Odnajdywanie w naturze.

Azot występuje w naturze głównie w stanie wolnym. W powietrzu jego udział objętościowy wynosi 78,09%, a udział masowy 75,6%. Związki azotu występują w niewielkich ilościach w glebie. Azot jest składnikiem białek i wielu naturalnych związków organicznych. Całkowita zawartość azotu w skorupie ziemskiej wynosi 0,01%.

Paragon fiskalny.

W inżynierii azot pozyskiwany jest z ciekłego powietrza. Jak wiadomo, powietrze to mieszanina gazów, głównie azotu i tlenu. Suche powietrze na powierzchni Ziemi zawiera (w ułamkach objętościowych): azot 78,09%, tlen 20,95%, gazy szlachetne 0,93%, tlenek węgla (IV) 0,03%, a także zanieczyszczenia przypadkowe – pył, mikroorganizmy, siarkowodór, tlenek siarki ( IV) itp. Aby uzyskać azot, powietrze przenosi się do stanu ciekłego, a następnie azot oddziela się przez odparowanie od mniej lotnego tlenu (t.w. azot -195,8 ° C, tlen -183 ° C). Otrzymany w ten sposób azot zawiera zanieczyszczenia gazów szlachetnych (głównie argon). Czysty azot można uzyskać w laboratorium poprzez rozkład azotynu amonu po podgrzaniu:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

właściwości fizyczne. Azot to bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku gaz, lżejszy od powietrza. Rozpuszczalność w wodzie jest mniejsza niż tlenu: w temperaturze 20 0 C 15,4 ml azotu (31 ml tlenu) rozpuszcza się w 1 litrze wody. Dlatego w powietrzu rozpuszczonym w wodzie zawartość tlenu w stosunku do azotu jest większa niż w atmosferze. Niska rozpuszczalność azotu w wodzie, jak również jego bardzo niska temperatura wrzenia, tłumaczy się bardzo słabymi interakcjami międzycząsteczkowymi zarówno między cząsteczkami azotu i wody, jak i między cząsteczkami azotu.

Naturalny azot składa się z dwóch stabilnych izotopów o liczbach masowych 14 (99,64%) i 15 (0,36%).

Właściwości chemiczne.

W temperaturze pokojowej azot łączy się bezpośrednio tylko z litem:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Reaguje z innymi metalami dopiero w wysokich temperaturach tworząc azotki. Na przykład:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, 2Al + N 2 \u003d 2AlN

Azot łączy się z wodorem w obecności katalizatora pod wysokim ciśnieniem i w temperaturze:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

W temperaturze łuku elektrycznego (3000-4000 stopni) azot łączy się z tlenem:

Aplikacja. Azot jest wykorzystywany w dużych ilościach do produkcji amoniaku. Jest szeroko stosowany do tworzenia obojętnego środowiska - wypełniania elektrycznych lamp żarowych i wolnej przestrzeni w termometrach rtęciowych podczas pompowania łatwopalnych cieczy. Azotują powierzchnię wyrobów stalowych, t. nasycić ich powierzchnię azotem w wysokiej temperaturze. W efekcie w warstwie powierzchniowej tworzą się azotki żelaza, które nadają stali większą twardość. Taka stal wytrzymuje nagrzewanie do 500°C bez utraty twardości.

Azot jest ważny dla życia roślin i zwierząt, ponieważ wchodzi w skład substancji białkowych. Związki azotu są wykorzystywane w produkcji nawozów mineralnych, materiałów wybuchowych oraz w wielu gałęziach przemysłu.

Pytanie nr 48.

Amoniak, jego właściwości, metody otrzymywania. Wykorzystanie amoniaku w gospodarce narodowej. Wodorotlenek amonu. Sole amonowe, ich właściwości i zastosowanie. Nawozy azotowe z amonową formą azotu. Jakościowa reakcja na jon amonowy.

Amoniak - bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu, prawie dwukrotnie lżejszy od powietrza. Gdy ciśnienie jest zwiększane lub schładzane, łatwo przechodzi w bezbarwną ciecz. Amoniak jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Nazywa się roztwór amoniaku w wodzie woda amoniakalna lub amoniak. Podczas gotowania rozpuszczony amoniak odparowuje z roztworu.

