Metal olmayan bileşikler

Tüm nitrojen halojenürler NG 3 bilinmektedir. Triflorür NF 3, florin amonyak ile etkileşimi ile elde edilir:

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

Azot triflorür, molekülleri piramidal bir yapıya sahip renksiz zehirli bir gazdır. Flor atomları piramidin tabanında bulunur ve üst kısım, paylaşılmamış bir elektron çiftine sahip bir nitrojen atomu tarafından işgal edilir. