti, ammine, ecc.).

Calcinazione. Mettere 0,1 ml (0,1 g) della sostanza sul coperchio del crogiolo (solido sulla punta della spatola). Introdurlo con cautela nella parte superiore o laterale della fiamma incolore del bruciatore, spostando gradualmente il coperchio nella parte più calda della fiamma. Osservare attentamente i cambiamenti che si verificano nella sostanza. Registra la natura della fusione (se la sostanza si decompone) e della combustione (veloce, con un lampo, lenta), il colore della fiamma e l'odore. Se una sostanza brucia con una fiamma fioca (quasi blu), ciò indica la presenza in essa di gruppi funzionali contenenti ossigeno. Una fiamma gialla brillante (fumante) è caratteristica dei composti ricchi di carbonio (idrocarburi aromatici e acetilenici).

Determinazione della solubilità. Sulla base della solubilità di una sostanza in vari solventi, si può trarre una conclusione sulla presenza di determinati gruppi funzionali nella sostanza. Inoltre, la determinazione della solubilità consente di selezionare un solvente adatto per la ricristallizzazione di una sostanza (il simile si dissolve nel simile). Si consiglia di studiare la solubilità nei seguenti solventi: acqua, soluzioni al 6% di idrossido di sodio, bicarbonato di sodio, acido cloridrico; acido solforico concentrato, alcool etilico, benzene, etere di petrolio, acido acetico. Aggiungere una goccia di liquido o 0,01 g di composto solido e goccia a goccia 0,2 ml (10 gocce) di solvente nella provetta. Dopo ogni porzione aggiunta di solvente, la provetta viene agitata. Se un composto è completamente solubile, viene registrato come solubile. Se la sostanza è scarsamente solubile o non si dissolve a temperatura ambiente, scaldare la miscela a ebollizione. In caso di scarsa solubilità in solventi inorganici, la sostanza non disciolta viene separata, la soluzione viene neutralizzata e si osserva se da essa viene rilasciato il composto originale. La torbidità del filtrato neutralizzato indica le proprietà delle sostanze: acide se il solvente era alcalino o soda; basico - solvente acido. Quando si aggiunge una sostanza a una soluzione di idrogeno carbonato, è necessario prestare attenzione al rilascio di monossido di carbonio (IV).

2. Analisi qualitativa

Azoto, zolfo, alogeni possono essere rilevati in una porzione della sostanza fondendola con sodio (se la sostanza è liquida accertarsi prima che non sia un acido, altrimenti è possibile un'esplosione):

CnHmHalNS → NaHal + NaCN + Na2S

Dopo aver sciolto la lega, si effettuano reazioni qualitative sui seguenti ioni: Hal-, S2-, CN-. ~0,1 g della sostanza vengono posti in una provetta. Fissare la provetta in un rack ad angolo in una cappa aspirante. Aggiungi un pezzetto (circa un quarto di pisello) di sodio purificato. Riscaldare con attenzione fino a un colore rosso scuro e immergere rapidamente la provetta in un bicchiere con 5 ml di acqua distillata ~Attenzione, indossa gli occhiali! ~ La soluzione viene filtrata da frammenti di vetro e versata in più provette in porzioni separate di 1-1,5 ml. Ciascuna porzione viene utilizzata per effettuare una reazione qualitativa (il filtrato deve essere incolore). I test Belstein vengono eseguiti con nitrato d'argento per gli alogeni, con acetato di piombo per zolfo e azoto.↓

Reazioni qualitative agli alogeni

Prova di Belstein. Gli alogeni possono essere rilevati nella sostanza in studio senza fonderla con il sodio. L'estremità del filo di rame viene piegata in un piccolo anello e calcinata nella fiamma del bruciatore finché il colore verde della fiamma scompare. Lasciare raffreddare il filo, immergerlo nella sostanza in esame e riscaldarlo nuovamente nella fiamma del bruciatore. Una fiamma verde indica la presenza di alogeni. Questa reazione ha una sensibilità eccezionalmente elevata (anche le impurità possono dare una reazione positiva! Pertanto, il suo risultato positivo dovrebbe sempre essere ricontrollato mediante reazione con nitrato d'argento):

AgNO3 + NaHal → AgHal + NaNO3

Il filtrato ottenuto dopo la decomposizione della sostanza in esame mediante fusione con sodio viene acidificato con acido nitrico fino a reazione acida e viene aggiunta una soluzione acquosa di nitrato d'argento. Appare un precipitato scadente di alogenuro d'argento di colore bianco (cloro), giallastro (bromo) e giallo brillante (iodio).