Właściwości chemiczne.

Interakcja z kwasami:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 \u003d NH 4 H 2 PO 4

Interakcja z tlenem:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

Odzysk miedzi:

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Paragon fiskalny.

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Aplikacja.

Jako płynny nawóz stosuje się ciekły amoniak i jego roztwory wodne.

Wodorotlenek amonu (wodorotlenek amonu) - NH 4 Oh

Sole amonowe i ich właściwości. Sole amonowe składają się z kationu amonowego i anionu kwasowego. Są one podobne w strukturze do odpowiednich soli pojedynczo naładowanych jonów metali. Sole amonowe otrzymuje się przez oddziaływanie amoniaku lub jego roztworów wodnych z kwasami. Na przykład:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

Wykazują ogólne właściwości soli tj. wchodzą w interakcje z roztworami zasad, kwasów i innych soli:

NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + H2O + NH3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Aplikacja. Saletra amonowa (saletra amonowa) NH4NO3 stosowana jest jako nawóz azotowy oraz do produkcji materiałów wybuchowych – amonitów;

Siarczan amonu (NH4)2SO4 - jako tani nawóz azotowy;

Wodorowęglan amonu NH4HCO3 i węglan amonu (NH4)2CO3 - w przemyśle spożywczym w produkcji wyrobów mącznych cukierniczych jako chemiczny proszek do pieczenia, w farbowaniu tkanin, w produkcji witamin, w medycynie;

Chlorek amonu (amoniak) NH4Cl - w ogniwach galwanicznych (suche baterie), w lutowaniu i cynowaniu, w przemyśle włókienniczym, jako nawóz, w weterynarii.

Nawozy amonowe (amoniowe) zawierają azot w postaci jonu amonowego i działają zakwaszająco na glebę, co prowadzi do pogorszenia jej właściwości i mniejszej wydajności nawozów, zwłaszcza przy regularnym stosowaniu na glebach nie wapnowanych, nieurodzajnych. Ale te nawozy mają też swoje zalety: amon jest znacznie mniej podatny na wypłukiwanie, ponieważ jest wiązany przez cząsteczki gleby i wchłaniany przez mikroorganizmy, a dodatkowo w glebie zachodzi z nim proces nitryfikacji, tj. konwersja przez mikroorganizmy do azotanów. Spośród nawozów amonowych najmniej odpowiedni dla roślin warzywnych jest chlorek amonu, ponieważ zawiera dość dużo chloru.

Jakościowa reakcja na jon amonowy.

Bardzo ważną właściwością soli amonowych jest ich interakcja z roztworami alkalicznymi. Ta reakcja jest wykrywana przez sole amonowe (jon amonowy) przez zapach uwolnionego amoniaku lub pojawienie się niebieskiego zabarwienia mokrego czerwonego papierka lakmusowego:

NH4 + + OH - = NH3 + H2O

Związki z niemetalami

Wszystkie halogenki azotu NG3 są znane. Trifluorek NF 3 otrzymuje się przez oddziaływanie fluoru z amoniakiem:

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Trifluorek azotu to bezbarwny toksyczny gaz, którego cząsteczki mają strukturę piramidalną. Atomy fluoru znajdują się u podstawy piramidy, a szczyt zajmuje atom azotu z niewspólną parą elektronów. Na różne odczynniki chemiczne i na ogrzewanie, NF 3 jest bardzo stabilny.

Pozostałe trihalogenki azotu są endotermiczne, a zatem niestabilne i reaktywne. NCl 3 powstaje przez przepuszczenie gazowego chloru do mocnego roztworu chlorku amonu:

3Cl2 + NH4Cl \u003d 4HCl + NCl3

Trójchlorek azotu jest wysoce lotną (t bp = 71 stopni C) cieczą o ostrym zapachu. Niewielkiemu nagrzaniu lub uderzeniu towarzyszy eksplozja z wydzieleniem dużej ilości ciepła. W tym przypadku NCl 3 rozkłada się na elementy. Trihalogenki NBr 3 i NI 3 są jeszcze mniej stabilne.

Pochodne azotowe z chalkogenami są bardzo niestabilne ze względu na ich silną endotermiczną. Wszystkie są słabo zbadane, eksplodują po podgrzaniu i uderzeniu.

Połączenia z metalami

Azotki solnopodobne są otrzymywane przez bezpośrednią syntezę z metali i azotu. Azotki podobne do soli rozkładają się z wodą i rozcieńczonymi kwasami:

Mg 3 N 2 + 6N 2 \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3

Ca3N2 + 8HCl = 3CaCl2 + 2NH4Cl

Obie reakcje dowodzą podstawowej natury aktywnych azotków metali.

Azotki metalopodobne są otrzymywane przez ogrzewanie metali w atmosferze azotu lub amoniaku. Jako materiały wyjściowe można stosować tlenki, halogenki i wodorki metali przejściowych:

2Ta + N 2 \u003d 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 \u003d 2MnN + 3H 2 O

CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiH 2 + 2NH 3 \u003d 2TiN + 5H 2

Zastosowanie związków azotowych i zawierających azot

Zakres azotu jest bardzo duży - produkcja nawozów, materiałów wybuchowych, amoniaku, który jest wykorzystywany w medycynie. Najcenniejsze są nawozy zawierające azot. Takie nawozy obejmują saletrę amonową, mocznik, amoniak, saletrę sodową. Azot jest integralną częścią cząsteczek białka, dlatego rośliny potrzebują go do prawidłowego wzrostu i rozwoju. Tak ważny związek azotu i wodoru jak amoniak jest stosowany w chłodniach, amoniak krążąc w zamkniętym układzie rur, podczas parowania odbiera dużą ilość ciepła. Azotan potasu jest używany do produkcji czarnego prochu, a proch strzelniczy jest używany w strzelbach myśliwskich do eksploracji minerałów kruszcowych występujących pod ziemią. Proch strzelniczy bezdymny otrzymywany jest z piroksyliny, estru celulozy i kwasu azotowego. Do drążenia tuneli w górach stosuje się organiczne materiały wybuchowe na bazie azotu (TNT, nitrogliceryna).

Pierwiastek chemiczny azot tworzy tylko jedną prostą substancję. Substancja ta jest gazowa i składa się z cząsteczek dwuatomowych, tj. ma wzór N 2 . Pomimo faktu, że pierwiastek chemiczny azot ma wysoką elektroujemność, azot cząsteczkowy N 2 jest substancją niezwykle obojętną. Fakt ten wynika z faktu, że w cząsteczce azotu zachodzi niezwykle silne wiązanie potrójne (N≡N). Z tego powodu prawie wszystkie reakcje z azotem zachodzą tylko w podwyższonych temperaturach.

Oddziaływanie azotu z metalami

Jedyną substancją, która reaguje z azotem w normalnych warunkach, jest lit:

Ciekawostką jest fakt, że z innymi metalami aktywnymi, tj. alkalicznych i ziem alkalicznych, azot reaguje tylko po podgrzaniu:

Oddziaływanie azotu z metalami o średniej i niskiej aktywności (poza Pt i Au) jest również możliwe, ale wymaga nieporównywalnie wyższych temperatur.

Aktywne azotki metali są łatwo hydrolizowane przez wodę:

Jak również roztwory kwasów, na przykład:

Oddziaływanie azotu z niemetalami

Azot reaguje z wodorem po podgrzaniu w obecności katalizatorów. Reakcja jest odwracalna, dlatego w celu zwiększenia wydajności amoniaku w przemyśle proces prowadzi się pod wysokim ciśnieniem:

Jako czynnik redukujący azot reaguje z fluorem i tlenem. Z fluorem reakcja przebiega pod wpływem wyładowania elektrycznego:

Z tlenem reakcja przebiega pod wpływem wyładowania elektrycznego lub w temperaturze powyżej 2000 ° C i jest odwracalna:

Spośród niemetali azot nie reaguje z halogenami i siarką.

Oddziaływanie azotu z substancjami złożonymi

Właściwości chemiczne fosforu

Istnieje kilka alotropowych modyfikacji fosforu, w szczególności fosfor biały, fosfor czerwony i fosfor czarny.

Fosfor biały składa się z czteroatomowych cząsteczek P 4 i nie jest trwałą modyfikacją fosforu. Trujący. W temperaturze pokojowej jest miękki i podobnie jak wosk można go łatwo ciąć nożem. W powietrzu powoli się utlenia, a ze względu na specyfikę mechanizmu takiego utleniania świeci w ciemności (zjawisko chemiluminescencji). Nawet przy niskim nagrzaniu możliwy jest samorzutny zapłon białego fosforu.

Ze wszystkich modyfikacji alotropowych najbardziej aktywny jest fosfor biały.

Czerwony fosfor składa się z długich cząsteczek o zmiennym składzie P n . Niektóre źródła wskazują, że ma strukturę atomową, ale nadal bardziej słuszne jest traktowanie jej struktury jako molekularnej. Ze względu na cechy strukturalne jest substancją mniej aktywną w porównaniu z fosforem białym, w szczególności w przeciwieństwie do fosforu białego utlenia się znacznie wolniej w powietrzu i wymaga zapłonu, aby go zapalić.

Fosfor czarny składa się z ciągłych łańcuchów P n i ma strukturę warstwową podobną do grafitu, dlatego tak wygląda. Ta alotropowa modyfikacja ma strukturę atomową. Najbardziej stabilna ze wszystkich alotropowych modyfikacji fosforu, najbardziej pasywna chemicznie. Z tego powodu omówione poniżej właściwości chemiczne fosforu należy przypisać przede wszystkim fosforowi białemu i czerwonemu.

Oddziaływanie fosforu z niemetalami

Reaktywność fosforu jest wyższa niż azotu. Tak więc fosfor może palić się po zapłonie w normalnych warunkach, tworząc tlenek kwasowy P 2 O 5:

a przy braku tlenu tlenek fosforu (III):

Intensywnie przebiega również reakcja z halogenami. Tak więc podczas chlorowania i bromowania fosforu, w zależności od proporcji odczynników, powstają trihalogenki lub pentahalogenki fosforu:

Ze względu na znacznie słabsze właściwości utleniające jodu w porównaniu z innymi halogenami, możliwe jest utlenienie fosforu jodem tylko do stopnia utlenienia +3:

W przeciwieństwie do azotu fosfor nie reaguje z wodorem.

Oddziaływanie fosforu z metalami

Fosfor reaguje po podgrzaniu z metalami aktywnymi i metalami o średniej aktywności, tworząc fosforki:

Fosforki metali aktywnych, takie jak azotki, są hydrolizowane przez wodę:

A także wodne roztwory kwasów nieutleniających:

Oddziaływanie fosforu z substancjami złożonymi

Fosfor jest utleniany przez kwasy utleniające, w szczególności stężony kwas azotowy i siarkowy:

Powinieneś wiedzieć, że biały fosfor reaguje z wodnymi roztworami zasad. Jednak ze względu na specyfikę nie była jeszcze wymagana umiejętność zapisywania równań takich oddziaływań dla Unified State Examination in Chemistry.

Niemniej jednak, dla tych, którzy zdobywają 100 punktów, dla własnego spokoju, możesz zapamiętać następujące cechy interakcji fosforu z roztworami alkalicznymi na zimno i po podgrzaniu.

Na zimno oddziaływanie białego fosforu z roztworami alkalicznymi przebiega powoli. Reakcji towarzyszy tworzenie się gazu o zapachu zgniłej ryby – fosfiny oraz związku o rzadkim stopniu utlenienia fosforu +1:

Gdy biały fosfor wchodzi w interakcję ze stężonym roztworem alkalicznym, podczas wrzenia uwalniany jest wodór i powstaje fosforyn:

Azot- element II okresu grupy V A układu okresowego, numer porządkowy 7. Wzór elektronowy atomu to [ 2 He] 2s 2 2p 3, charakterystyczne stopnie utlenienia 0, -3, +3 i + 5, rzadziej +2 i +4, a drugi stan Nv jest uważany za względnie stabilny.

Skala stopnia utlenienia azotu:
+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.

Azot ma wysoką elektroujemność (3,07), trzecią po F i O. Wykazuje typowe właściwości niemetaliczne (kwasowe), tworząc przy tym różne kwasy, sole i związki dwuskładnikowe zawierające tlen, a także kation amonowy NH 4 i jego sole.

W naturze - siedemnasty przez pierwiastek obfitości chemicznej (dziewiąty wśród niemetali). Niezbędny pierwiastek dla wszystkich organizmów.

N 2

Prosta substancja. Składa się z cząsteczek niepolarnych z bardzo stabilnym wiązaniem N≡N ˚σππ, co wyjaśnia obojętność chemiczną pierwiastka w normalnych warunkach.

Bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu gaz, który skrapla się do bezbarwnej cieczy (w przeciwieństwie do O2).

Główny składnik powietrza to 78,09% objętości, 75,52 masy. Azot wrze z ciekłego powietrza przed tlenem. Słabo rozpuszczalny w wodzie (15,4 ml / 1 l H 2 O w 20 ˚C), rozpuszczalność azotu jest mniejsza niż tlenu.

W temperaturze pokojowej N2 reaguje z fluorem i w bardzo małym stopniu z tlenem:

N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Odwracalna reakcja otrzymywania amoniaku przebiega w temperaturze 200˚C, pod ciśnieniem do 350 atm i zawsze w obecności katalizatora (Fe, F 2 O 3 , FeO, w laboratorium w Pt)

N 2 + 3H 2 2NH 3 + 92 kJ

Zgodnie z zasadą Le Chatelier wzrost wydajności amoniaku powinien następować wraz ze wzrostem ciśnienia i spadkiem temperatury. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest bardzo niska, dlatego proces prowadzi się w temperaturze 450-500 ˚C, osiągając 15% wydajność amoniaku. Nieprzereagowane N2 i H2 powracają do reaktora i tym samym zwiększają zakres reakcji.

Azot jest chemicznie pasywny w stosunku do kwasów i zasad, nie wspomaga spalania.

Paragon fiskalny w przemysł- destylacja frakcyjna ciekłego powietrza lub chemiczne usuwanie tlenu z powietrza, na przykład w reakcji 2C (koks) + O2 \u003d 2CO po podgrzaniu. W takich przypadkach uzyskuje się azot, który zawiera również zanieczyszczenia gazów szlachetnych (głównie argon).

W laboratorium małe ilości chemicznie czystego azotu można uzyskać poprzez reakcję przełączania z umiarkowanym ogrzewaniem:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2 H 2 O (60-70)

NH4Cl(p) + KNO2(p) = N2 0 + KCl + 2H2O (100˚C)

Służy do syntezy amoniaku. Kwas azotowy i inne produkty zawierające azot jako medium obojętne w procesach chemicznych i metalurgicznych oraz magazynowaniu substancji palnych.

NH 3

Związek binarny, stopień utlenienia azotu wynosi - 3. Bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu. Cząsteczka ma strukturę niepełnego czworościanu [:N(H)3] (hybrydyzacja sp3). Obecność azotu w cząsteczce NH 3 donorowej pary elektronów na orbitalu hybrydowym sp 3 powoduje charakterystyczną reakcję addycji kationu wodorowego, z utworzeniem kationu amon NH4. Upłynnia się pod nadciśnieniem w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym wiąże się z wiązaniami wodorowymi. Niestabilny termicznie. Dobrze rozpuśćmy w wodzie (ponad 700 l/1 l H 2 O w 20˚C); udział w roztworze nasyconym wynosi 34% wagowo i 99% objętościowo, pH = 11,8.

Bardzo reaktywny, podatny na reakcje addycyjne. Spala się tlenem, reaguje z kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (dzięki N-3) i utleniające (dzięki H+1). Jest suszony tylko tlenkiem wapnia.

Reakcje jakościowe - powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl, czernienie kawałka papieru zwilżonego roztworem Hg 2 (NO3) 2.

Produkt pośredni w syntezie HNO 3 i soli amonowych. Znajduje zastosowanie w produkcji sody, nawozów azotowych, barwników, materiałów wybuchowych; ciekły amoniak jest czynnikiem chłodniczym. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:

2NH3 (g) N 2 + 3H 2
NH3 (g) + H2O NH3 * H2O (p) NH4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) biały "dym"
4NH 3 + 3O 2 (powietrze) = 2N 2 + 6 H 2 O (spalanie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (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 (temperatura pokojowa, ciśnienie)
Paragon fiskalny. W laboratoria- wyparcie amoniaku z soli amonowych po podgrzaniu wapnem sodowanym: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Lub gotowanie wodnego roztworu amoniaku, a następnie suszenie gazu.
W przemyśle amoniak wytwarzany jest z azotu za pomocą wodoru. Produkowane przez przemysł w postaci skroplonej lub w postaci stężonego roztworu wodnego pod nazwą techniczną woda amoniakalna.

Hydrat amoniakuNH 3 * H 2 O. Połączenie międzycząsteczkowe. Biały, w sieci krystalicznej - cząsteczki NH 3 i H 2 O połączone słabym wiązaniem wodorowym. Występuje w wodnym roztworze amoniaku, słabej zasady (produktami dysocjacji są kation NH 4 i anion OH). Kation amonowy ma regularną strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp 3 ). Niestabilny termicznie, całkowicie rozkłada się podczas gotowania roztworu. Neutralizowany mocnymi kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N-3) w stężonym roztworze. Wchodzi w reakcję wymiany jonowej i tworzenia kompleksu.

Reakcja jakościowa– tworzenie się białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl. Służy do tworzenia lekko zasadowego środowiska w roztworze podczas wytrącania amfoterycznych wodorotlenków.
1 M roztwór amoniaku zawiera głównie hydrat NH3*H2O i tylko 0,4% jonów NH4OH (ze względu na dysocjację hydratu); tak więc jonowy „wodorotlenek amonu NH4OH” praktycznie nie jest zawarty w roztworze, nie ma takiego związku również w stałym wodzie.
Równania najważniejszych reakcji:
NH 3 H 2 O (stęż.) = NH 3 + H 2 O (wrzący z NaOH)
NH3H2O ​​+ HCl (różn.) = NH4Cl + H2O
3(NH 3 H 2 O) (stęż.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH3H2O) (stęż.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH3H2O) (stęż.) + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 ↓ + 4H2O + 2KOH
4(NH3H2O) (stęż.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (stęż.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (stęż.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Często nazywany jest rozcieńczonym roztworem amoniaku (3-10%) amoniak(nazwa została wymyślona przez alchemików), a stężony roztwór (18,5 - 25%) to roztwór amoniaku (produkowany przez przemysł).

Tlenki azotu

tlenek azotuNIE

Tlenek nie tworzący soli. bezbarwny gaz. Rodnik zawiera kowalencyjne wiązanie σπ (N꞊O), w stanie stałym dimer N 2 O 2 z wiązaniem N-N. Niezwykle stabilny termicznie. Wrażliwy na tlen atmosferyczny (zmienia kolor na brązowy). Słabo rozpuszczalny w wodzie i nie reaguje z nią. Bierny chemicznie w stosunku do kwasów i zasad. Po podgrzaniu reaguje z metalami i niemetalami. wysoce reaktywna mieszanina NO i NO 2 ("gazy azotowe"). Produkt pośredni w syntezie kwasu azotowego.
Równania najważniejszych reakcji:
2NO + O 2 (np.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(czerwony) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reakcje na mieszaniny NO i NO 2:
NO + NO2 + H2O \u003d 2HNO2 (p)
NO + NO2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO2 + H2O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Paragon fiskalny w przemysł: utlenianie amoniaku tlenem na katalizatorze, in laboratoria- oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego ze środkami redukującymi:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NIE+ 4H2O
lub redukcja azotanów:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NIE + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2 Na 2 SO 4

