Υπάρχουν χημικά στοιχεία που παρουσιάζουν διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης, γεγονός που επιτρέπει το σχηματισμό χημικές αντιδράσειςένας μεγάλος αριθμός ενώσεων με ορισμένες ιδιότητες. Γνωρίζοντας την ηλεκτρονική δομή του ατόμου, μπορούμε να υποθέσουμε ποιες ουσίες θα σχηματιστούν.
Οι καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου μπορεί να ποικίλλουν από -3 έως +5, γεγονός που υποδηλώνει την ποικιλία των ενώσεων που βασίζονται σε αυτό.
Χαρακτηριστικό στοιχείου
Το άζωτο ανήκει στα χημικά στοιχεία που βρίσκονται στην 15η ομάδα, στη δεύτερη περίοδο στο περιοδικό σύστημα του Mendeleev D.I. Του αποδόθηκε ο αύξων αριθμός 7 και η συντομογραφία χαρακτηρισμός γράμματοςΝ. Υπό κανονικές συνθήκες, ένα σχετικά αδρανές στοιχείο· ειδικές συνθήκες είναι απαραίτητες για να πραγματοποιηθούν αντιδράσεις.
Εμφανίζεται φυσικά ως διατομικό άχρωμο αέριο. ατμοσφαιρικός αέραςμε κλάσμα όγκου μεγαλύτερο από 75%. Περιέχεται στη σύνθεση πρωτεϊνικών μορίων, νουκλεϊκών οξέων και αζωτούχων ουσιών ανόργανης προέλευσης.
Δομή ατόμου
Για τον προσδιορισμό της κατάστασης οξείδωσης του αζώτου στις ενώσεις, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε την πυρηνική δομή του και να μελετάμε τα κελύφη των ηλεκτρονίων.
Ένα φυσικό στοιχείο αντιπροσωπεύεται από δύο σταθερά ισότοπα, με αριθμό μάζας 14 ή 15. Ο πρώτος πυρήνας περιέχει 7 σωματίδια νετρονίων και 7 πρωτονίων και ο δεύτερος περιέχει 1 ακόμη σωματίδιο νετρονίου.
Υπάρχουν τεχνητές ποικιλίες του ατόμου του με μάζα 12-13 και 16-17, που έχουν ασταθείς πυρήνες.
Κατά τη μελέτη της ηλεκτρονικής δομής του ατομικού αζώτου, μπορεί να φανεί ότι υπάρχουν δύο κελύφη ηλεκτρονίων (εσωτερικό και εξωτερικό). Το τροχιακό 1s περιέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.
Το δεύτερο εξωτερικό κέλυφος περιέχει μόνο πέντε αρνητικά φορτισμένα σωματίδια: δύο στο υποεπίπεδο 2s και τρία στο τροχιακό 2p. Το επίπεδο ενέργειας σθένους δεν έχει ελεύθερα κύτταρα, γεγονός που υποδηλώνει την αδυναμία διαχωρισμού του ζεύγους ηλεκτρονίων του. Το τροχιακό 2p θεωρείται ότι είναι μόνο κατά το ήμισυ γεμάτο με ηλεκτρόνια, γεγονός που επιτρέπει τη σύνδεση 3 αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων. Σε αυτή την περίπτωση, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι -3.
Λαμβάνοντας υπόψη τη δομή των τροχιακών, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι αυτό το στοιχείο με αριθμό συντονισμού 4 συνδέεται στο μέγιστο με μόνο τέσσερα άλλα άτομα. Για το σχηματισμό τριών δεσμών, χρησιμοποιείται ένας μηχανισμός ανταλλαγής, ένας άλλος σχηματίζεται με τρόπο do-nor-but-ac-chain-tor.
Καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου σε διάφορες ενώσεις
Ο μέγιστος αριθμός αρνητικών σωματιδίων που μπορεί να προσκολλήσει το άτομό του είναι 3. Σε αυτή την περίπτωση, η κατάσταση οξείδωσής του εκδηλώνεται ίση με -3, που είναι εγγενής σε ενώσεις όπως NH 3 ή αμμωνία, NH 4 + ή αμμώνιο και νιτρίδια Me 3 N 2. Οι τελευταίες ουσίες σχηματίζονται με την αύξηση της θερμοκρασίας από την αλληλεπίδραση του αζώτου με τα άτομα μετάλλου.
Ο μεγαλύτερος αριθμός αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων που μπορεί να εκπέμψει ένα στοιχείο είναι ίσος με 5.
Δύο άτομα αζώτου μπορούν να ενωθούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν σταθερές ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης -2. Ένας τέτοιος δεσμός παρατηρείται σε N 2 H 4 ή υδραζίνες, σε αζίδια διαφόρων μετάλλων ή MeN 3 . Το άτομο αζώτου προσθέτει 2 ηλεκτρόνια στα ελεύθερα τροχιακά.
