• ×

    • Maximálny a minimálny oxidačný stav dusíka. Dusík a jeho zlúčeniny

    20.09.2019

    Správne umiestniť oxidačné stavy Treba mať na pamäti štyri pravidlá.

    1) V jednoduchej látke je oxidačný stav ľubovoľného prvku 0. Príklady: Na 0, H 0 2, P 0 4.

    2) Mali by ste si zapamätať prvky, pre ktoré sú charakteristické konštantné oxidačné stavy. Všetky sú uvedené v tabuľke.


    3) Najvyšší oxidačný stav prvku sa spravidla zhoduje s číslom skupiny, v ktorej sa tento prvok nachádza (napríklad fosfor je v skupine V, najvyššia SD fosforu je +5). Dôležité výnimky: F, O.

    4) Hľadanie oxidačných stavov zostávajúcich prvkov je založené na jednoduchom pravidle:

    V neutrálnej molekule sa súčet oxidačných stavov všetkých prvkov rovná nule a v ióne - náboj iónu.

    Niekoľko jednoduchých príkladov na určenie oxidačných stavov

    Príklad 1. Je potrebné nájsť oxidačné stavy prvkov v amoniaku (NH 3).

    rozhodnutie. Už vieme (pozri 2), že čl. OK. vodík je +1. Zostáva nájsť túto charakteristiku pre dusík. Nech x je požadovaný oxidačný stav. Zostavíme najjednoduchšiu rovnicu: x + 3 (+1) \u003d 0. Riešenie je zrejmé: x \u003d -3. Odpoveď: N-3H3+1.


    Príklad 2. Uveďte oxidačné stavy všetkých atómov v molekule H 2 SO 4 .

    rozhodnutie. Oxidačné stavy vodíka a kyslíka sú už známe: H(+1) a O(-2). Zostavíme rovnicu na určenie stupňa oxidácie síry: 2 (+1) + x + 4 (-2) \u003d 0. Vyriešením tejto rovnice zistíme: x \u003d +6. Odpoveď: H+12S+60-24.


    Príklad 3. Vypočítajte oxidačné stavy všetkých prvkov v molekule Al(NO 3) 3.

    rozhodnutie. Algoritmus zostáva nezmenený. Zloženie „molekuly“ dusičnanu hlinitého zahŕňa jeden atóm Al (+3), 9 atómov kyslíka (-2) a 3 atómy dusíka, ktorých oxidačný stav musíme vypočítať. Zodpovedajúca rovnica: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Odpoveď: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.


    Príklad 4. Určite oxidačné stavy všetkých atómov v (AsO 4) 3- ióne.

    rozhodnutie. V tomto prípade sa súčet oxidačných stavov už nebude rovnať nule, ale náboju iónu, t.j. -3. Rovnica: x + 4 (-2) = -3. Odpoveď: As(+5), O(-2).

    Čo robiť, ak nie sú známe oxidačné stavy dvoch prvkov

    Je možné pomocou podobnej rovnice určiť oxidačné stavy viacerých prvkov naraz? Ak zvážime tento problém z hľadiska matematiky, odpoveď bude negatívna. Lineárna rovnica s dvoma premennými nemôže mať jedinečné riešenie. Ale neriešime len rovnicu!

    Príklad 5. Určte oxidačné stavy všetkých prvkov v (NH 4) 2 SO 4.

    rozhodnutie. Oxidačné stavy vodíka a kyslíka sú známe, ale síra a dusík nie. Klasický príklad problému s dvoma neznámymi! Síran amónny nebudeme považovať za jednu „molekulu“, ale za kombináciu dvoch iónov: NH 4 + a SO 4 2-. Poznáme náboje iónov, každý z nich obsahuje iba jeden atóm s neznámym stupňom oxidácie. Pomocou skúseností získaných pri riešení predchádzajúcich problémov ľahko zistíme oxidačné stavy dusíka a síry. Odpoveď: (N-3H4+1)2S+604-2.

    Záver: ak molekula obsahuje niekoľko atómov s neznámymi oxidačnými stavmi, pokúste sa molekulu „rozdeliť“ na niekoľko častí.

    Ako usporiadať oxidačné stavy v organických zlúčeninách

    Príklad 6. Uveďte oxidačné stavy všetkých prvkov v CH 3 CH 2 OH.

    rozhodnutie. Hľadanie oxidačných stavov v organických zlúčeninách má svoje špecifiká. Najmä je potrebné samostatne nájsť oxidačné stavy pre každý atóm uhlíka. Môžete to zdôvodniť nasledovne. Zoberme si napríklad atóm uhlíka v metylovej skupine. Tento atóm uhlíka je spojený s 3 atómami vodíka a susedným atómom uhlíka. Na väzbe C-H sa hustota elektrónov posúva smerom k atómu uhlíka (pretože elektronegativita C prevyšuje EO vodíka). Ak by bol tento posun úplný, atóm uhlíka by získal náboj -3.

    Atóm C v skupine -CH 2 OH je naviazaný na dva atómy vodíka (posun elektrónovej hustoty smerom k C), jeden atóm kyslíka (posun elektrónovej hustoty smerom k O) a jeden atóm uhlíka (môžeme predpokladať, že posuny elektrónovej hustoty v tomto prípad sa nedeje). Oxidačný stav uhlíka je -2 +1 +0 = -1.

    Odpoveď: C-3H+13C-1H+120-2H+1.

    Nezamieňajte si pojmy „valencia“ a „oxidačný stav“!

    Oxidačný stav sa často zamieňa s valenciou. Nerob tú chybu. Uvediem hlavné rozdiely:

    • oxidačný stav má znamienko (+ alebo -), valencia - nie;
    • stupeň oxidácie sa môže rovnať nule aj v komplexnej látke, rovnosť valencie k nule spravidla znamená, že atóm tohto prvku nie je spojený s inými atómami (nebudeme rozoberať žiadne druhy inklúznych zlúčenín a iní „exoti“ tu);
    • stupeň oxidácie je formálny pojem, ktorý nadobúda skutočný význam iba v zlúčeninách s iónovými väzbami, pojem "valencia" sa naopak najvýhodnejšie používa vo vzťahu ku kovalentným zlúčeninám.

    Oxidačný stav (presnejšie jeho modul) sa často numericky rovná valencii, ale ešte častejšie sa tieto hodnoty nezhodujú. Napríklad oxidačný stav uhlíka v C02 je +4; valencia C sa tiež rovná IV. Ale v metanole (CH30H) zostáva valencia uhlíka rovnaká a oxidačný stav C je -1.

    Malý test na tému "Stupeň oxidácie"

    Venujte niekoľko minút kontrole, ako ste túto tému pochopili. Musíte odpovedať na päť jednoduchých otázok. Veľa štastia!

    Podskupinu VA tvoria p-prvky: dusíkN, fosfor

    P, arzénAs, antimón Sb a bizmut Bi.

    Prvky N, P sú typické nekovy,

    pre nekovy As a Sb objavia sa niektoré vlastnosti

    vlastné kovom, bizmut má kovové vlastnosti

    prevládajú, hoci nejde o typický kov.

    Všeobecný vzorec pre valenčné elektróny v elementároch

    skupiny VA –ns 2 np 3.

    trón. S tromi nepárovými elektrónmi všetky prvky v jednoduchých látkach tvoria tri kovalentné väzby, ale v dusíku tri väzby spájajú 2 atómy a vytvárajú veľmi silný

    molekula NN a pre ostatné prvky je každý atóm naviazaný na tri ďalšie za vzniku molekúl typu E4 (napr.

    modrý fosfor a žltý arzén) alebo polymérne štruktúry.

    V dusíku jednoduchá látka v akomkoľvek stave agregácie pozostáva z jednotlivých molekúl , za normálnych podmienok je to plyn. Všetky ostatné prvky sú jednoduché látky

    - pevný.

    Oxidačný stav (–3) prvkov skupiny VA je minimálny. Najstabilnejší je pri N, o

    prechod do Bi s nárastom počtu elektrónových vrstiev, jeho stabilita pa-

    dáva. Prvky N, P, As, Sb s vodíkom tvoria hydridy typu EN3,

    vykazujúce základné vlastnosti, sú najvýraznejšie pri amoniaku

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    ako NH3. V podskupine stabilita zlúčenín EN3 a ich hlavné vlastnosti

    wa zníženie.

    Všetky prvky skupiny VA vykazujú najvyšší oxidačný stav +5.

    Všetky tvoria oxidy typu E2 O5 (oxid Bi 2 O 5 je nestabilný), ktoré zodpovedajú kyselinám, sila kyselín pri pohybe nadol klesá

    Oxidačný stav +5 je najstabilnejší v P . Bi(+5) zlúčeniny –

    veľmi silné oxidačné činidlá. Kyselina dusičná, najmä koncentrovaná, vykazuje silné oxidačné vlastnosti.

    Bizmut má stabilnejší oxidačný stav (+3), ktorý je pomerne stabilný aj pre Sb a As. N(+3) zlúčeniny a najmä

    P(+3), vykazujú silné redukčné vlastnosti.

    V oxidačnom stupni +3 tvoria všetky prvky skupiny VA oxidy

    typ E2O3. Oxidy N a P zodpovedajú slabým kyselinám. Oxidy a hydroxy

    dys As a Sb sú amfotérne, v hlavnej postave dominuje oxid a hydroxy-

    áno Bi (+3). Teda, v podskupine kyslý charakter oxidov a hyd-

    oxidy prvkov v oxidačnom stupni (+3) oslabujú a zvyšujú

    základné vlastnosti charakteristické skôr pre hydroxidy kovov.

    Prvky skupiny VA, okrem uvedených oxidačných stavov

    5, +3, –3 tiež vykazujú iné stredné oxidačné stavy.

    Pre dusík sú známe všetky oxidačné stavy od –1 do +5.