dwutlenek azotuNIE 2

Tlenek kwasowy warunkowo odpowiada dwóm kwasom - HNO 2 i HNO 3 (kwas dla N 4 nie istnieje). Brązowy gaz, monomer NO 2 w temperaturze pokojowej, ciekły bezbarwny dimer N 2 O 4 (czterotlenek diazotu) na zimno. Całkowicie reaguje z wodą, alkaliami. Bardzo silny środek utleniający, korodujący metale. Stosowany jest do syntezy kwasu azotowego i bezwodnych azotanów, jako utleniacz do paliwa rakietowego, oczyszczacz oleju z siarki oraz katalizator utleniania związków organicznych. Trujący.
Równanie najważniejszych reakcji:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (na zimno)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3 HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (różnica) \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 (kat. 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)
Paragon fiskalny: w przemysł - utlenianie NO tlenem atmosferycznym, in laboratoria– oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z czynnikami redukującymi:
6HNO 3 (stęż., góry) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (stęż., hort.) + P (czerwony) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (stęż., góry) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

tlenek diazotuN 2 O

Bezbarwny gaz o przyjemnym zapachu („gaz rozweselający”), N꞊N꞊О, formalny stopień utlenienia azotu +1, słabo rozpuszczalny w wodzie. Wspomaga spalanie grafitu i magnezu:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Otrzymywany przez rozkład termiczny azotanu amonu:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
stosowany w medycynie jako środek znieczulający.

trójtlenek diazotuN 2 O 3

W niskich temperaturach jest to niebieska ciecz, ON꞊NO2, formalny stopień utlenienia azotu wynosi +3. W temperaturze 20 ˚C rozkłada się w 90% na mieszaninę bezbarwnego NO i brązowego NO 2 („gazy azotowe”, dym przemysłowy – „lisi ogon”). N 2 O 3 - tlenek kwasu, tworzy HNO 2 z wodą na zimno, reaguje inaczej po podgrzaniu:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Z alkaliami daje sole HNO 2 , na przykład NaNO 2 .
Otrzymywane przez oddziaływanie NO z O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) lub z NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
z silnym chłodzeniem. „Gazy azotowe” i niebezpieczne dla środowiska działają jak katalizatory niszczenia warstwy ozonowej atmosfery.

pięciotlenek diazotu N 2 O 5

Bezbarwny, stały, O 2 N - O - NO 2, stopień utlenienia azotu wynosi +5. W temperaturze pokojowej rozkłada się na NO 2 i O 2 w ciągu 10 godzin. Reaguje z wodą i alkaliami jako kwaśny tlenek:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Otrzymywany przez odwodnienie dymiącego kwasu azotowego:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
lub utlenianie NO 2 ozonem w temperaturze -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Azotyny i azotany

Azotyn potasuKNO 2 . Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu. Stabilny w suchym powietrzu. Bardzo dobrze rozpuszczamy się w wodzie (tworząc bezbarwny roztwór), jest hydrolizowany na anionie. Typowy środek utleniający i redukujący w środowisku kwaśnym, reaguje bardzo wolno w środowisku zasadowym. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Reakcje jakościowe na jonie NO 2 - odbarwienie fioletowego roztworu MnO 4 i pojawienie się czarnego osadu po dodaniu jonów I. Stosowany w produkcji barwników, jako odczynnik analityczny dla aminokwasów i jodków, składnik fotograficzny odczynniki.
równanie najważniejszych reakcji:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (stęż.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (rozcieńczone) + O 2 (np.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fioletowy) \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 - (nasycony) + NH 4 + (nasycony) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (czarny) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (jasnożółty) ↓
Paragon fiskalny wprzemysł– odzysk azotanu potasu w procesach:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (stęż.) + Pb (gąbka) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat potas KNO 3
nazwa techniczna potas, lub indyjski Sól , saletra. Biały, topi się bez rozkładu, rozkłada się przy dalszym ogrzewaniu. Odporny na powietrze. Wysoce rozpuszczalny w wodzie (wysoki endo-efekt, = -36 kJ), nie ma hydrolizy. Silny środek utleniający po stopieniu (ze względu na uwalnianie tlenu atomowego). W roztworze jest redukowany tylko atomowym wodorem (w środowisku kwaśnym do KNO 2, w środowisku zasadowym do NH 3). Stosowany jest w produkcji szkła jako konserwant żywności, składnik mieszanek pirotechnicznych i nawozów mineralnych.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, stęż. KOH) = NH3 + 2H2O + KOH (80˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2 H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (spalanie)

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)

Paragon fiskalny: w przemyśle
4KOH (poziomo) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

oraz w laboratorium:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