Υπάρχει μια κατάσταση οξείδωσης -1 όταν ένα δεδομένο στοιχείο δέχεται μόνο 1 αρνητικό σωματίδιο. Για παράδειγμα, σε NH 2 OH ή υδροξυλαμίνη είναι αρνητικά φορτισμένο.
Υπάρχουν θετικά σημάδια του βαθμού οξείδωσης του αζώτου, όταν λαμβάνονται σωματίδια ηλεκτρονίων από το εξωτερικό ενεργειακό στρώμα. Διαφέρουν από +1 έως +5.
Το φορτίο 1+ υπάρχει στο άζωτο σε N 2 O (μονοσθενές οξείδιο) και στο υπονιτρώδες νάτριο με τον τύπο Na 2 N 2 O 2 .
Στο ΝΟ (δισθενές οξείδιο), το στοιχείο δίνει δύο ηλεκτρόνια και γίνεται θετικά φορτισμένο (+2).
Υπάρχει μια κατάσταση οξείδωσης του αζώτου 3 (στην ένωση NaNO 2 ή νιτρίδιο και επίσης στο τρισθενές οξείδιο). Σε αυτή την περίπτωση, 3 ηλεκτρόνια χωρίζονται.
Το φορτίο +4 εμφανίζεται σε ένα οξείδιο με σθένος IV ή το διμερές του (N 2 O 4).
Το θετικό πρόσημο της κατάστασης οξείδωσης (+5) εμφανίζεται στο N 2 O 5 ή στο πεντασθενές οξείδιο, στο νιτρικό οξύ και τα παράγωγά του άλατα.
Ενώσεις από άζωτο σε υδρογόνο
Οι φυσικές ουσίες που βασίζονται στα παραπάνω δύο στοιχεία μοιάζουν οργανικούς υδρογονάνθρακες. Μόνο τα υδρογόνα άζωτα χάνουν τη σταθερότητά τους με την αύξηση της ποσότητας του ατομικού αζώτου.
Οι πιο σημαντικές ενώσεις υδρογόνου περιλαμβάνουν τα μόρια της αμμωνίας, της υδραζίνης και του υδραζοϊκού οξέος. Λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση του υδρογόνου με το άζωτο και το οξυγόνο υπάρχει επίσης στην τελευταία ουσία.
Τι είναι η αμμωνία
Ονομάζεται επίσης νιτρίδιο του υδρογόνου και ο χημικός τύπος του συμβολίζεται ως NH 3 με μάζα 17. Υπό συνθήκες με κανονική θερμοκρασίακαι υπό πίεση, η αμμωνία έχει τη μορφή άχρωμου αερίου με έντονη οσμή αμμωνίας. Από πυκνότητα, είναι 2 φορές πιο σπάνιο από τον αέρα, διαλύεται εύκολα υδάτινο περιβάλλονλόγω της πολικής δομής του μορίου του. Αναφέρεται σε ουσίες χαμηλού κινδύνου.
Σε βιομηχανικούς όγκους, η αμμωνία παράγεται με καταλυτική σύνθεση από μόρια υδρογόνου και αζώτου. Υπάρχουν εργαστηριακές μέθοδοι για τη λήψη νιτρώδους από άλατα αμμωνίου και νάτριο.
Η δομή της αμμωνίας
Το πυραμιδικό μόριο περιέχει ένα άζωτο και 3 άτομα υδρογόνου. Βρίσκονται σε σχέση μεταξύ τους σε γωνία 107 μοιρών. Σε ένα τετραεδρικό μόριο, το άζωτο βρίσκεται στο κέντρο. Λόγω τριών μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p, συνδέεται με πολικούς δεσμούς ομοιοπολικής φύσης με 3 ατομικά υδρογόνα, που το καθένα έχει 1 s-ηλεκτρόνιο. Έτσι σχηματίζεται ένα μόριο αμμωνίας. Σε αυτή την περίπτωση, το άζωτο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -3.
Αυτό το στοιχείο εξακολουθεί να έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο, το οποίο δημιουργεί έναν ομοιοπολικό δεσμό με ένα ιόν υδρογόνου που έχει θετικό φορτίο. Το ένα στοιχείο είναι ένας δότης αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων και το άλλο είναι ένας δέκτης. Έτσι σχηματίζεται το ιόν αμμωνίου NH 4 +.
Τι είναι το αμμώνιο
Ταξινομείται ως θετικά φορτισμένο πολυατομικό ιόν ή κατιόν.Το αμμώνιο επίσης ταξινομείται ως χημική ουσία που δεν μπορεί να υπάρξει με τη μορφή μορίου. Αποτελείται από αμμωνία και υδρογόνο.
Το αμμώνιο με θετικό φορτίο παρουσία διαφόρων ανιόντων με αρνητικό πρόσημο είναι ικανό να σχηματίσει άλατα αμμωνίου, στα οποία συμπεριφέρεται σαν μέταλλα με σθένος Ι. Επίσης, με τη συμμετοχή του συντίθενται ενώσεις αμμωνίου.