    Dusík, rovnako ako všetky prvky druhého obdobia, sa výrazne líši od svojich elektronických náprotivkov. . Z tohto dôvodu, ako aj kvôli veľký počet oxidačných stavov a rôzne zlúčeniny, uvažuje sa o chémii dusíka

    vaetsya oddelene od ostatných prvkov VA-podskupiny.

    Najčastejším prvkom skupiny VA v prírode je

    je tam fosfor. Jeho obsah v zemskej kôre je 0,09 hm. %; nachádza sa fosfor

    hlavne vo forme fosforečnanu vápenatého. Obsah dusíka - 0,03%, os-

    jeho nový podiel sa koncentruje v atmosfére vo forme N2. Obsah dusíka v

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    objem vzduchu je ~ 78 %. Vo veľmi malých množstvách na Zemi

    dusičnany sodíka a draslíka (dusičnany) sa nachádzajú v kôre. Arzén, antimón a bizmut sú vzácne prvky s obsahom v zemskej kôre 10–5 5. 10–

    4 %; v prírode sa nachádzajú najmä vo forme sulfidov.

    Dusík a fosfor sú veľmi dôležité prvky biosféry, preto sú významné

    hlavná časť dusičnanov a fosforečnanov vyrábaných v chemickom priemysle

    tuky sa používajú ako hnojivá, ktoré sú nevyhnutné pre život

    vitalita rastlín. V ľudskom tele hrá dôležitú úlohu N a P, - dusík

    je súčasťou aminokyselín, ktoré sú neoddeliteľnou súčasťou bielkovín, fosforu v

    forma Ca5 [(PO4 )3 OH] je súčasťou kostí. V ľudskom tele sú

    v priemere asi 1,8 kg N.

    Niektoré charakteristiky atómov prvkov skupiny VA sú uvedené v

    Najdôležitejšie charakteristiky atómov prvkov skupiny VA

    Elektrické

    očierňovač-

    ness (podľa

    atóm, nm

    prieskum)

    zvýšenie počtu

    trónne vrstvy;

    zväčšenie veľkosti atómu;

    zníženie energie iónov

    pokles elektrickej energie

    hodnoty;

    Pre porovnanie, elektronegativita H je 2,2; O - 3,44.

    Dusík sa líši od ostatných prvkov podskupiny veľmi malou obežnou dráhou

    tal polomer a vysoká elektronegativita, N je tretí vo voľbách

    prvok trinegativity, po F a O.

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    Valenčné elektróny N –2s2 2p3 .

    N 2s

    Dusík, podobne ako ostatné prvky druhého obdobia,

    sa výrazne líši od prvkov svojej podskupiny:

    atóm N má len 4 valenčné orbitály a v zlúčeninách môže vzniknúť

    volať len 4 kovalentné väzby;

    kvôli veľmi malému atómovému polomeru sa dusík tvorí veľmi silno

    jednoduchá látka v akomkoľvek stave agregácie pozostáva z oddelených

    veľmi silné molekuly N

    N a je vysoko inertný;

    v elektronegativite je N na druhom mieste po F a O;

    dusík vykazuje všetky možné oxidačné stavy: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

    Veľký počet oxidačných stavov a rôzne zlúčeniny

    Chémia dusíka je veľmi zložitá. Zložitosť zhoršujú aj kinetické ťažkosti charakteristické pre mnohé redoxné reakcie.

    v dôsledku veľmi silných viacnásobných väzieb medzi atómami

    Atómy N a N a O. Preto elektródové potenciály málo pomáhajú pri určovaní

    divízia produktov OVR.

    Najstabilnejšia zlúčenina N je jednoduchá látka.

    Vo vodných roztokoch, najmä v kyslých, je ión NH4 + veľmi stabilný.

    Dusík je neoddeliteľnou súčasťou vzduchu, z ktorého sa N 2 získava.

    Hlavné množstvo N2 sa používa na syntézu amoniaku, z ktorého sa potom získavajú ďalšie zlúčeniny dusíka. Spomedzi zlúčenín dusíka nachádzajú najširšie praktické uplatnenie amoniak, kyselina dusičná a ich soli..

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    Ročná svetová produkcia NH3 je ~ 97 miliónov ton/rok, kyseliny dusičnej

    sloty - 27 miliónov ton / rok. Uvažuje sa o chémii týchto najdôležitejších N zlúčenín

    ren na prvom mieste, po prediskutovaní vlastností jednoduchej látky.

    jednoduchá látka

    Molekula N2 je najsilnejšia zo všetkých dvojatómových molekúl jednoduchých látok. Na väzbe sú umiestnené tri spoločné elektrónové páry v molekule N N

    pozývajúce orbitály, v uvoľnených orbitáloch nie sú žiadne elektróny - toto je

    vedie k veľmi vysokej energii chemickej väzby - 944 kJ / mol (pre porovnanie,

    väzbová energia v molekule O2 je – 495 kJ/mol). Silná väzba spôsobuje vysokú inertnosť molekulárneho dusíka. Názov tohto prvku je spojený s chemickou inertnosťou dusíka. V gréčtine „dusík“ znamená

    čaj "bez života".

    Za normálnych podmienok je N2 bezfarebný plyn bez zápachu a chuti.

    Teploty varu a topenia N2 sú blízko: -196 ° C a -210 ° C.

    Dusík sa získava frakčnou destiláciou vzduchu , - pre tento vzduch

    pri nízkych teplotách skvapalnia a potom začnú zvyšovať teplotu.

    Zo zložiek vzduchu má najnižší bod varu dusík a

    tvorí najľahšiu frakciu. Pri frakčnej destilácii jeden

    dočasne prijímať kyslík a inertné plyny.

    Hlavné množstvo N2 ide na výrobu amoniaku, okrem toho

    dusík sa používa na vytvorenie inertnej atmosféry, a to aj pri výrobe

    niektoré kovy; ako chladenie sa používa aj kvapalný dusík

    agens v laboratóriu a priemysle.

    Pri izbovej teplote dusík pomaly reaguje iba s Li za vzniku

    tvorba Li3 N. Pri horení na vzduchu vzniká horčík spolu s oxidom MgO

    Prítomný je aj Mg3N2.

    Nitridy. Binárne zlúčeniny dusíka s prvkami menej elektrifikovanými

    trojzáporné ako N sa nazývajú nitridy.

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    Iónové nitridy obsahujú anión N3-. Iónové nitridy tvoria Li,

    kovy II a IB-skupiny; vo vodných roztokoch podliehajú ireverzibilným

    mu hydrolýza.

    Mg3N2 + 6H20 = 2NH3 + 3 Mg(OH)2

    Pri p-blokových kovoch a niektorých ľahkých nekovoch je dusík ob-

    tvorí kovalentné nitridy, napríklad AlN, BN.

    Väčšina d-kovov tvorí s dusíkom pri vysokých teplotách nestechiometrické intersticiálne produkty, v ktorých atómy N zaberajú priestory.

    v kryštálových mriežkach kovov. Preto takéto nitridy externe

    svojím vzhľadom z hľadiska elektrickej a tepelnej vodivosti pripomína kovy, ale líši sa

    Vyznačujú sa vysokou chemickou inertnosťou, tvrdosťou a žiaruvzdornosťou.

    Napríklad nestechiometrické nitridy Ta a Ti sa topia pri teplotách nad 3200 °C.

    Dusík nereaguje priamo s halogénmi, ale interaguje s kyslíkom iba v extrémnych podmienkach(s el

    vypúšťanie).

    Z praktického hľadiska je najdôležitejšia reakcia dusíka s H2, ktorej výsledkom je amoniak.

    N2 + 3H2  2NH3; H0 = –92 kJ/mol.

    Exotermickosť tejto reakcie naznačuje, že celková pevnosť väzby v molekulách amoniaku je vyššia ako v počiatočných molekulách. Zvýšenie teploty v súlade s Le Chatelierovým princípom vedie k posunu rovnováhy smerom k endotermickej reakcii, t.j. v smere rozkladu amoniaku. Za normálnych podmienok je však reakcia extrémne pomalá.

    avšak aktivačná energia potrebná na oslabenie silných väzieb v molekulách dusíka a vodíka je príliš vysoká. Proces sa preto musí vykonávať pri teplote asi 5000 C. Aby sa rovnováha pri vysokej teplote posunula doprava, zvýšte tlak na 300 - 500 atm., pričom rovnováha

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    to sa posúva v smere reakcie prebiehajúcej s poklesom počtu molekúl plynu, t.j. smerom k tvorbe amoniaku. Zvýšenie rýchlosti sa dosiahne použitím katalyzátorov. Účinný tavený katalyzátor na os-

    nový Fe3O4 s prídavkom Al2O3 a SiO2 a katalyzátorom na báze kovu

    Fe. Syntéza amoniaku z dusíka a vodíka je najdôležitejšou reakciou

    priemyselná chémia dusíka.

    Zlúčeniny dusíka

    Amoniak a amónne soli

    Dusík v amoniaku a amónnych soliach je v minimálnom oxidačnom stave (–3). Oxidačný stav (–3) je s dusíkom pomerne stabilný.

    Amoniak za normálnych podmienok je bezfarebný plyn s charakteristickým

    štipľavý zápach, známy zápachom „čpavku“ (10 % tzv.

    amoniak vo vode). Tento plyn je ľahší ako vzduch, takže sa môže zhromažďovať v nádobách hore nohami. Amoniak ľahko prechádza do kvapaliny. Na to ho stačí ochladiť pri bežnom tlaku na -33,5 ° C. Rovnaký efekt

    účinok možno dosiahnuť pri izbovej teplote, ale zvýšením tlaku na

    7 - 8 atm. Pri zvýšenom tlaku sa kvapalný amoniak skladuje v oceľových guličkách

    nie. Odparujúci sa kvapalný amoniak spôsobuje ochladenie v prostredí. To je základ pre jeho použitie v chladení. Ľahké skvapalnenie amoniaku je spôsobené vodíkovými väzbami medzi jeho molekulami. Sila vodíkových väzieb medzi molekulami amoniaku je spôsobená veľmi vysokou elektronegativitou dusíka.