Reazione qualitativa all'azoto

FeSO4 + 2NaCN → Fe(CN)2 + Na2S04

Fe(CN)2 + 4NaCN → Na4Fe(CN)6

3Nа4Fe(СN)6 + 2Fe2(SO4)З → Fe4З + 6Na2SO4

Al filtrato viene aggiunto un cristallo di solfato di ferro o 2 gocce di una soluzione appena preparata. Far bollire per un minuto. Aggiungere una goccia di soluzione salina Fe3+. Acidificare con acido cloridrico (5-6 gocce). Se nella sostanza in esame è presente azoto, appare un precipitato blu di Prussia o un colore blu brillante.

Reazione qualitativa allo zolfo

Na2S + 2HCl → H2S + 2NaCl (a)

Na2S + Pb(OCOC3)2 → PbS↓ + 2СН3СООНа (b)

Na2S + Na2 → Na4 (c)

Per rilevare lo ione S2-, una porzione del filtrato viene acidificata con acido cloridrico. L'odore caratteristico dell'idrogeno solforato indicherà la presenza di zolfo bivalente (a). In un'altra provetta si acidifica il filtrato con acido acetico e si aggiunge una soluzione di acetato di piombo. In presenza di S2- si forma un precipitato nero PbS. Nel caso di una piccola quantità di zolfo, invece di precipitare, la soluzione diventa solo marrone (b). Alla terza porzione del filtrato aggiungere alcune gocce di una soluzione diluita di nitroprussiato di sodio. L'aspetto di un colore blu-violetto del complesso thionitro indica la presenza di zolfo (c).

3. Apertura gruppi funzionali

Sulla base dei risultati dello studio delle proprietà fisiche e della composizione qualitativa del composto, viene determinata una possibile classe approssimativa dell'analita. Vengono quindi effettuate reazioni qualitative per i presunti gruppi funzionali. Diciamo che è accertato: la sostanza è liquida, incolore, non contiene azoto, alogeni e zolfo, si scioglie bene in acqua, ha reazione neutra, bolle a 78°C. Presumibilmente, tale sostanza potrebbe essere un alcol, un'aldeide o un chetone. Per chiarire, le reazioni qualitative vengono effettuate solo per i gruppi alcolici, aldeidici e chetonici. Dovrebbero essere prelevati piccoli campioni (0,1-0,15 g) della sostanza, conservando la maggior parte per ottenere derivati ​​e (in parte come riserva) per reazioni finali specifiche a una determinata sostanza individuale.

Prima di effettuare qualsiasi reazione con l'analita, è consigliabile condurre un esperimento con un composto noto di questa classe. E solo dopo aver padroneggiato la procedura per eseguire l'operazione e accertarsi della buona qualità dei reagenti, è necessario procedere ai campioni con l'analita.

Connessione multipla

Reazione con bromo.

La stragrande maggioranza dei composti contenenti un legame multiplo (doppio, triplo o combinazioni degli stessi, ad eccezione dei sistemi aromatici) aggiungono facilmente bromo:

La reazione viene solitamente condotta in acido acetico o tetracloruro di carbonio. Ad una soluzione di 0,1 g o 0,1 ml della sostanza in 2-3 ml di acido acetico glaciale, posti in una provetta, aggiungere goccia a goccia, agitando, una soluzione all'1% di bromo in acido acetico glaciale. Se nella sostanza è presente un legame multiplo, la soluzione diventa immediatamente incolore.