Πολλά άλατα αμμωνίου υπάρχουν ως κρυσταλλικές, άχρωμες ουσίες που διαλύονται καλά στο νερό. Εάν οι ενώσεις του ιόντος NH 4 + σχηματίζονται από πτητικά οξέα, τότε υπό συνθήκες θέρμανσης αποσυντίθενται με την απελευθέρωση αέριες ουσίες. Η επακόλουθη ψύξη τους οδηγεί σε μια αναστρέψιμη διαδικασία.
Η σταθερότητα τέτοιων αλάτων εξαρτάται από την ισχύ των οξέων από τα οποία σχηματίζονται. Οι σταθερές ενώσεις αμμωνίου αντιστοιχούν σε ένα ισχυρό υπόλειμμα οξέος. Για παράδειγμα, το σταθερό χλωριούχο αμμώνιο παράγεται από υδροχλωρικό οξύ. Σε θερμοκρασίες έως 25 μοίρες, τέτοιο αλάτι δεν αποσυντίθεται, κάτι που δεν μπορεί να ειπωθεί για το ανθρακικό αμμώνιο. Η τελευταία ένωση χρησιμοποιείται συχνά στο μαγείρεμα για να φουσκώσει η ζύμη, αντικαθιστώντας τη μαγειρική σόδα.
Οι ζαχαροπλάστες αποκαλούν απλώς το ανθρακικό αμμώνιο αμμώνιο. Αυτό το αλάτι χρησιμοποιείται από τους ζυθοποιούς για τη βελτίωση της ζύμωσης της μαγιάς μπύρας.
Μια ποιοτική αντίδραση για την ανίχνευση ιόντων αμμωνίου είναι η δράση των υδροξειδίων των μετάλλων των αλκαλίων στις ενώσεις του. Παρουσία NH 4 +, απελευθερώνεται αμμωνία.
Χημική δομή του αμμωνίου
Η διαμόρφωση του ιόντος του μοιάζει με ένα κανονικό τετράεδρο, στο κέντρο του οποίου βρίσκεται το άζωτο. Τα άτομα υδρογόνου βρίσκονται στην κορυφή του σχήματος. Για να υπολογίσετε την κατάσταση οξείδωσης του αζώτου στο αμμώνιο, πρέπει να θυμάστε ότι το συνολικό φορτίο του κατιόντος είναι +1, και από κάθε ιόν υδρογόνου λείπει ένα ηλεκτρόνιο και υπάρχουν μόνο 4. Το συνολικό δυναμικό υδρογόνου είναι +4. Αν αφαιρέσουμε το φορτίο όλων των ιόντων υδρογόνου από το φορτίο του κατιόντος, παίρνουμε: +1 - (+4) = -3. Άρα το άζωτο έχει κατάσταση οξείδωσης -3. Σε αυτή την περίπτωση, προσθέτει τρία ηλεκτρόνια.
Τι είναι τα νιτρίδια
Το άζωτο είναι σε θέση να συνδυάζεται με περισσότερα ηλεκτροθετικά άτομα μεταλλικής και μη μεταλλικής φύσης. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται ενώσεις παρόμοιες με τα υδρίδια και τα καρβίδια. Τέτοιες ουσίες που περιέχουν άζωτο ονομάζονται νιτρίδια. Μεταξύ του μετάλλου και του ατόμου αζώτου στις ενώσεις διακρίνονται ομοιοπολικοί, ιοντικοί και ενδιάμεσοι δεσμοί. Αυτό είναι το χαρακτηριστικό που βασίζεται στην κατάταξή τους.
Τα ομοιοπολικά νιτρίδια περιλαμβάνουν ενώσεις στον χημικό δεσμό των οποίων τα ηλεκτρόνια δεν μεταφέρονται από το ατομικό άζωτο, αλλά σχηματίζουν ένα κοινό νέφος ηλεκτρονίων μαζί με αρνητικά φορτισμένα σωματίδια άλλων ατόμων.
Παραδείγματα τέτοιων ουσιών είναι τα νιτρίδια του υδρογόνου, όπως τα μόρια αμμωνίας και υδραζίνης, καθώς και αλογονίδια του αζώτου, τα οποία περιλαμβάνουν τριχλωρίδια, τριβρωμίδια και τριφθορίδια. Έχουν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων που ανήκει εξίσου σε δύο άτομα.
Τα ιοντικά νιτρίδια περιλαμβάνουν ενώσεις με χημικό δεσμό που σχηματίζεται από τη μετάβαση ηλεκτρονίων από μεταλλικό στοιχείο σε ελεύθερα επίπεδα αζώτου. Στα μόρια τέτοιων ουσιών παρατηρείται πολικότητα. Τα νιτρίδια έχουν κατάσταση οξείδωσης αζώτου 3-. Αντίστοιχα, η συνολική φόρτιση του μετάλλου θα είναι 3+.