    Kvapalný amoniak je bezfarebný, podlieha autoprotolýze:

    2NH3  NH4 + + NH2 –

    Konštanta tejto rovnováhy sa rovná 2 . 10-23 (pri -50 °C). Kvapalný amoniak

    je dobré ionizujúce rozpúšťadlo . Amónne soli a slabé

    kyseliny, napríklad H2S, rozpustené v kvapalnom amoniaku, zosilnejú

    mi kyseliny.

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    Amoniak je vysoko rozpustný vo vode. Vysoká rozpustnosť amoniaku vo vode (až 700 objemov NH3 v jednom objeme vody) sa vysvetľuje aj tvorbou

    Jeme vodíkové väzby, ale už s molekulami vody. Koncentrovaný dis-

    roztok obsahuje 25 hmotnostných % amoniaku a má hustotu 0,91 g/cm3. Molárna koncentrácia NH3 v koncentrovaných vodných roztokoch dosahuje ~13

    Molekula NH3 má pyramídovú štruktúru, čo sa vysvetľuje sp3 -

    hybridizácia valenčných atómových orbitálov dusíka. Jeden z vrcholov štvorstenu

    ra je obsadený osamelým párom elektrónov. Väzba NH je pomerne silná,

    energia väzby je 389 kJ/mol, dĺžka väzby je 0,1 nm, uhol medzi väzbami

    zyami -108,3o. Keď je katión H+ pripojený v dôsledku nezdieľaného elektrónu

    páru N, vzniká veľmi stabilný tetraedrický amónny ión

    NH4+.

    Prítomnosť nezdieľaného elektrónového páru na N v molekule NH3,

    oslavuje mnohé charakteristické vlastnosti amoniaku.

    Molekula NH3 je dobrým donorom elektrónového páru (DEP),

    tie. Lewisova základňa a veľmi dobrý akceptor protónov A(H+),

    tie. základ podľa Bronsteda:

    NH3 + H+  NH4 + . NH3 prijíma protón, ako ióny OH–: OH– + H+  H2O

    Akceptorové vlastnosti NH3 sú slabšie ako vlastnosti OH- aniónu. Protolytická konštanta pre NH3 je 1,8. 109 a pre OH– ión – 1014 .

    Reakcie s kyselinami sú najtypickejšie reakcie pre NH3.

    Schopnosť amoniaku vytvárať väzby donor-akceptor na

    taký veľký, že dokáže odtrhnúť vodíkové ióny z takej pevnej väzby

    jednota ako voda.

    NH3 + H–– OH  NH4 + ) a množstvo produktov NH4 + a OH– je malé v porovnaní s rovnovážnou koncentráciou amoniaku. Vodné roztoky amoniaku sa správajú ako slabé zásady. Podľa zavedenej tradície sa často označuje amoniak

    čaju so vzorcom NH4 OH a nazýva sa hydroxid amónny, avšak molekuly

    V roztoku nie je prítomný NH4OH. Často sa popisuje alkalická reakcia vodného roztoku NH3

    nie sú opísané vyššie uvedenou rovnováhou, ale ako disociácia molekúl

    NH4OH:

    NH4 OH NH4 + + OH–

    Konštanta tejto rovnováhy je 1,8. 10–5. V jednom litri, jeden molár

    v roztoku amoniaku je koncentrácia iónov NH4 + a OH– 3,9. 10–3

    mol/l, pH = 11,6.

    Rovnováha medzi amoniakom a OH– môže výrazne posunúť doprava katióny niektorých kovov, ktoré tvoria nerozpustné hydroxidy s iónmi OH–.

    FeCl3 + 3NH3 + 3H–OH  Fe(OH)3  + 3NH4 Cl.

    Amoniak sa môže použiť na výrobu nerozpustných zásad.

    Pôsobením kyselín na vodné roztoky amoniaku sa tvoria amónne soli.

    NH3 + HCl = NH4CI

    Takmer všetky amónne soli sú bezfarebné a rozpustné vo vode.

    Rovnováha NH3 + H+  NH4 + je výrazne posunutá doprava (K = 1,8.109),

    to znamená, že NH3 je silný akceptor protónov a katión NH4+

    je slabým darcom H+ , t.j. kyselina podľa Bronsteda. Keď sa k amónnym soliam pridá zásada, vytvorí sa amoniak, ktorý sa dá ľahko určiť

    NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

    Táto reakcia sa bežne používa na detekciu amónnych iónov v roztoku.

    vykonávateľ:

    Podujatie č.

    Podobné reakcie možno použiť na laboratórnu prípravu

    NH3.

    Chlorid amónny (nazývaný čpavok) pri vysokých teplotách reaguje s oxidmi na povrchu kovov, podobne ako kyselina, čím odhaľuje čistý kov. Na tom je založené aj použitie pevnej soli NH4 Cl pri spájkovaní kovov. „Kyslý“ H+ z iónu NH4+ je schopný oxidovať veľmi aktívne kovy ako Mg.

    Mg + 2NH4CI = H2 + MgCl2 + 2NH3

    Charakteristickou vlastnosťou amónnych solí je ich tepelná nestabilita.

    trvanlivosť. Pri zahrievaní sa celkom ľahko rozložia. Produkty

    Polohy sú určené vlastnosťami aniónu kyseliny. Ak anión vykazuje oxidačné vlastnosti, potom sa NH4+ oxiduje a oxidačný anión sa redukuje.

    NH4N02 = N2 + 2H20

    NH4NO3 = N20 + 2H20 alebo 2NH4NO3 = N2 + O2 + 4H20

    (NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20

    Zo solí prchavých kyselín sa uvoľňuje amoniak a kyselina (alebo jej bezvodá).

    trstina) a v prípade neprchavých kyselín (napríklad H3PO4) - iba NH3. NH4HC03 = NH3 + H20 + CO2

    Hydrogénuhličitan amónny NH4 HCO3 sa používa pri pečení

    Vzniknuté plyny dodávajú cestu potrebnú pórovitosť.

    Amónne soli sa používajú pri výrobe výbušnín a v

    ako dusíkaté hnojivo. Ammonal, používaný v praxi trhacích prác, je zmesou soli NH4NO3 (72 %), Al prášku (25 %) a uhlia.

    la (3 %). Táto zmes exploduje až po detonácii.

    Druhý typ reakcií, pri ktorých NH3 vykazuje vlastnosti donoru elektrónov

    trónny pár je tvorba amínových komplexov. Amoniak sa ako ligand spája s katiónmi mnohých d-prvkov, tvoriacich chem

    vykonávateľ:

    Podujatie č.
    DUSÍK N (dusík) , chemický prvok (at. číslo 7) VA podskupina periodickej sústavy prvkov. Atmosféra Zeme obsahuje 78 % (obj.) dusíka. Aby sme ukázali, aké veľké sú tieto zásoby dusíka, poznamenávame, že v atmosfére nad každým štvorcovým kilometrom zemského povrchu je toľko dusíka, že až 50 miliónov ton dusičnanu sodného alebo 10 miliónov ton amoniaku (kombinácia dusíka s vodík), možno z neho získať, a predsa ide o malý zlomok dusíka obsiahnutého v zemskej kôre. Existencia voľného dusíka naznačuje jeho inertnosť a obtiažnosť interakcie s inými prvkami pri bežných teplotách. Viazaný dusík je súčasťou organickej aj anorganickej hmoty. Rastlinný a živočíšny život obsahuje dusík viazaný na uhlík a kyslík v bielkovinách. Okrem toho anorganické zlúčeniny obsahujúce dusík, ako sú dusičnany (NO 3), dusitany (NO 2 ), kyanidy (CN ), nitridy (N 3 ) a azidy (N 3 ). Odkaz na históriu. Experimenty A. Lavoisiera, venované štúdiu úlohy atmosféry pri udržiavaní života a spaľovacích procesov, potvrdili existenciu relatívne inertnej látky v atmosfére. Keďže Lavoisier nezistil elementárnu povahu plynu zostávajúceho po spaľovaní, nazval ho azot, čo v starej gréčtine znamená „bez života“. V roku 1772 D. Rutherford z Edinburghu zistil, že tento plyn je prvok a nazval ho „škodlivý vzduch“. Latinský názov pre dusík pochádza z gréckych slov nitrón a gen, čo znamená „tvoriaci ledok“.Fixácia dusíka a cyklus dusíka. Termín "fixácia dusíka" sa vzťahuje na proces fixácie atmosférického dusíka N 2 . V prírode sa to môže stať dvoma spôsobmi: buď strukoviny, ako je hrach, ďatelina a sója, nahromadia na koreňoch uzliny, v ktorých ho baktérie viažuce dusík premenia na dusičnany, alebo sa atmosférický dusík oxiduje kyslíkom za podmienok výboj blesku. S. Arrhenius zistil, že ročne sa takto zafixuje až 400 miliónov ton dusíka. V atmosfére sa oxidy dusíka spájajú s dažďovou vodou a vytvárajú kyseliny dusičné a dusité. Okrem toho sa zistilo, že s dažďom a snehom cca. 6700 g dusíka; Keď sa dostanú do pôdy, premenia sa na dusitany a dusičnany. Rastliny využívajú dusičnany na tvorbu rastlinných bielkovín. Zvieratá, ktoré jedia tieto rastliny, asimilujú bielkovinové látky rastlín a premieňajú ich na živočíšne bielkoviny. Po smrti zvierat a rastlín sa rozkladajú, zlúčeniny dusíka sa menia na amoniak. Amoniak sa využíva dvojakým spôsobom: baktérie, ktoré netvoria dusičnany, ho rozkladajú na prvky, pričom sa uvoľňuje dusík a vodík, a iné baktérie z neho vytvárajú dusitany, ktoré sú inými baktériami oxidované na dusičnany. Nastáva teda cyklus dusíka v prírode alebo cyklus dusíka.Štruktúra jadra a elektrónových obalov. V prírode existujú dva stabilné izotopy dusíka: s hmotnostným číslom 14 (obsahuje 7 protónov a 7 neutrónov) a shmotnosť číslo 15 (obsahuje 7 protónov a 8 neutrónov). Ich pomer je 99,635:0,365, takže atómová hmotnosť dusíka je 14,008. Nestabilné izotopy dusíka 12N, 13N, 16N, 17 N získaný umelo.Schematicky elektrónová štruktúra atómu dusíka je: 1 s 2 2s 2 2px 1 2py 1 2pz 1 . Preto sa na vonkajšom (druhom) elektrónovom obale nachádza 5 elektrónov, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb; dusíkové orbitály môžu prijímať aj elektróny, t.j. je možné vytvárať zlúčeniny s oxidačným stavom z ( II I) až (V) a sú známe. pozri tiežŠTRUKTÚRA ATÓMU.Molekulárny dusík. Z definícií hustoty plynu sa zistilo, že molekula dusíka je dvojatómová, t.j. molekulový vzorec dusíka je Nє N (alebo N 2 ). Dva atómy dusíka majú tri vonkajšie 2p- elektróny každého atómu tvoria trojitú väzbu:N:::N:, čím vznikajú elektrónové páry. Nameraná medziatómová vzdialenosť N N sa rovná 1,095 Á . Ako v prípade vodíka (cm. VODÍK), existujú molekuly dusíka s rôznymi jadrovými spinmi symetrickými a antisymetrickými. Pri bežnej teplote je pomer symetrických a antisymetrických foriem 2:1. V pevnom stave sú známe dve modifikácie dusíka: a kubický a b šesťuholníkový s teplotou prechodu a® b237,39° C. Modifikácia b topia sa pri 209,96° C a vrie pri 195,78° C pri 1 atm ( cm. tab. jeden). Disociačná energia mólu (28,016 g alebo 6,023 Ch 10 23 molekuly) molekulárneho dusíka na atómy ( N22N) rovná sa približne 225 kcal. Preto môže byť atómový dusík vytvorený v tichom elektrickom výboji a je chemicky aktívnejší ako molekulárny dusík.Príjem a prihláška. Spôsob získania elementárneho dusíka závisí od požadovanej čistoty. Na syntézu amoniaku sa získavajú obrovské množstvá dusíka, pričom sú prijateľné aj malé prímesi vzácnych plynov.dusík z atmosféry. Ekonomické uvoľňovanie dusíka z atmosféry je spôsobené nízkou cenou spôsobu skvapalňovania vyčisteného vzduchu (vodná para, CO 2 , odstránenie prachu a iných nečistôt). Postupné cykly stláčania, chladenia a expanzie takéhoto vzduchu vedú k jeho skvapalneniu. Kvapalný vzduch sa podrobí frakčnej destilácii s pomalým nárastom teploty. Najprv sa uvoľňujú vzácne plyny, potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Čistenie sa dosahuje viacerými frakcionačnými procesmi. Touto metódou sa ročne vyprodukuje mnoho miliónov ton dusíka, najmä na syntézu amoniaku, ktorý je surovinou v technológii výroby rôznych zlúčenín obsahujúcich dusík pre priemysel a poľnohospodárstvo. Okrem toho sa často používa atmosféra vyčisteného dusíka, keď je prítomnosť kyslíka neprijateľná.laboratórne metódy. Malé množstvá dusíka možno v laboratóriu získať rôznymi spôsobmi oxidáciou amoniaku alebo amónneho iónu, napríklad:Proces oxidácie amónneho iónu dusitanovým iónom je veľmi vhodný:Ďalšími metódami sú aj rozklad azidov pri zahrievaní, rozklad amoniaku oxidom meďnatým, interakcia dusitanov s kyselinou sulfámovou alebo močovinou:Katalytickým rozkladom amoniaku pri vysokých teplotách je možné získať aj dusík: fyzikálne vlastnosti. Niektoré fyzikálne vlastnosti dusíka sú uvedené v tabuľke. jeden.

    Tabuľka 1. NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI DUSÍKA
    Hustota, g/cm3 0,808 (kvapalina)
    Teplota topenia, °С –209,96
    Teplota varu, °C –195,8
    Kritická teplota, °C –147,1
    Kritický tlak, atm a 33,5
    Kritická hustota, g/cm 3a 0,311
    Špecifická tepelná kapacita, J / (molCh K) 14,56 (15 °C)
    Elektronegativita podľa Paulinga 3
    kovalentný polomer, 0,74
    polomer kryštálu, 1,4 (M 3–)
    Ionizačný potenciál, V b
    najprv 14,54
    druhý 29,60
    a Teplota a tlak, pri ktorých je hustotakvapalný a plynný dusík sú rovnaké.
    b Množstvo energie potrebnej na odstránenie prvého vonkajšieho a nasledujúcich elektrónov, vztiahnuté na 1 mól atómového dusíka.
    Chemické vlastnosti. Ako už bolo uvedené, prevládajúcou vlastnosťou dusíka za normálnych podmienok teploty a tlaku je jeho inertnosť alebo nízka chemická aktivita. Elektrónová štruktúra dusíka obsahuje elektrónový pár pre 2 s-úroveň a tri do polovice naplnené 2 R-orbitály, takže jeden atóm dusíka môže viazať najviac štyri ďalšie atómy, t.j. jeho koordinačné číslo je štyri. Malá veľkosť atómu tiež obmedzuje počet atómov alebo skupín atómov, ktoré sa naň môžu viazať. Preto mnohé zlúčeniny iných členov podskupiny VA buď nemajú medzi zlúčeninami dusíka žiadne analógy, alebo sa podobné zlúčeniny dusíka ukážu ako nestabilné. Áno, PCl 5 stabilné pripojenie a NCl 5 neexistuje. Atóm dusíka je schopný viazať sa s iným atómom dusíka, čím vzniká niekoľko pomerne stabilných zlúčenín, ako je hydrazín N 2 H 4 a azidy kovov MN 3 . Tento typ väzby je neobvyklý pre chemické prvky (s výnimkou uhlíka a kremíka). Pri zvýšených teplotách dusík reaguje s mnohými kovmi za vzniku čiastočne iónových nitridov M x N r . V týchto zlúčeninách je dusík negatívne nabitý. V tabuľke. 2 ukazuje oxidačné stavy a príklady zodpovedajúcich zlúčenín.

    Tabuľka 2. STAVY OXIDÁCIE DUSÍKA A SÚVISIACE ZLÚČENINY

    Oxidačný stav

    Príklady zapojenia
    Amoniak NH 3, amónny ión NH 4 +, nitridy M 3 N 2
    Hydrazín N2H4
    Hydroxylamín NH20H
    hypodusitan sodný Na2N202, oxid dusnatý (I) N20
    Oxid dusnatý (II) NO
    Oxid dusnatý (III) N 2 O 3, dusitan sodný NaNO 2
    Oxid dusnatý (IV) NO 2, dimér N 2 O 4
    Oxid dusnatý (V) N 2 O 5 , Kyselina dusičná HNO3 a jeho soli (dusičnany)
    Nitridy. Zlúčeniny dusíka s viac elektropozitívnymi prvkami, kovy a nitridy nekovov sú podobné karbidom a hydridom. Možno ich rozdeliť v závislosti od charakteru väzby MN na iónové, kovalentné a so stredným typom väzby. Spravidla ide o kryštalické látky.Iónové nitridy. Väzba v týchto zlúčeninách zahŕňa prenos elektrónov z kovu na dusík s tvorbou iónu N 3 . Tieto nitridy zahŕňajú Li 3N, Mg3N2, Zn3N2 a Cu3N2 . Okrem lítia iné alkalické kovy podskupiny IA netvoria nitridy. Iónové nitridy majú vysoké teploty topenia, reagujú s vodou za vzniku NH 3 a hydroxidy kovov.kovalentné nitridy. Keď sa elektróny dusíka podieľajú na tvorbe väzby spolu s elektrónmi iného prvku bez ich prenosu z dusíka na iný atóm, vznikajú nitridy s kovalentnou väzbou. Nitridy vodíka (ako je amoniak a hydrazín) sú plne kovalentné, rovnako ako halogenidy dusíka (NF 3 a NCI3 ). Kovalentné nitridy zahŕňajú napríklad Si 3N4, P3N5 a BN sú vysoko stabilné biele látky a BN má dve alotropické modifikácie: hexagonálnu a diamantovú. Ten vzniká pri vysokých tlakoch a teplotách a má tvrdosť blízku tvrdosti diamantu.Nitridy so stredným typom väzby. Prechodné prvky v reakcii s NH 3 pri vysokej teplote tvoria nezvyčajnú triedu zlúčenín, v ktorých sú atómy dusíka rozdelené medzi pravidelne rozmiestnené atómy kovov. V týchto zlúčeninách nie je jasné vytesnenie elektrónov. Príklady takýchto nitridov Fe 4N, W2N, Mo2N, Mn3N2 . Tieto zlúčeniny sú vo všeobecnosti úplne inertné a majú dobrú elektrickú vodivosť.Vodíkové zlúčeniny dusíka. Dusík a vodík interagujú a vytvárajú zlúčeniny, ktoré sa nejasne podobajú na uhľovodíky. (pozri tiež ORGANICKÁ CHÉMIA). Stabilita vodíkových dusíkov klesá s nárastom počtu atómov dusíka v reťazci, na rozdiel od uhľovodíkov, ktoré sú stabilné aj v dlhých reťazcoch. Najdôležitejšie nitridy vodíka amoniak NH 3 a hydrazín N2H4 . Patrí medzi ne aj kyselina hydrazoová HNNN (HN 3). Amoniak NH3. Amoniak je jedným z najdôležitejších priemyselných produktov moderného hospodárstva. Koncom 20. stor USA vyrobili cca. 13 miliónov ton amoniaku ročne (v prepočte na bezvodý amoniak).Štruktúra molekuly. molekula NH3 má takmer pyramídovú štruktúru. Uhol pripojenia HNH je 107° , ktorá je blízka hodnote štvorstenného uhla 109° . Nezdieľaný elektrónový pár je ekvivalentný pripojenej skupine, v dôsledku čoho je koordinačné číslo dusíka 4 a dusík sa nachádza v strede štvorstenu.vlastnosti amoniaku. Niektoré fyzikálne vlastnosti amoniaku v porovnaní s vodou sú uvedené v tabuľke. 3.

    Tabuľka 3. NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI AMONIKA A VODY

    Nehnuteľnosť
    Hustota, g/cm3 0,65 (-10 °C) 1,00 (4,0 °C)
    Teplota topenia, °С –77,7 0
    Teplota varu, °C –33,35 100
    Kritická teplota, °C 132 374
    Kritický tlak, atm 112 218
    Entalpia odparovania, J/g 1368 (-33 °C) 2264 (100 °C)
    Entalpia topenia, J/g 351 (-77 °C) 334 (0 °C)
    Elektrická vodivosť 5h 10-11 (-33°C) 4 h 10 - 8 (18 °C)
    Teploty varu a topenia amoniaku sú oveľa nižšie ako teploty vody, napriek podobnosti molekulových hmotností a podobnosti štruktúry molekúl. Je to spôsobené relatívne väčšou silou medzimolekulových väzieb vo vode ako v amoniaku (takáto medzimolekulová väzba sa nazýva vodík).amoniak ako rozpúšťadlo. Vysoká dielektrická konštanta a dipólový moment kvapalného amoniaku umožňujú jeho použitie ako rozpúšťadla pre polárne alebo iónové anorganické látky. Rozpúšťadlo amoniaku zaberá medzipolohu medzi vodou a organickými rozpúšťadlami, ako je etylalkohol. Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa rozpúšťajú v amoniaku a vytvárajú tmavomodré roztoky. Dá sa predpokladať, že solvatácia a ionizácia valenčných elektrónov prebieha v roztoku podľa schémyModrá farba je spojená so solvatáciou a pohybom elektrónov alebo s pohyblivosťou „dier“ v kvapaline. Pri vysokej koncentrácii sodíka v kvapalnom amoniaku získava roztok bronzovú farbu a vyznačuje sa vysokou elektrickou vodivosťou. Nenaviazaný alkalický kov možno z takého roztoku oddeliť odparením amoniaku alebo pridaním chloridu sodného. Roztoky kovov v amoniaku sú dobré redukčné činidlá. V kvapalnom amoniaku dochádza k autoionizáciipodobný procesu, ktorý prebieha vo vode:Niektoré chemické vlastnosti oboch systémov sú porovnané v tabuľke. 4.

    Kvapalný amoniak ako rozpúšťadlo má výhodu v niektorých prípadoch, keď nie je možné uskutočňovať reakcie vo vode v dôsledku rýchlej interakcie zložiek s vodou (napríklad oxidácia a redukcia). Napríklad v kvapalnom amoniaku vápnik reaguje s KCl za vzniku CaCl2 a K, pretože CaCl2 je nerozpustný v kvapalnom amoniaku, ale K je rozpustný a reakcia prebieha úplne. Vo vode je takáto reakcia nemožná kvôli rýchlej interakcii Ca s vodou.

    Získanie amoniaku. Plynný NH3 sa uvoľňuje z amónnych solí pôsobením silnej zásady, napríklad NaOH:Metóda je použiteľná v laboratórnych podmienkach. Malá výroba amoniaku je založená aj na hydrolýze nitridov, ako je Mg 3 N 2 , voda. Kyanamid vápenatý CaCN 2 pri interakcii s vodou tvorí aj amoniak. Hlavnou priemyselnou metódou výroby amoniaku je jeho katalytická syntéza z atmosférického dusíka a vodíka pri vysokej teplote a tlaku:Vodík pre túto syntézu sa získava tepelným krakovaním uhľovodíkov, pôsobením vodnej pary na uhlie alebo železo, rozkladom alkoholov vodnou parou alebo elektrolýzou vody. Na syntézu amoniaku bolo získaných mnoho patentov, ktoré sa líšia v podmienkach procesu (teplota, tlak, katalyzátor). Pri tepelnej destilácii uhlia existuje spôsob priemyselnej výroby. Mená F. Haberu a K. Boscha sa spájajú s technologickým rozvojom syntézy amoniaku.

    Tabuľka 4. POROVNANIE REAKCIÍ VO VODE A AMONNÍKU

    Vodné prostredie

    Médium amoniaku

    Neutralizácia
    OH+H30+®2H20

    NH2- + NH4+®2NH3

    Hydrolýza (protolýza)
    PCl5 + 3H20 POCI3 + 2H30 + + 2Cl –

    PCl5 + 4NH3PNCl2 + 3NH4 + + 3Cl -

    substitúcia
    Zn + 2H30+ ® Zn2+ + 2H20 + H2

    Zn + 2NH4 + ® Zn2+ + 2NH3 + H2

    riešenie (komplexácia )
    Al2Cl6 + 12H2023+ + 6Cl -

    Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl -

    Amfoterné
    Zn2+ + 2OH - Zn(OH)2

    Zn2+ + 2NH2 - Zn (NH2)2
    Zn(OH)2 + 2H30 + Zn2+ + 4H20

    Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3
    Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–

    Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–
    Chemické vlastnosti amoniaku. Okrem reakcií uvedených v tabuľke. 4, amoniak reaguje s vodou za vzniku zlúčeniny NH 3 H H 2 O, často mylne považovaný za hydroxid amónny NH 4 OH; vlastne existencia NH40H riešenie nebolo preukázané. Vodný roztok amoniaku ("amoniak") pozostáva hlavne z NH 3, H 2 O a malých koncentrácií NH iónov 4+ a OH , vznikajúce pri disociáciiHlavný charakter amoniaku sa vysvetľuje prítomnosťou osamelého elektrónového páru dusíka: NH 3. Preto NH3 toto je Lewisova báza, ktorá má najvyššiu nukleofilnú aktivitu, ktorá sa prejavuje vo forme asociácie s protónom alebo jadrom atómu vodíka:Akýkoľvek ión alebo molekula schopná prijať elektrónový pár (elektrofilná zlúčenina) bude interagovať s NH 3 aby sa vytvorila koordinačná zlúčenina. Napríklad: Symbol M n+ predstavuje ión prechodného kovu (B-podskupiny periodickej tabuľky, napr. Cu2+, Mn2+ aatď.). Akákoľvek protická kyselina (t.j. obsahujúca H) reaguje s amoniakom vo vodnom roztoku za vzniku amónnych solí, ako je dusičnan amónny NH 4 NIE 3 chlorid amónny NH 4 Cl, síran amónny (NH 4) 2 SO 4 fosforečnan amónny (NH 4) 3P04 . Tieto soli sa široko používajú v poľnohospodárstve ako hnojivá na zavedenie dusíka do pôdy. Dusičnan amónny sa používa aj ako lacná výbušnina; prvýkrát bol aplikovaný s vykurovacím olejom (nafta). Vodný roztok amoniaku sa používa priamo na zavedenie do pôdy alebo so závlahovou vodou. Močovina NH2CONH2 , získaný syntézou z amoniaku a oxidu uhličitého, je tiež hnojivom. Plynný amoniak reaguje s kovmi ako Na a K za vzniku amidov:Amoniak reaguje s hydridmi a nitridmi tiež za vzniku amidov:Amidy alkalických kovov (napríklad NaNH 2) reagovať s N2 O pri zahrievaní vytvára azidy: Plynný NH3 redukuje oxidy ťažkých kovov na kovy pri vysokej teplote, pravdepodobne v dôsledku vodíka, ktorý vzniká rozkladom amoniaku na N 2 a H2: Atómy vodíka v molekule NH 3 môže byť nahradený halogénom. Jód reaguje s koncentrovaným roztokom NH 3 , tvoriaci zmes látok obsahujúcich N ja 3 . Táto látka je veľmi nestabilná a pri najmenšom mechanickom náraze exploduje. V reakcii NH 3 s Cl2 vznikajú chlóramíny NCI 3, NHCl 2 a NH 2Cl. Pri vystavení amoniaku chlórnanu sodného NaOCl (vytvoreného z NaOH a Cl2 ) konečným produktom je hydrazín:Hydrazín. Vyššie uvedené reakcie predstavujú spôsob prípravy monohydrátu hydrazínu kompozície N 2 H 4 H H 2 O. Bezvodý hydrazín vzniká špeciálnou destiláciou monohydrátu s BaO alebo inými vodu odstraňujúcimi látkami. Vlastnosti hydrazínu mierne pripomínajú peroxid vodíka H 202 . Čistý bezvodý hydrazín– bezfarebná hygroskopická kvapalina s teplotou varu 113,5°C ; dobre sa rozpúšťa vo vode a vytvára slabý základ V kyslom prostredí (H+ ) hydrazín tvorí rozpustné hydrazóniové soli typu + X . Ľahkosť, s akou hydrazín a niektoré jeho deriváty (napr. metylhydrazín) reagujú s kyslíkom, umožňuje jeho použitie ako zložky kvapalnej hnacej látky. Hydrazín a všetky jeho deriváty sú vysoko toxické.oxidy dusíka. V zlúčeninách s kyslíkom má dusík všetky oxidačné stavy a vytvára oxidy: N20, NO, N203, N02 (N204), N205. O tvorbe peroxidov dusíka je dostupných málo informácií (NO 3, NO 4). oxid dusnatý (I) N 2 O (oxid dusný) sa získava tepelnou disociáciou dusičnanu amónneho:Molekula má lineárnu štruktúruO je skôr inertný pri izbovej teplote, ale pri vysokých teplotách môže podporovať spaľovanie ľahko oxidujúcich materiálov. N 2 O, známy ako „smejúci plyn“, sa v medicíne používa na miernu anestéziu.Oxid dusnatý (II) NO bezfarebný plyn, je jedným z produktov katalytickej tepelnej disociácie amoniaku v prítomnosti kyslíka:NO vzniká aj tepelným rozkladom kyseliny dusičnej alebo reakciou medi so zriedenou kyselinou dusičnou:NO možno získať syntézou z jednoduchých látok (N 2 a O2 ) pri veľmi vysokých teplotách, napríklad pri elektrickom výboji. Štruktúra molekuly NO má jeden nepárový elektrón. Zlúčeniny s takouto štruktúrou interagujú s elektrickými a magnetickými poľami. V kvapalnom alebo pevnom stave je oxid modrý, pretože nespárovaný elektrón spôsobuje čiastočnú asociáciu v kvapalnom stave a slabú dimerizáciu v pevnom stave: 2NO N202. Oxid dusnatý (III) N203 (oxid dusný) anhydrid dusný: N203 + H202HNO2. Čistý N203 možno získať ako modrú kvapalinu pri nízkych teplotách (20° C) z ekvimolekulárnej zmesi NO a NO 2. N203 stabilný iba v pevnom stave pri nízkych teplotách (t.t. 102,3° C), v kvapalnom a plynnom stave sa opäť rozkladá na NO a NO 2 . oxid dusnatý (IV) NIE 2 (oxid dusičitý) má v molekule aj nepárový elektrón ( viď vyššie oxid dusnatý (II). V štruktúre molekuly sa predpokladá trojelektrónová väzba a molekula vykazuje vlastnosti voľného radikálu (jedna čiara zodpovedá dvom spárovaným elektrónom):získané katalytickou oxidáciou amoniaku v prebytku kyslíka alebo oxidáciou NO na vzduchu:aj reakcie:Pri izbovej teplote NO 2 Plyn je tmavohnedej farby, má magnetické vlastnosti v dôsledku prítomnosti nespárovaného elektrónu. Pri teplotách pod 0°C molekula NO 2 dimerizuje na oxid dusný a pri 9,3° C dimerizácia prebieha úplne: 2N02N204 . V kvapalnom stave je len 1 % NO nedimerizované 2 a pri 100 ° C zostáva ako dimér 10 % N 204. (alebo N204 ) v teplej vode reaguje za vzniku kyseliny dusičnej: 3N02 + H20 \u003d 2HN03 + NO. Technológia NO 2 preto je veľmi dôležitý ako medzistupeň pri získavaní priemyselne dôležitého produktu– kyselina dusičná.oxid dusnatý (V) N205 (zastarané. anhydrid dusnatý) biela kryštalická látka získaná dehydratáciou kyseliny dusičnej v prítomnosti oxidu fosforečného P 4-10: N205 ľahko sa rozpúšťa vo vzdušnej vlhkosti a znovu sa formuje HNO3. Vlastnosti N 2 O 5 určené zostatkomN 2 O 5 je dobré oxidačné činidlo, ľahko, niekedy prudko, reaguje s kovmi a organickými zlúčeninami a pri zahrievaní v čistom stave exploduje. Pravdepodobná štruktúra. Odparením roztoku vznikne biela výbušnina s navrhovanou štruktúrou HON=NOH. Kyselina dusitá HNO 2 nie je existuje v čistej forme, avšak vodné roztoky s nízkou koncentráciou vznikajú pridaním kyseliny sírovej k dusitanu bárnatému:Kyselina dusitá vzniká aj rozpustením ekvimolárnej zmesi NO a NO 2 (alebo N203 ) vo vode. Kyselina dusitá je o niečo silnejšia ako kyselina octová. Oxidačný stav dusíka v ňom je +3 (jeho štruktúra HON=O), tie. môže byť oxidačným aj redukčným činidlom. Pôsobením redukčných činidiel sa zvyčajne redukuje na NIE a pri interakcii s oxidačnými činidlami sa oxiduje na kyselinu dusičnú.

    Rýchlosť rozpúšťania určitých látok, ako sú kovy alebo jodidové ióny, v kyseline dusičnej závisí od koncentrácie kyseliny dusnej prítomnej ako nečistota. Soli dusitanov kyseliny dusičnej sa dobre rozpúšťajú vo vode, okrem dusitanu strieborného.

     NaNO 2 používané pri výrobe farbív.Kyselina dusičná HNO3 jeden z najdôležitejších anorganických produktov hlavného prúdu chemického priemyslu. Používa sa v technológii mnohých ďalších anorganických a organických látok, ako sú výbušniny, hnojivá, polyméry a vlákna, farbivá, liečivá atď. pozri tiež CHEMICKÉ PRVKY.LITERATÚRA Azotchikova príručka. M., 1969
    Nekrasov B.V. Základy všeobecnej chémie. M., 1973
    Problémy fixácie dusíka. Anorganická a fyzikálna chémia. M., 1982

    Zlúčeniny s oxidačným stavom –3. Zlúčeniny dusíka v oxidačnom stave -3 predstavujú amoniak a nitridy kovov.

    Amoniak- NH 3 je bezfarebný plyn s charakteristickým štipľavým zápachom. Molekula amoniaku má geometriu trigonálnej pyramídy s atómom dusíka na vrchu. Atómové orbitály dusíka sú v sp 3- hybridný stav. Na tvorbe väzieb dusík-vodík sa podieľajú tri orbitály a štvrtý orbitál obsahuje nezdieľaný elektrónový pár, molekula má pyramídový tvar. Odpudivé pôsobenie osamelého páru elektrónov spôsobuje zníženie väzbového uhla z očakávaných 109,5 na 107,3°.

    Pri teplote -33,4 °C amoniak kondenzuje a vytvára kvapalinu s veľmi vysokým výparným teplom, čo umožňuje jeho použitie ako chladivo v priemyselných chladiacich systémoch.

    Prítomnosť nezdieľaného elektrónového páru na atóme dusíka mu umožňuje vytvoriť ďalšiu kovalentnú väzbu podľa mechanizmu donor-akceptor. V kyslom prostredí teda dochádza k tvorbe molekulárneho amónneho katiónu - NH 4 +. Vytvorenie štvrtej kovalentnej väzby vedie k vyrovnaniu väzbových uhlov (109,5°) v dôsledku rovnomerného odpudzovania atómov vodíka.

    Kvapalný amoniak je dobré samoionizujúce rozpúšťadlo:

    2NH3NH4+ + NH2-

    amidový anión

    Rozpúšťa alkalické kovy a kovy alkalických zemín a vytvára farebné vodivé roztoky. V prítomnosti katalyzátora (FeCl 3) rozpustený kov reaguje s amoniakom za uvoľnenia vodíka a vzniku amidu, napríklad:

    2Na + 2NH3 \u003d 2NaNH2 + H2

    amid sodný

    Amoniak je veľmi dobre rozpustný vo vode (pri 20 °C sa v jednom objeme vody rozpustí asi 700 objemov amoniaku). Vo vodných roztokoch vykazuje vlastnosti slabej zásady.

    NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

    = 1,85 10-5

    V kyslíkovej atmosfére horí amoniak za tvorby dusíka; na platinovom katalyzátore sa amoniak oxiduje na oxid dusnatý (II):

    4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20; 4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20

    Ako zásada reaguje amoniak s kyselinami za vzniku solí amónneho katiónu, napríklad:

    NH3 + HCl = NH4CI

    Amónne soli sú vysoko rozpustné vo vode a mierne hydrolyzované. V kryštalickom stave sú tepelne nestabilné. Zloženie produktov termolýzy závisí od vlastností kyseliny tvoriacej soľ:

    NH4CI® NH3 + HCl; (NH4)2S04® NH3+ (NH4)HS04

    (NH4)2Cr207®N2 + Cr203 + 4H20

    Pôsobením alkálií na vodné roztoky amónnych solí sa pri zahrievaní uvoľňuje amoniak, čo umožňuje použiť túto reakciu ako kvalitatívnu pre amónne soli a ako laboratórnu metódu na získanie amoniaku.

    NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + NH3 + H20

    V priemysle sa amoniak získava priamou syntézou.

    N2 + 3H22NH3

    Pretože reakcia je vysoko reverzibilná, syntéza sa uskutočňuje pri zvýšenom tlaku (do 100 MPa). Na urýchlenie procesu sa proces uskutočňuje v prítomnosti katalyzátora (špongiovité železo podporované prísadami) a pri teplote okolo 500 °C.

    Nitrid vznikajú v dôsledku reakcií mnohých kovov a nekovov s dusíkom. Vlastnosti nitridov sa v určitom období prirodzene menia. Napríklad pre prvky tretieho obdobia:

    Nitridy s-prvkov skupín I a II sú kryštalické soli podobné látky, ktoré sa vodou ľahko rozložia za vzniku amoniaku.

    Li3N + 3H20 \u003d 3LiOH + NH3

    Z halogénnitridov vo voľnom stave bol izolovaný iba Cl 3 N, kyslý charakter sa prejavuje reakciou s vodou:

    Cl3N + 3H20 \u003d 3HClO + NH3

    Interakcia nitridov rôznej povahy vedie k tvorbe zmiešaných nitridov:

    Li3N + AlN \u003d Li3AlN2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3 Li 5 GeN 3

    nitridoaluminát lítny nitridogermanát (IV) lítium

    Nitridy BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sú pevné polymérne látky s vysokými teplotami topenia (2000-3000 °C), sú to polovodiče alebo dielektriká. Nitridy d-kovov - kryštalické zlúčeniny rôzneho zloženia (bertolidy), veľmi tvrdé, žiaruvzdorné a chemicky stabilné, vykazujú kovové vlastnosti: kovový lesk, elektrická vodivosť.

    Zlúčeniny s oxidačným stavom –2. Hydrazín - N 2 H 4 - najdôležitejšia anorganická zlúčenina dusíka v oxidačnom stave -2.

    Hydrazín je bezfarebná kvapalina s teplotou varu 113,5 °C, dymiaca na vzduchu. Výpary hydrazínu sú extrémne toxické a so vzduchom tvoria výbušné zmesi. Hydrazín sa získava oxidáciou amoniaku chlórnanom sodným:

    2N -3 H3 + NaCl +1 O \u003d N2 -2 H4 + NaCl -1 + H20

    Hydrazín je miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere a v roztoku sa správa ako slabá dvojsýtna zásada, ktorá tvorí dve série solí.

    N2H4 + H20 N2H5 + + OH-, Kb = 9,3 x 10-7;

    hydrosoniový katión

    N2H5+ + H20N2H62+ + OH-, Kb = 8,5 x 10-15;

    dihydrosoniový katión

    N2H4 + HCl N2H5Cl; N2H5CI + HCl N2H6CI2

    hydrosonium chlorid dihydrosonium dichlorid

    Hydrazín je najsilnejšie redukčné činidlo:

    4KMn+704 + 5N2-2H4+6H2SO4 \u003d 5N20 + 4Mn+2S04 + 2K2S04 + 16H20

    Nesymetrický dimetylhydrazín (heptyl) je široko používaný ako raketové palivo.

    Zlúčeniny s oxidačným stavom –1. Hydroxylamín - NH 2 OH - hlavná anorganická zlúčenina dusíka v oxidačnom stave -1.

    Hydroxylamín sa získava redukciou kyseliny dusičnej vodíkom v čase izolácie počas elektrolýzy:

    HN03 + 6H \u003d NH20H + 2H20

    Ide o bezfarebnú kryštalickú látku (teplota topenia 33 °C), vysoko rozpustnú vo vode, v ktorej vykazuje vlastnosti slabej zásady. S kyselinami dáva hydroxylamónne soli - stabilné bezfarebné látky rozpustné vo vode.

    NH2OH + H20 + + OH-, Kb = 2×10-8

    hydroxylamóniový ión

    Atóm dusíka v molekule NH2OH vykazuje stredný oxidačný stav (medzi -3 a +5), takže hydroxylamín môže pôsobiť ako redukčné činidlo aj ako oxidačné činidlo:

    2N-1H20H + 12 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H20;

    redukčné činidlo

    2N-1H2OH + 4FeS04 + 3H2S04 = 2Fe2(S04)3 + (N-3H4)2S04 + 2H20

    okysličovadlo

    NH 2 OH sa pri zahrievaní ľahko rozkladá, pričom dochádza k disproporcionácii:

    3N-1H20H \u003d N02 + N-3H3 + 3H20;

    Zlúčeniny s oxidačným stavom +1. Oxid dusnatý (I) - N 2 O (oxid dusný, smejový plyn). Štruktúru jeho molekuly možno sprostredkovať rezonanciou dvoch valenčných schém, ktoré ukazujú, že túto zlúčeninu možno považovať za oxid dusnatý (I) len formálne, v skutočnosti ide o oxynitrid dusíka (V) - ON +5 N -3.

    N 2 O je bezfarebný plyn s miernym príjemným zápachom. V malých koncentráciách vyvoláva záchvaty neskrotnej radosti, vo veľkých dávkach pôsobí celkovo anesteticky. Na anestéziu sa v medicíne používala zmes oxidu dusného (80 %) a kyslíka (20 %).

    V laboratórnych podmienkach možno oxid dusnatý (I) získať rozkladom dusičnanu amónneho. N 2 O získaný touto metódou obsahuje nečistoty vyšších oxidov dusíka, ktoré sú mimoriadne toxické!

    NH4N03 ¾® N20 + 2H20

    Oxid dusnatý (I) je podľa svojich chemických vlastností typický nesolnotvorný oxid, nereaguje s vodou, kyselinami a zásadami. Pri zahrievaní sa rozkladá za vzniku kyslíka a dusíka. Z tohto dôvodu môže N2O pôsobiť ako oxidačné činidlo, napríklad:

    N20 + H2 \u003d N2 + H20

    Zlúčeniny s oxidačným stavom +2. Oxid dusnatý (II) - NO - bezfarebný plyn, mimoriadne toxický. Vo vzduchu sa rýchlo oxiduje kyslíkom za vzniku nemenej toxického oxidu dusnatého (IV). V priemysle sa NO vyrába oxidáciou amoniaku na platinovom katalyzátore alebo prechodom vzduchu cez elektrický oblúk (3000-4000 °C).

    4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20; N2 + O2 \u003d 2NO

    Laboratórnou metódou na získanie oxidu dusnatého (II) je interakcia medi so zriedenou kyselinou dusičnou.

    3Cu + 8HN03 (rozdiel) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

    Oxid dusnatý (II) je oxid netvoriaci soľ, silné redukčné činidlo, ľahko reaguje s kyslíkom a halogénmi.

    2NO + 02 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCI

    nitrozylchlorid

    Súčasne pri interakcii so silnými redukčnými činidlami pôsobí NO ako oxidačné činidlo:

    2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4Р = 5N2 + 2Р205

    Zlúčeniny s oxidačným stavom +3. Oxid dusnatý (III) - N 2 O 3 - intenzívne modrá kvapalina (t.cr. -100 °C). Stabilný iba v kvapalnom a pevnom stave pri nízkych teplotách. Zdá sa, že existuje v dvoch formách:

    Oxid dusnatý (III) sa získava ko-kondenzáciou pár NO a NO2. Disociuje sa v kvapalinách a parách.

    N02 + N0 N203

    Vlastnosti sú typické kyslé oxidy. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusnej, s alkáliami tvorí soli - dusitany.

    N203 + H20 \u003d 2HN02; N2O3 + 2NaOH \u003d 2NaNO2 + H20

    Kyselina dusitá- stredne silná kyselina (K a = 1×10 -4). Vo svojej čistej forme nebol izolovaný, v roztokoch existuje v dvoch tautomérnych formách (tautoméry sú izoméry, ktoré sú v dynamickej rovnováhe).

    dusitanová forma nitro forma

    Soli kyseliny dusnej sú stabilné. Dusitanový anión vykazuje výraznú redoxnú dualitu. V závislosti od podmienok môže vykonávať funkciu oxidačného činidla aj funkciu redukčného činidla, napríklad:

    2NaN02 + 2KI + 2H2S04 = I2 + 2NO + K2S04 + Na2S04 + 2H20

    okysličovadlo

    KMn04 + 5NaNO2 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5NaNO3 + K2S04 + 3H20

    redukčné činidlo

    Kyselina dusitá a dusitany sú náchylné na disproporcionáciu:

    3HN +3 O 2 \u003d HN + 5 O 3 + 2N +2 O + H20

    Zlúčeniny s oxidačným stavom +4. Oxid dusnatý (IV) - NO 2 - hnedý plyn, s ostrým nepríjemným zápachom. Extrémne toxické! V priemysle sa NO 2 vyrába oxidáciou NO. Laboratórnou metódou na získanie NO 2 je interakcia medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou, ako aj tepelný rozklad dusičnanu olovnatého.

    Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;

    2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

    Molekula NO 2 má jeden nepárový elektrón a je to stabilný voľný radikál, takže oxid dusnatý ľahko dimerizuje.

    Proces dimerizácie je reverzibilný a veľmi citlivý na teplotu:

    paramagnetické, diamagnetické,

    hnedá bezfarebná

    Oxid dusičitý je kyslý oxid, ktorý reaguje s vodou za vzniku zmesi kyseliny dusičnej a dusitej (zmiešaný anhydrid).

    2N02 + H20 \u003d HN02 + HN03; 2N02 + 2NaOH \u003d NaN03 + NaN02 + H20

    Zlúčeniny s oxidačným stavom +5. Oxid dusnatý (V) - N 2 O 5 - biela kryštalická látka. Získané dehydratáciou kyseliny dusičnej alebo oxidáciou oxidu dusnatého (IV) ozónom:

    2HN03 + P205 \u003d N205 + 2HP03; 2N02 + O3 \u003d N205 + O2

    V kryštalickom stave má N 2 O 5 štruktúru podobnú soli - + -, v pare (t. vozg. 33 ° C) - molekulárnu.

    N 2 O 5 - oxid kyseliny - anhydrid kyseliny dusičnej:

    N205 + H20 \u003d 2HN03

    Kyselina dusičná- HNO 3 - bezfarebná kvapalina s bodom varu 84,1°C, pri zahriatí a na svetle sa rozkladá.

    4HNO3 \u003d 4N02 + O2 + 2H20

    Nečistoty oxidu dusičitého dávajú koncentrovanej kyseline dusičnej žltohnedú farbu. Kyselina dusičná je miešateľná s vodou v akomkoľvek pomere a je jednou z najsilnejších minerálnych kyselín, v roztoku úplne disociuje.

    Štruktúra molekuly kyseliny dusičnej je opísaná nasledujúcimi štruktúrnymi vzorcami:

    Ťažkosti s písaním štruktúrneho vzorca HNO 3 sú spôsobené skutočnosťou, že dusík, ktorý v tejto zlúčenine vykazuje oxidačný stav +5, môže ako prvok druhej periódy tvoriť iba štyri kovalentné väzby.

    Kyselina dusičná je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel. Hĺbka jeho zotavenia závisí od mnohých faktorov: koncentrácia, teplota, redukčné činidlo. Zvyčajne sa pri oxidácii kyselinou dusičnou vytvorí zmes redukčných produktov:

    HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

    Prevažujúcim produktom oxidácie nekovov a neaktívnych kovov koncentrovanou kyselinou dusičnou je oxid dusnatý (IV):

    I2 + 10HN03 (konc) = 2HIO3 + 10N02 + 4H20;

    Pb + 4HN03 (konc) = Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20

    Koncentrovaná kyselina dusičná pasivuje železo a hliník. Hliník je pasivovaný aj zriedenou kyselinou dusičnou. Kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie neovplyvňuje zlato, platinu, tantal, ródium a irídium. Zlato a platina sú rozpustené v aqua regia - zmesi koncentrovanej kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej v pomere 1:3.

    Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H20

    Silný oxidačný účinok aqua regia je spôsobený tvorbou atómového chlóru počas rozkladu nitrozylchloridu, produktu interakcie kyseliny dusičnej s chlorovodíkom.

    HN03 + 3HCI \u003d Cl2 + NOCI + 2H20;

    NOCI = NO + Clx

    Účinným rozpúšťadlom pre kovy s nízkou aktivitou je zmes koncentrovanej kyseliny dusičnej a fluorovodíkovej.