In alcuni casi, anche i composti contenenti idrogeno, che può essere facilmente sostituito dal bromo (anilina, fenolo, chetoni, alcuni idrocarburi terziari), scoloriscono la soluzione di bromo. Tuttavia, questo rilascia acido bromidrico, che può essere facilmente determinato utilizzando cartina tornasole bagnata o Congo:

INFORMAZIONI SUL RILEVAMENTO

I metodi di analisi qualitativa, che non richiedono molto tempo, reagenti e materiale analizzato per essere eseguiti, consentono all'analista di valutare rapidamente e facilmente i limiti del contenuto dell'elemento da determinare (al fine di scegliere successivamente un metodo quantitativo per la sua determinazione) e anche, in alcuni casi, ottenere informazioni sulle forme della sua presenza nel campione in esame.

Informazioni dettagliate sui metodi qualitativi per la rilevazione dei composti azotati inorganici possono essere trovate in numerosi manuali. I metodi per rilevare l'azoto nei materiali organici (analisi qualitativa organica) sono descritti in dettaglio nel libro. Descrive inoltre i metodi per convertire l'azoto totale in forme facilmente misurabili. Il lavoro è dedicato alla microidentificazione sistematica dei composti organici, compresi i metodi per la scoperta rapida dell'azoto utilizzando un bagno ad anello di Weiss (insieme ad altri importanti eteroatomi). Il minimo di apertura dell'azoto è 0,01-1 mcg. Nel lavoro è descritta l'analisi elementare qualitativa delle sostanze organiche senza la loro mineralizzazione preliminare. Il lavoro è dedicato al metodo ultramicrocascillare per la scoperta dell'azoto nelle sostanze organiche.

Per la rilevazione qualitativa degli ioni contenenti azoto vengono utilizzate le loro proprietà chimiche e fisiche specifiche: reazioni cromatiche in provette, reazioni in gocce, anche su carta, reazioni microcristalline, assorbimento su AlO3, elettroforesi su carta, spettroscopia IR, fluorescenza, metodi catalitici , ecc. d.

Di seguito è riportata una breve descrizione dei metodi più comuni per la scoperta degli ioni ammonio, nitrato, nitrito, tiocianato e cianuro.

Gli alcali caustici (NaOH, KOH) rilasciano ammoniaca gassosa da soluzioni di sali di ammonio quando riscaldati, che viene rilevata dall'olfatto utilizzando cartina di tornasole o fenolftaleina.

Il reagente di Nessler, che è una miscela del sale complesso K2 con KOH, forma con soluzioni di sali di ammonio un caratteristico precipitato rosso-marrone (o, in piccolissime quantità, di colore giallo). La sensibilità della reazione è di 0,0003 mg in una goccia di 0,002 ml. Gli ioni degli elementi Ag, Hg(II), Pb e S2- interferiscono.

Ioni nitrito

L'acido decompone tutti i nitriti per formare NO2 gassoso, di colore marrone.

Lo ioduro di potassio in presenza di H2S04 viene ossidato dai nitriti per liberare Ja (agiscono anche altri agenti ossidanti: MnO4, CrOG, As04~).

Una soluzione di acido acetico di benzidina in presenza di ioni NOj forma un composto di colore giallo.

L'acido solfanilico e l'a-naftilammina (reattivo di Griess-Idosvay) in un mezzo di acido acetico formano un colorante azoico colorato con ioni nitrito.

Per la rilevazione degli ioni nitrito è stata proposta una reazione microcristalloscopica: un granello della sostanza in esame viene aggiunto ad una goccia di una soluzione contenente acetato di potassio, piombo e rame(II) e CH3COOH acidificato. Spiccano i cristalli neri di K2Pb. Questo metodo permette di aprire fino a 0,75 mg di NOa - Limite diluizione 1:1500. La presenza di ioni NO3 non interferisce con la reazione.

Reazione di formazione del K3. Quando la soluzione in esame viene miscelata con soluzioni di Co(N03)2, acido acetico diluito e KC1 in presenza di NO2, appare un precipitato cristallino giallo.

Il permanganato di potassio scolorisce in un ambiente acido se riscaldato in presenza di ioni nitrato a seguito della riduzione del manganese a MPa+.

L'o-amminoanilide dell'acido benzensolfonico (soluzione di acido solforico) in un ambiente acido fa precipitare gli ioni NO2.

Ioni nitrato

Le reazioni di ossidoriduzione vengono utilizzate prevalentemente per aprire gli ioni nitrato.