Τέτοιες ενώσεις περιλαμβάνουν νιτρίδια μαγνησίου, λιθίου, ψευδαργύρου ή χαλκού, με εξαίρεση τα μέταλλα αλκαλίων. Έχουν υψηλό σημείο τήξης.
Τα ενδιάμεσα νιτρίδια περιλαμβάνουν ουσίες στις οποίες τα άτομα των μετάλλων και του αζώτου είναι ομοιόμορφα κατανεμημένα και δεν υπάρχει σαφής μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων. Τέτοιες αδρανείς ενώσεις περιλαμβάνουν νιτρίδια σιδήρου, μολυβδαινίου, μαγγανίου και βολφραμίου.
Περιγραφή τρισθενούς μονοξειδίου του αζώτου
Ονομάζεται επίσης ανυδρίτης που προέρχεται από νιτρώδες οξύ που έχει τον τύπο HNO 2 . Λαμβάνοντας υπόψη τις καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου (3+) και του οξυγόνου (2-) στο τριοξείδιο, προκύπτει η αναλογία των ατόμων των στοιχείων 2 προς 3 ή N 2 O 3.
Η υγρή και η αέρια μορφή του ανυδρίτη είναι πολύ ασταθείς ενώσεις· αποσυντίθενται εύκολα σε 2 διαφορετικά οξείδια με σθένη IV και II.
ΟΡΙΣΜΟΣ
Αζωτοείναι το έβδομο στοιχείο στον Περιοδικό Πίνακα. Βρίσκεται στη δεύτερη περίοδο της V ομάδας της Α υποομάδας. Ονομασία - Ν.
Το άζωτο είναι ένα τυπικό μη μεταλλικό στοιχείο, όσον αφορά την ηλεκτραρνητικότητα (3.0) είναι δεύτερο μόνο μετά το φθόριο και το οξυγόνο.
Το φυσικό άζωτο αποτελείται από δύο σταθερά ισότοπα 14 N (99,635%) και 15 N (0,365%).
Το μόριο του αζώτου είναι διατομικό. Υπάρχει τριπλός δεσμός μεταξύ των ατόμων αζώτου στο μόριο, με αποτέλεσμα το μόριο N 2 να είναι εξαιρετικά ισχυρό. Το μοριακό άζωτο είναι χημικά ανενεργό, ασθενώς πολωμένο.
Υπό κανονικές συνθήκες, το μοριακό άζωτο είναι αέριο. Τα σημεία τήξης (-210 o C) και τα σημεία βρασμού (-195,8 o C) του αζώτου είναι πολύ χαμηλά. είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό και σε άλλους διαλύτες.
Η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου στις ενώσεις
Το άζωτο σχηματίζει διατομικά μόρια της σύνθεσης N 2 λόγω της επαγωγής ομοιοπολικών μη πολικών δεσμών και, όπως είναι γνωστό, σε ενώσεις με μη πολικούς δεσμούς, η κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων είναι μηδέν.
Το άζωτο χαρακτηρίζεται από μια ολόκληρη σειρά καταστάσεων οξείδωσης, μεταξύ των οποίων υπάρχουν τόσο θετικές όσο και αρνητικές.
Κατάσταση οξείδωσης (-3) Το άζωτο εκδηλώνεται σε ενώσεις που ονομάζονται νιτρίδια (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), η πιο γνωστή από τις οποίες είναι η αμμωνία (N -3 H +1 3).
Κατάσταση οξείδωσης (-2) Το άζωτο εκδηλώνεται σε ενώσεις τύπου υπεροξειδίου - υπερνιτρίδια, ο απλούστερος εκπρόσωπος των οποίων είναι η υδραζίνη (διαμίδιο / υπερνιτρίδιο υδρογόνου) - N -2 2 H 2.
Σε μια ένωση που ονομάζεται υδροξυλαμίνη - N -1 H 2 OH-άζωτο δείχνει την κατάσταση οξείδωσης (-1) .
Οι πιο σταθερές θετικές καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου είναι (+3) και (+5) . Το πρώτο από αυτά το εμφανίζει σε φθόριο (N +3 F -1 3), οξείδιο (N +3 2 O -2 3), οξοαλογονίδια (N +3 OCl, N +3 OBr κ.λπ.), καθώς και παράγωγα ανιόν ΝΟ 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2, κ.λπ.). Η κατάσταση οξείδωσης (+5) άζωτο εμφανίζεται στο οξείδιο N +5 2 O 5, το οξονιτρίδιο N +5 ON, το διοξοφθορίδιο N +5 O 2 F, καθώς και το τριοξονιτρικό (V) -ιόν NO 3 - και το δινιτριδονιτρικό (V) - ιόν ΝΗ2 -.
Το άζωτο παρουσιάζει επίσης καταστάσεις οξείδωσης (+1) - N +1 2 O, (+2) - Ν +2 Ο και (+4) N +4 O 2 στις ενώσεις τους, αλλά πολύ λιγότερο συχνά.
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1
| Ασκηση | Να αναφέρετε τις καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου στις ενώσεις: La 2 O 3 , Cl 2 O 7 , H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 , KO 2 , KO 3 , O 2 , OF 2 . |
| Απάντηση | Το οξυγόνο σχηματίζει διάφορους τύπους δυαδικών ενώσεων στις οποίες εμφανίζει χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης. Έτσι, εάν το οξυγόνο είναι μέρος των οξειδίων, τότε η κατάσταση οξείδωσής του είναι (-2), όπως στα La 2 O 3 και Cl 2 O 7. Στα υπεροξείδια, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι (-1): H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 . Σε συνδυασμό με το φθόριο (OF 2), η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι (+2). Η κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια απλή ουσία είναι πάντα μηδέν (O o 2). Ουσίες της σύνθεσης KO 2 και KO 3 είναι το υπερυπεροξείδιο (υπεροξείδιο) και το οζονίδιο του καλίου, στα οποία το οξυγόνο εμφανίζει κλασματικές τιμές καταστάσεων οξείδωσης: (-1/2) και (-1/3). |
| Απάντηση | (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 και (+2). |
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2
| Ασκηση | Αναφέρετε τις καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου στις ενώσεις: NH 3 , N 2 H 4 , NH 2 OH, N 2 , N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 . |
| Λύση | Η κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου σε μια απλή ουσία είναι πάντα μηδέν (N o 2). Είναι γνωστό ότι στα οξείδια η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι (-2). Χρησιμοποιώντας την εξίσωση της ηλεκτροουδετερότητας, προσδιορίζουμε ότι οι καταστάσεις οξείδωσης του αζώτου στα οξείδια είναι: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5. |
Αζωτο- στοιχείο της 2ης περιόδου του V A-group Περιοδικό σύστημα, σειριακός αριθμός 7. Ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου είναι [ 2 He] 2s 2 2p 3, οι χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης είναι 0, -3, +3 και +5, λιγότερο συχνά +2 και +4, κ.λπ. το N v κατάσταση θεωρείται σχετικά σταθερή.
Κλίμακα κατάστασης οξείδωσης αζώτου:
+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.
Το άζωτο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (3,07), το τρίτο μετά το F και το O. Επιδεικνύει τυπικές μη μεταλλικές (όξινες) ιδιότητες, ενώ σχηματίζει διάφορα οξέα, άλατα και δυαδικές ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο, καθώς και το κατιόν αμμωνίου NH 4 και του άλατα.
Στη φύση - δέκατος έβδομοςκατά στοιχείο χημικής αφθονίας (ένατο μεταξύ των μη μετάλλων). Ένα ζωτικό στοιχείο για όλους τους οργανισμούς.
Ν 2
Απλή ουσία. Αποτελείται από μη πολικά μόρια με πολύ σταθερό δεσμό N≡N ˚σππ, ο οποίος εξηγεί τη χημική αδράνεια του στοιχείου υπό κανονικές συνθήκες.
Άχρωμο, άγευστο, άοσμο αέριο που συμπυκνώνεται σε άχρωμο υγρό (σε αντίθεση με το Ο2).
Σπίτι συστατικόαέρας 78,09% κατ' όγκο, 75,52 κατά μάζα. Το άζωτο βράζει από τον υγρό αέρα πριν βράσει το οξυγόνο. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (15,4 ml / 1 l H 2 O στους 20 ˚C), η διαλυτότητα του αζώτου είναι μικρότερη από αυτή του οξυγόνου.
Στο θερμοκρασία δωματίουΤο N 2, αντιδρά με το φθόριο και, σε πολύ μικρό βαθμό, με το οξυγόνο:
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
Η αναστρέψιμη αντίδραση λήψης αμμωνίας προχωρά σε θερμοκρασία 200˚C, υπό πίεση έως 350 atm, και πάντα παρουσία καταλύτη (Fe, F 2 O 3 , FeO, στο εργαστήριο σε Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, μια αύξηση στην απόδοση της αμμωνίας θα πρέπει να συμβεί με αύξηση της πίεσης και μείωση της θερμοκρασίας. Ωστόσο, ο ρυθμός αντίδρασης σε χαμηλές θερμοκρασίεςείναι πολύ μικρό, επομένως η διαδικασία πραγματοποιείται στους 450-500 ˚C, φτάνοντας σε απόδοση 15% αμμωνίας. Τα N2 και H2 που δεν αντέδρασαν επιστρέφουν στον αντιδραστήρα και έτσι αυξάνουν την έκταση της αντίδρασης.
Το άζωτο είναι χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια, δεν υποστηρίζει την καύση.
Παραλαβήσε βιομηχανία- κλασματική απόσταξη υγρού αέρα ή χημική απομάκρυνση οξυγόνου από τον αέρα, για παράδειγμα, με την αντίδραση 2C (οπτάνθρακα) + O 2 \u003d 2CO όταν θερμαίνεται. Σε αυτές τις περιπτώσεις λαμβάνεται άζωτο, το οποίο περιέχει και ακαθαρσίες ευγενών αερίων (κυρίως αργό).
Στο εργαστήριο, μικρές ποσότητες χημικά καθαρού αζώτου μπορούν να ληφθούν με μια αντίδραση μεταγωγής με μέτρια θέρμανση:
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση αμμωνίας. Νιτρικό οξύ και άλλα προϊόντα που περιέχουν άζωτο ως αδρανές μέσο για χημικές και μεταλλουργικές διεργασίες και αποθήκευση εύφλεκτων ουσιών.
NH 3
Η δυαδική ένωση, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι - 3. Άχρωμο αέριο με έντονη χαρακτηριστική οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [: N(H)3] (υβριδισμός sp 3). Η παρουσία αζώτου στο μόριο NH 3 ενός ζεύγους ηλεκτρονίων δότη στο υβριδικό τροχιακό sp 3 προκαλεί μια χαρακτηριστική αντίδραση προσθήκης ενός κατιόντος υδρογόνου, με το σχηματισμό ενός κατιόντος αμμώνιο NH4. Υγροποιείται υπό θετική πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Στην υγρή κατάσταση, συνδέεται με δεσμούς υδρογόνου. Θερμικά ασταθής. Ας διαλυθεί καλά στο νερό (πάνω από 700 l/1 l H 2 O στους 20˚C). η αναλογία στο κορεσμένο διάλυμα είναι 34% κατά βάρος και 99% κατ' όγκο, pH= 11,8.
Πολύ αντιδραστικό, επιρρεπές σε αντιδράσεις προσθήκης. Καίγεται σε οξυγόνο, αντιδρά με οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές (λόγω N -3) και οξειδωτικές (λόγω H +1) ιδιότητες. Ξηραίνεται μόνο με οξείδιο του ασβεστίου.
Ποιοτικές αντιδράσεις -σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl, μαύρισμα ενός κομματιού χαρτιού που έχει υγρανθεί με διάλυμα Hg 2 (NO3) 2.
Ενδιάμεσο προϊόν στη σύνθεση ΗΝΟ 3 και αλάτων αμμωνίου. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, αζωτούχων λιπασμάτων, βαφών, εκρηκτικών. Η υγρή αμμωνία είναι ψυκτικό μέσο. Δηλητηριώδης.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
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) λευκός "καπνός"
4NH 3 + 3O 2 (αέρας) = 2N 2 + 6 H 2 O (καύση)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, κατ. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (θερμοκρασία δωματίου, πίεση)
Παραλαβή.ΣΤΟ εργαστήρια- εκτόπιση αμμωνίας από άλατα αμμωνίου όταν θερμαίνεται με ανθρακικό ασβέστη: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ή βράζοντας ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, ακολουθούμενο από ξήρανση του αερίου.
Στη βιομηχανίαη αμμωνία παράγεται από άζωτο με υδρογόνο. Παράγεται από τη βιομηχανία είτε σε υγρή μορφή είτε σε μορφή συμπυκνωμένου υδατικού διαλύματος με την τεχνική ονομασία αμμωνιακό νερό.
Ένυδρη αμμωνίαNH 3
*
H 2
Ο.
Διαμοριακή σύνδεση. Λευκό, στο κρυσταλλικό πλέγμα - μόρια NH 3 και H 2 O συνδεδεμένα με έναν ασθενή δεσμό υδρογόνου. Υπάρχει σε ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, μια ασθενή βάση (προϊόντα διάστασης είναι το κατιόν NH 4 και το ανιόν ΟΗ). Το κατιόν αμμωνίου έχει κανονική τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3). Θερμικά ασταθές, αποσυντίθεται πλήρως όταν το διάλυμα βράσει. Εξουδετερώνεται από ισχυρά οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (λόγω N-3) σε συμπυκνωμένο διάλυμα. Εισέρχεται στην αντίδραση της ανταλλαγής ιόντων και του σχηματισμού συμπλόκου.
Ποιοτική αντίδραση– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl. Χρησιμοποιείται για τη δημιουργία ενός ελαφρώς αλκαλικού περιβάλλοντος σε διάλυμα, κατά την καθίζηση αμφοτερικών υδροξειδίων.
Ένα διάλυμα αμμωνίας 1 Μ περιέχει κυρίως ένυδρο NH 3 *H 2 O και μόνο 0,4% ιόντα NH 4 OH (λόγω διάστασης ένυδρου). Έτσι, το ιοντικό "υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH" πρακτικά δεν περιέχεται στο διάλυμα, δεν υπάρχει τέτοια ένωση ούτε στο στερεό ένυδρο.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
NH 3 H 2 O (συμπ.) = NH 3 + H 2 O (βρασμός με NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (διαφορ.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Συχνά ονομάζεται αραιό διάλυμα αμμωνίας (3-10%) αμμωνία(το όνομα εφευρέθηκε από αλχημιστές), και ένα συμπυκνωμένο διάλυμα (18,5 - 25%) είναι ένα διάλυμα αμμωνίας (που παράγεται από τη βιομηχανία).
οξείδια του αζώτου
μονοξείδιο του αζώτουΟΧΙ
Οξείδιο που δεν σχηματίζει αλάτι. άχρωμο αέριο. Η ρίζα περιέχει έναν ομοιοπολικό σπ-δεσμό (N꞊O), στη στερεή κατάσταση το διμερές N 2 O 2 co N-N σύνδεση. Εξαιρετικά θερμικά σταθερό. Ευαίσθητο στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο (γίνεται καφέ). Ελαφρώς διαλυτό στο νερό και δεν αντιδρά με αυτό. Χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια. Όταν θερμαίνεται, αντιδρά με μέταλλα και αμέταλλα. εξαιρετικά δραστικό μείγμα NO και NO 2 ("νιτρώδη αέρια"). Ενδιάμεσο στη σύνθεση νιτρικό οξύ.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2NO + O 2 (π.χ.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (γραφίτης) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(κόκκινο) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Αντιδράσεις σε μείγματα NO και NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Παραλαβήσε βιομηχανία: οξείδωση αμμωνίας με οξυγόνο σε καταλύτη, σε εργαστήρια- αλληλεπίδραση αραιού νιτρικού οξέος με αναγωγικούς παράγοντες:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 ΟΧΙ+ 4 H 2 O
ή μείωση των νιτρικών αλάτων:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 ΟΧΙ +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
διοξείδιο του αζώτουΟΧΙ 2
Το οξείδιο του οξέος αντιστοιχεί υπό όρους σε δύο οξέα - HNO 2 και HNO 3 (όξινο για το N 4 δεν υπάρχει). Καφέ αέριο, μονομερές NO 2 σε θερμοκρασία δωματίου, υγρό άχρωμο διμερές N 2 O 4 (τετροξείδιο διανιτρογόνου) στο κρύο. Αντιδρά πλήρως με νερό, αλκάλια. Πολύ ισχυρό οξειδωτικό, διαβρωτικό στα μέταλλα. Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση νιτρικού οξέος και ανύδρων νιτρικών, ως οξειδωτικό για καύσιμο πυραύλων, καθαριστικό λαδιού από θείο και καταλύτης για την οξείδωση οργανικών ενώσεων. Δηλητηριώδης.
Η εξίσωση των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (συν.) (στο κρύο)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (διαφορ.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (κατ. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Παραλαβή:σε βιομηχανία -οξείδωση του ΝΟ με ατμοσφαιρικό οξυγόνο, σε εργαστήρια– αλληλεπίδραση πυκνού νιτρικού οξέος με αναγωγικούς παράγοντες:
6HNO 3 (συμπ., βουνά) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (συμπ., ορτ.) + P (κόκκινο) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (συμπ., βουνά) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
οξείδιο του διζώτουΝ 2 Ο
Άχρωμο αέριο με ευχάριστη οσμή ("αέριο γέλιου"), N꞊N꞊О, επίσημη κατάσταση οξείδωσης αζώτου +1, ελάχιστα διαλυτό στο νερό. Υποστηρίζει την καύση γραφίτη και μαγνησίου:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Λαμβάνεται με θερμική αποσύνθεση νιτρικού αμμωνίου:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
χρησιμοποιείται στην ιατρική ως αναισθητικό.
τριοξείδιο του αζώτουΝ 2 Ο 3
Σε χαμηλές θερμοκρασίες, είναι ένα μπλε υγρό, ON꞊NO 2, η τυπική κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +3. Στους 20 ˚C, αποσυντίθεται κατά 90% σε ένα μείγμα άχρωμου NO και καφέ NO 2 ("νιτρώδη αέρια", βιομηχανικός καπνός - "ουρά αλεπούς"). N 2 O 3 - οξείδιο οξέος, σχηματίζει HNO 2 με νερό στο κρύο, αντιδρά διαφορετικά όταν θερμαίνεται:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Με αλκάλια δίνει άλατα HNO 2, για παράδειγμα NaNO 2 .
Λαμβάνεται από την αλληλεπίδραση του NO με το O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) ή με το NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
με ισχυρή ψύξη. Τα «νιτρώδη αέρια» και περιβαλλοντικά επικίνδυνα, δρουν ως καταλύτες για την καταστροφή του στρώματος του όζοντος της ατμόσφαιρας.
πεντοξείδιο του διζώτου Ν 2 Ο 5
Άχρωμο, στερεό, O 2 N - O - NO 2, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +5. Σε θερμοκρασία δωματίου, αποσυντίθεται σε NO 2 και O 2 σε 10 ώρες. Αντιδρά με νερό και αλκάλια ως όξινο οξείδιο:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Λαμβάνεται με αφυδάτωση του ατμίζοντος νιτρικού οξέος:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
ή οξείδωση του NO 2 με όζον στους -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Νιτρώδη και νιτρικά
Νιτρώδες κάλιοKNO 2
. Λευκό, υγροσκοπικό. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση. Σταθερό σε ξηρό αέρα. Ας διαλυθεί πολύ καλά στο νερό (δημιουργώντας άχρωμο διάλυμα), υδρολύεται σε ανιόν. Ένας τυπικός οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας σε όξινο περιβάλλον, αντιδρά πολύ αργά σε αλκαλικό περιβάλλον. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν NO 2 - αποχρωματισμός του ιώδους διαλύματος MnO 4 και εμφάνιση μαύρου ιζήματος όταν προστίθενται ιόντα I. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή βαφών, ως αναλυτικό αντιδραστήριο για αμινοξέα και ιωδίδια, συστατικό της φωτογραφικής αντιδραστήρια.
εξίσωση των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (συγκ.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (π.χ.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (ιώδες) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (κορεσμένο) + NH 4 + (κορεσμένο) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (μαύρο) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (ανοιχτό κίτρινο) ↓
Παραλαβή σεβιομηχανία– ανάκτηση νιτρικού καλίου στις διεργασίες:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (συμπ.) + Pb (σφουγγάρι) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrat
κάλιο
KNO 3
τεχνική ονομασία κάλιο,ή Ινδόςάλας , αλάτι.Λευκό, λιώνει χωρίς αποσύνθεση, αποσυντίθεται με περαιτέρω θέρμανση. Ανθεκτικό στον αέρα. Πολύ διαλυτό στο νερό (υψηλή ενδο-επίδραση, = -36 kJ), δεν υπάρχει υδρόλυση. Ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας όταν συντήκεται (λόγω της απελευθέρωσης ατομικού οξυγόνου). Σε διάλυμα, ανάγεται μόνο με ατομικό υδρογόνο (σε όξινο μέσο σε KNO 2, σε αλκαλικό μέσο σε NH 3). Χρησιμοποιείται στην παραγωγή γυαλιού ως συντηρητικό τροφίμων, συστατικό πυροτεχνικών μειγμάτων και ορυκτών λιπασμάτων.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, αραιωμένο HCl) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, συμπ. ΚΟΗ) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)
KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (γραφίτης) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (καύση)
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)
Παραλαβή: στη βιομηχανία
4KOH (οριζόντια) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
και στο εργαστήριο:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Το άζωτο είναι ίσως το πιο κοινό χημικό στοιχείο σε ολόκληρο το ηλιακό σύστημα. Για να γίνουμε πιο συγκεκριμένοι, το άζωτο είναι το 4ο σε αφθονία. Το άζωτο στη φύση είναι ένα αδρανές αέριο.
Αυτό το αέριο είναι άχρωμο και άοσμο και πολύ δύσκολο να διαλυθεί στο νερό. Ωστόσο, τα νιτρικά άλατα τείνουν να αντιδρούν πολύ καλά με το νερό. Το άζωτο έχει χαμηλή πυκνότητα.
Το άζωτο είναι ένα εκπληκτικό στοιχείο. Υπάρχει η υπόθεση ότι πήρε το όνομά του από την αρχαία ελληνική γλώσσα, που σημαίνει "άψυχο, χαλασμένο" σε μετάφραση από αυτήν. Γιατί μια τέτοια αρνητική στάση απέναντι στο άζωτο; Εξάλλου, γνωρίζουμε ότι είναι μέρος των πρωτεϊνών και η αναπνοή χωρίς αυτήν είναι σχεδόν αδύνατη. Το άζωτο παίζει σημαντικό ρόλο στη φύση. Αλλά στην ατμόσφαιρα αυτό το αέριο είναι αδρανές. Αν το πάρετε όπως είναι στην αρχική του μορφή, τότε πολλά παρενέργειες. Το θύμα μπορεί ακόμη και να πεθάνει από ασφυξία. Άλλωστε το άζωτο ονομάζεται άψυχο γιατί δεν υποστηρίζει την καύση ή την αναπνοή.
Υπό κανονικές συνθήκες, ένα τέτοιο αέριο αντιδρά μόνο με το λίθιο, σχηματίζοντας μια ένωση όπως το νιτρίδιο του λιθίου Li3N. Όπως μπορούμε να δούμε, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου σε μια τέτοια ένωση είναι -3. Με άλλα μέταλλα, και φυσικά, επίσης αντιδρά, αλλά μόνο όταν θερμαίνεται ή όταν χρησιμοποιεί διάφορους καταλύτες. Παρεμπιπτόντως, το -3 είναι η χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης του αζώτου, καθώς χρειάζονται μόνο 3 ηλεκτρόνια για να γεμίσουν πλήρως το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας.
Αυτός ο δείκτης έχει διάφορες έννοιες. Κάθε κατάσταση οξείδωσης του αζώτου έχει τη δική της ένωση. Είναι καλύτερα να θυμάστε απλώς τέτοιες συνδέσεις.
5 - ο υψηλότερος βαθμός οξείδωσης του αζώτου. Εμφανίζεται μέσα και σε όλα τα νιτρικά άλατα.