    3Ta + 5HN03 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H20

    Zriedená kyselina dusičná sa pri interakcii s nekovmi a nízkoaktívnymi kovmi redukuje hlavne na oxid dusnatý (II), napríklad:

    3P + 5HN03 (razb) + 2H20 \u003d 3H3P04 + 5NO;

    3Pb + 8HN03 (razb) \u003d 3Pb (N03)2 + 2NO + 4H20

    Aktívne kovy redukujú zriedenú kyselinu dusičnú na N20, N2 alebo NH4NO3, napr.

    4Zn + 10HN03 (razb) \u003d 4Zn (N03)2 + NH4NO3 + 3H20

    Väčšina kyseliny dusičnej ide na výrobu hnojív a výbušnín.

    Kyselina dusičná sa vyrába priemyselne kontaktnou alebo oblúkovou metódou, ktoré sa líšia v prvom stupni - produkciou oxidu dusnatého (II). Oblúková metóda je založená na výrobe NO prechodom vzduchu cez elektrický oblúk. V kontaktnom procese sa NO vyrába oxidáciou amoniaku kyslíkom na platinovom katalyzátore. Ďalej sa oxid dusnatý (II) oxiduje na oxid dusnatý (IV) vzdušným kyslíkom. Rozpustením NO 2 vo vode za prítomnosti kyslíka sa získa kyselina dusičná s koncentráciou 60 – 65 %.

    4NO2 + O2 + 2H20 \u003d 4HNO3

    V prípade potreby sa kyselina dusičná zahustí destiláciou s koncentrovanou kyselinou sírovou. V laboratóriu sa dá 100% kyselina dusičná získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na kryštalický dusičnan sodný pri zahrievaní.

    NaN03 (cr) + H2S04 (konc) = HN03 + NaHS04

    Soli kyseliny dusičnej- dusičnany - vysoko rozpustné vo vode, tepelne nestabilné. Rozklad dusičnanov aktívnych kovov (okrem lítia), ktoré sú v sérii štandardných elektródových potenciálov naľavo od horčíka, vedie k tvorbe dusitanov. Napríklad:

    2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

    Pri rozklade lítia, dusičnanov horečnatých, ako aj dusičnanov kovov, ktoré sa nachádzajú v sérii štandardných elektródových potenciálov napravo od horčíka, až po meď, sa uvoľňuje zmes oxidu dusnatého (IV) a kyslíka. Napríklad:

    2Cu(N03)2 \u003d 2CuO + 4N02 + O2

    Dusičnany kovov nachádzajúce sa na konci série aktivít sa rozkladajú na voľný kov:

    2AgN03 \u003d 2Ag + 2N02 + O2

    Dusičnany sodné, draselné a amónne sa široko používajú na výrobu pušného prachu a výbušnín, ako aj dusíkatých hnojív (ľanka). Síran amónny, čpavková voda a karbamid (močovina) - úplný amid kyseliny uhličitej sa tiež používajú ako hnojivá:

    Azid vodíka(dinitridonirát) - HN 3 (HNN 2) - bezfarebná prchavá kvapalina (t.t. -80 ° C, teplota varu 37 ° C) so štipľavým zápachom. Centrálny atóm dusíka je v sp hybridizácii, oxidačný stav je +5, atómy susediace s ním majú oxidačný stav –3. Štruktúra molekuly:

    Vodný roztok HN 3 - kyselina dusitá je svojou silou blízka kyseline octovej, Ka \u003d 2,6 × 10 -5. Stabilný v zriedených roztokoch. Získava sa interakciou hydrazínu a kyseliny dusitej:

    N2H4 + HNO2 \u003d HN3 + 2H20

    Z hľadiska oxidačných vlastností sa HN 3 (HN +5 N 2) podobá kyseline dusičnej. Ak teda interakcia kovu s kyselinou dusičnou produkuje oxid dusnatý (II) a vodu, potom s kyselinou hydrazoovou - dusík a amoniak. Napríklad,

    Cu + 3HN +5 N2 = Cu(N3)2 + N20 + NH3

    Zmes HN 3 a HCl sa správa ako aqua regia. Soli kyseliny dusnej - azidy. Len azidy alkalických kovov sú relatívne stabilné, pri teplotách > 300 °C sa ničia bez výbuchu. Zvyšok sa rozpadne výbuchom pri náraze alebo zahrievaní. Azid olovnatý sa používa pri výrobe rozbušiek:

    Pb(N3)2 = Pb + 3N20

    Východiskovým produktom na výrobu azidov je NaN 3, ktorý vzniká reakciou amidu sodného a oxidu dusnatého (I):

    NaNH2 + N20 \u003d NaN3 + H20

    4.2 Fosfor

    Fosfor je v prírode zastúpený jedným izotopom - 31 P, čírenie fosforu je 0,05 mol.%. Vyskytuje sa vo forme fosfátových minerálov: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatity. Je súčasťou kostí a zubov zvierat a ľudí, ako aj zložením nukleových kyselín (DNA a RNA) a adenozínfosforečných kyselín (ATP, ADP a AMP).

    Fosfor sa získava redukciou fosforitu koksom v prítomnosti oxidu kremičitého.

    Ca3(P04)2 + 3Si02 + 5C = 3CaSi03 + 2P + 5CO

    Jednoduchá látka - fosfor - tvorí niekoľko alotropných modifikácií, z ktorých hlavné sú biely, červený a čierny fosfor. Biely fosfor vzniká pri kondenzácii pár fosforu a je to biela voskovitá látka (t.t. 44 °C), nerozpustná vo vode, rozpustná v niektorých organických rozpúšťadlách. Biely fosfor má molekulárnu štruktúru a pozostáva z tetraedrických molekúl P 4 .

    Pevnosť väzby (valenčný uhol P-P-P je len 60°) určuje vysokú reaktivitu a toxicitu bieleho fosforu (letálna dávka je asi 0,1 g). Keďže biely fosfor je vysoko rozpustný v tukoch, mlieko nemožno použiť ako protijed pri otrave. Na vzduchu sa biely fosfor samovoľne vznieti, preto je uložený v hermeticky uzavretej chemickej nádobe pod vrstvou vody.

    Červený fosfor má polymérnu štruktúru. Získava sa zahrievaním bieleho fosforu alebo ožarovaním svetlom. Na rozdiel od bieleho fosforu je mierne reaktívny a netoxický. Zvyškové množstvá bieleho fosforu však môžu spôsobiť, že červený fosfor bude toxický!

    Čierny fosfor sa získava zahrievaním bieleho fosforu pod tlakom 120 tisíc atm. Má polymérnu štruktúru, má polovodičové vlastnosti, je chemicky stabilný a netoxický.

    Chemické vlastnosti. Biely fosfor sa spontánne oxiduje vzdušným kyslíkom pri izbovej teplote (pri zahrievaní dochádza k oxidácii červeného a čierneho fosforu). Reakcia prebieha v dvoch stupňoch a je sprevádzaná luminiscenciou (chemiluminiscenciou).

    2P + 302 \u003d 2P203; P203 + O2 \u003d P205

    Fosfor tiež postupne reaguje so sírou a halogénmi.

    2P + 3Cl2 \u003d 2PCl 3; PCl3 + Cl2 = PCl5

    Pri interakcii s aktívnymi kovmi pôsobí fosfor ako oxidačné činidlo, pričom vytvára fosfidy - zlúčeniny fosforu v oxidačnom stave -3.

    3Ca + 2P = Ca3P2

    Oxidačné kyseliny (kyselina dusičná a koncentrovaná kyselina sírová) oxidujú fosfor na kyselinu fosforečnú.

    P + 5HN03 (konc) = H3P04 + 5N02 + H20

    Pri varení s alkalickými roztokmi je biely fosfor disproporcionálny:

    4P0 + 3KOH + 3H20 = P-3H3 + 3KH2P +102

    fosfín fosfornan draselný

    Dusík je možno najbežnejším chemickým prvkom v celej slnečnej sústave. Aby sme boli konkrétnejší, dusík je 4. najrozšírenejší. Dusík v prírode je inertný plyn.

    Tento plyn je bez farby a zápachu a veľmi ťažko sa rozpúšťa vo vode. Avšak dusičnanové soli majú tendenciu veľmi dobre reagovať s vodou. Dusík má nízku hustotu.

    Dusík je úžasný prvok. Existuje predpoklad, že názov dostal zo starovekého gréckeho jazyka, čo v preklade znamená „bez života, rozmaznaný“. Prečo taký negatívny postoj k dusíku? Vieme predsa, že je súčasťou bielkovín a dýchanie bez nej je takmer nemožné. Dusík hrá v prírode dôležitú úlohu. Ale v atmosfére je tento plyn inertný. Ak sa berie tak, ako je vo svojej pôvodnej forme, potom sú možné mnohé vedľajšie účinky. Obeť môže dokonca zomrieť udusením. Koniec koncov, dusík sa nazýva bez života, pretože nepodporuje spaľovanie ani dýchanie.

    Za normálnych podmienok takýto plyn reaguje iba s lítiom, pričom vzniká zlúčenina, ako je nitrid lítny Li3N. Ako vidíme, oxidačný stav dusíka v takejto zlúčenine je -3. S inými kovmi a samozrejme tiež reaguje, ale len pri zahrievaní alebo pri použití rôznych katalyzátorov. Mimochodom, -3 je najnižší oxidačný stav dusíka, pretože na úplné naplnenie vonkajšej energetickej hladiny sú potrebné iba 3 elektróny.

    Tento ukazovateľ má rôzne významy. Každý oxidačný stav dusíka má svoju vlastnú zlúčeninu. Takéto spojenia je lepšie si len pamätať.

    5 - najvyšší stupeň oxidácie dusíka. Vyskytuje sa vo všetkých dusičnanových soliach.



    Podobné články
     
    Kategórie
    Video nahrávka
    Populárne
    Nový