La reazione con rame e acido solforico quando riscaldato porta al rilascio di gas marrone NO2.

La reazione con FeS04 in presenza di HjS04 concentrato porta alla formazione di un anello marrone in una provetta a seguito della formazione del composto complesso lFe(N03)]S04. Gli ioni J-, Br~, anioni ossidanti, SCN- interferiscono.

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

La reazione di riduzione all'ammoniaca in presenza di una soluzione alcalina concentrata con polvere di zinco, polvere di alluminio o lega di Devard. NH3 viene rilevato con cartina di tornasole (blu) o fenolftaleina (rosso). NHj", NOs, SCN", 2_ interferiscono. MnOj, SIO\~, N02 interferiscono.

Reazione di riduzione di NO3 a NO^ in seguito all'azione dei nitrati di zinco metallico in presenza di CH3CO0H. Inoltre, NO^ viene rilevato dalle sue reazioni caratteristiche (vedi sopra).

Reazione con difenilammina (G,Hs)aNH. Mettere 4-5 gocce di una soluzione di difenilammina in H2S04 concentrato sul vetro dell'orologio. Aggiungere un po' della soluzione da analizzare sulla punta di una bacchetta di vetro pulita e mescolare. In presenza di NO3 appare un colore blu intenso dovuto all'ossidazione della difenilammina da parte dell'acido nitrico risultante. Interferiscono con N0^. Cr04~, Mn04, 3_, Fe3+ e altri agenti ossidanti,

2.1.1. Reazioni qualitative all'anione solfuro S 2-. Dei solfuri, solo i solfuri dei metalli alcalini e dell'ammonio sono solubili. I solfuri insolubili hanno un colore specifico, con il quale è possibile identificare l'uno o l'altro solfuro.
Colore:
MnS - carne (rosa).
ZnS - bianco.
PbS - nero.
Ag2S - nero.
CdS - giallo limone.
SnS - cioccolato.
HgS (metacinabro) - nero.
HgS (cinabro) - rosso.
Sb 2 S 3 - arancione.
Bi2S3 - nero.
Alcuni solfuri, quando interagiscono con acidi non ossidanti, formano un gas tossico, l'idrogeno solforato H 2 S, con un odore sgradevole (uova marce):
Na2S + 2HBr = 2NaBr + H2S
S2- + 2H + = H2S

E alcuni sono resistenti alle soluzioni diluite di HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HCOOH, CH 3 COOH - ad esempio CuS, Cu 2 S, Ag 2 S, HgS, PbS, CdS, Sb 2 S 3, SnS e alcuni altri. Ma vengono trasferiti in una soluzione concentrata. acido nitrico quando bolle (Sb 2 S 3 e HgS si dissolvono più duramente e quest'ultimo si dissolverà molto più velocemente in acqua regia):
CuS + 8HNO3 =t= CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

L'anione solfuro può anche essere identificato aggiungendo una soluzione di solfuro all'acqua bromo:
S2- + Br2 = S↓ + 2Br -
Lo zolfo risultante precipita.

2.1.2. Reazione qualitativa all'anione solfato SO 4 2-. L'anione solfato viene solitamente precipitato con un catione di piombo o bario:
Pb2+ + SO42- = PbSO4 ↓
Il precipitato di solfato di piombo è bianco.

2.1.3. Reazione qualitativa all'anione silicato SiO 3 2-. L'anione silicato precipita facilmente dalla soluzione sotto forma di massa vetrosa quando vengono aggiunti acidi forti:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.1.4. Reazioni qualitative all'anione cloruro Cl -, anione bromuro Br -, anione ioduro I - vedere il paragrafo “reazioni qualitative al catione argento Ag+”.

2.1.5. Reazione qualitativa all'anione solfito SO 3 2-. Quando si aggiungono acidi forti a una soluzione, si forma anidride solforosa SO2, un gas con un odore pungente (l'odore di un fiammifero acceso):
SO32- + 2H + = SO2 + H2O

2.1.6. Reazione qualitativa all'anione carbonato CO 3 2-. Quando si aggiungono acidi forti a una soluzione di carbonato, si forma anidride carbonica CO 2, che spegne la scheggia in fiamme:
CO32- + 2H + = CO2 + H2O

2.1.7. Reazione qualitativa all'anione tiosolfato S 2 O 3 2-. Quando una soluzione di acido solforico o cloridrico viene aggiunta a una soluzione di tiosolfato, si forma anidride solforosa SO2 e precipita lo zolfo elementare S:
S2O32- + 2H + = S↓ + SO2 + H2O

2.1.8. Reazione qualitativa all'anione cromato CrO 4 2-. Quando una soluzione di sali di bario viene aggiunta a una soluzione di cromato, precipita un precipitato giallo di cromato di bario BaCrO 4, decomponendosi in un ambiente fortemente acido:
Ba2+ + CrO42- = BaCrO4 ↓
Le soluzioni di cromato sono colorate di giallo. Quando la soluzione è acidificata, il colore vira all'arancione, corrispondente all'anione dicromato Cr 2 O 7 2-:
2CrO4 2- + 2H + = Cr2O7 2- + H2O
Inoltre, i cromati sono agenti ossidanti in ambienti alcalini e neutri (le capacità ossidanti sono peggiori di quelle dei dicromati):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.1.9. Reazione qualitativa all'anione bicromato Cr 2 O 7 2-. Quando una soluzione di sale d'argento viene aggiunta a una soluzione di bicromato, si forma un precipitato arancione Ag 2 Cr 2 O 7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Le soluzioni di dicromati sono arancioni. Quando la soluzione è alcalinizzata, il colore vira al giallo, corrispondente all'anione cromato CrO 4 2-:
Cr2O72- + 2OH - = 2CrO42- + H2O
Inoltre, i dicromati sono forti agenti ossidanti in un ambiente acido. Quando si aggiunge un agente riducente a una soluzione di bicromato acidificata, il colore della soluzione cambierà da arancione a verde, corrispondente al catione cromo (III) Cr 3+ (anione bromuro come agente riducente):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
Una spettacolare reazione qualitativa al cromo esavalente è una colorazione blu scuro della soluzione quando conc. perossido di idrogeno in etere. Si forma perossido di cromo della composizione CrO 5.

2.2.0. Reazione qualitativa all'anione permanganato MnO 4 -. L'anione permanganato “emette” il colore viola scuro della soluzione. Inoltre, i permanganati sono gli agenti ossidanti più forti; in un ambiente acido si riducono a Mn 2+ (il colore viola scompare), in un ambiente neutro - a Mn +4 (il colore scompare, un precipitato marrone di biossido di manganese MnO 2 precipita) e in un ambiente alcalino - a MnO 4 2- (il colore della soluzione diventa verde scuro):
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. Reazione qualitativa all'anione manganato MnO 4 2-. Quando la soluzione di manganato viene acidificata, il colore da verde scuro vira al viola scuro, corrispondente all'anione permanganato MnO 4 -:
3K 2 MnO 4 (r.) + 4HCl (dil.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.2.2. Reazione qualitativa all'anione fosfato PO 4 3-. Quando una soluzione di sale d'argento viene aggiunta a una soluzione di fosfato, precipita un precipitato giallastro di fosfato d'argento (I) Ag 3 PO 4:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
La reazione dell'anione diidrogeno fosfato H 2 PO 4 - è simile.

2.2.3. Reazione qualitativa all'anione ferrato FeO 4 2-. Precipitazione del ferrato di bario rosso da una soluzione (la reazione viene effettuata in ambiente alcalino):
Ba2+ + FeO42- =OH - = BaFeO4 ↓
I ferrati sono gli agenti ossidanti più forti (più forti dei permanganati). Stabile in ambiente alcalino, instabile in ambiente acido:
4FeO42- + 20H + = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

2.2.4. Reazione qualitativa all'anione nitrato NO 3 -. I nitrati in soluzione non presentano proprietà ossidanti. Ma quando la soluzione è acidificata, possono ossidarsi, ad esempio, il rame (la soluzione è solitamente acidificata con H 2 SO 4 diluito):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.2.5. Reazione qualitativa agli ioni esacianoferrato (II) e (III) 4- e 3-. Quando si aggiungono soluzioni contenenti Fe 2+, si forma un precipitato blu scuro (blu Turnboole, blu di Prussia):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (in questo caso il precipitato è costituito da una miscela di KFe(II), KFe(III), Fe 3 2, Fe 4 3).

2.2.6. Reazione qualitativa all'anione arseniato AsO 4 3-. Formazione di arseniato d'argento (I) insolubile in acqua Ag 3 AsO 4, che ha un colore “cafe au lait”:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓
Ecco le principali reazioni qualitative agli anioni. Successivamente esamineremo le reazioni qualitative alle sostanze semplici e complesse.

3. Reazioni qualitative a sostanze semplici e complesse. Alcune sostanze semplici e complesse, come gli ioni, vengono rilevate mediante reazioni qualitative. Di seguito descriverò le reazioni qualitative ad alcune sostanze.

3.1.1. Reazione qualitativa all'idrogeno H2. Uno schiocco che abbaia quando avvicini una scheggia ardente a una fonte di idrogeno.

3.1.2. Reazione qualitativa all'azoto N2. Spegnimento di una scheggia in fiamme in atmosfera di azoto. Quando Ca(OH) 2 viene fatto passare nella soluzione, non si forma alcun precipitato.

3.1.3. Reazione qualitativa all'ossigeno O 2. La brillante accensione di una scheggia fumante in un'atmosfera di ossigeno.

3.1.4. Reazione qualitativa all'ozono O 3. L'interazione dell'ozono con una soluzione di ioduri con la precipitazione dello iodio cristallino I 2 in un precipitato:
2KI + O3 + H2 O = 2KOH + I2 ↓ + O2
A differenza dell'ozono, l'ossigeno in questa reazione Non entra.

3.1.5. Reazione qualitativa al cloro Cl 2.Il cloro è un gas giallo-verde con un odore molto sgradevole. interazione della mancanza di cloro con soluzioni di ioduri, precipitati di iodio elementare I 2:
2KI + Cl2 = 2KCl + I2 ↓
Il cloro in eccesso porterà all'ossidazione dello iodio risultante:
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

3.1.6. Reazioni qualitative all'ammoniaca NH 3. Nota: queste reazioni non sono riportate nel corso scolastico. Tuttavia, queste sono le reazioni qualitative più affidabili all'ammoniaca.
Annerimento di un pezzo di carta imbevuto di una soluzione di sale di mercurio (I) Hg 2 +:
Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + Hg + NH4Cl
La carta diventa nera a causa del rilascio di mercurio fine.

Interazione dell'ammoniaca con una soluzione alcalina di tetraiodomercurato di potassio (II) K 2 (Reattivo di Nessler) :
2K2 + NH3 + 3KOH = I · H2O↓ + 7KI + 2H2O
Complesso I · L'H 2 O è di colore marrone (colore ruggine) e precipita.
Le ultime due reazioni sono le più affidabili per l'ammoniaca.

Reazione dell'ammoniaca con acido cloridrico (“fumo” senza fuoco):
NH3 + HCl = NH4Cl

3.1.7. Reazione qualitativa al fosgene (cloruro di carbonio, cloruro di carbonile) COCl 2. Emissione di “fumo” bianco da un pezzo di carta imbevuto di soluzione di ammoniaca:
COCl2 + 4NH3 = (NH2)2CO + 2NH4Cl

3.1.8. Reazione qualitativa al monossido di carbonio (monossido di carbonio) CO. Opacità della soluzione quando il monossido di carbonio viene fatto passare in una soluzione di cloruro di palladio (II):
PdCl2 + CO + H2O = CO2 + 2HCl + Pd↓

3.1.9. Reazione qualitativa all'anidride carbonica (anidride carbonica) CO 2. Spegnere una scheggia fumante in un'atmosfera di anidride carbonica.
Passando l'anidride carbonica in una soluzione di calce spenta Ca(OH) 2:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O
Ulteriori passaggi porteranno alla dissoluzione del precipitato:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

3.2.1. Reazione qualitativa all'ossido nitrico (II) NO. L'ossido di azoto (II) è molto sensibile all'ossigeno atmosferico, quindi diventa marrone nell'aria, ossidandosi in ossido di azoto (IV) NO 2:
2NO + O2 = 2NO2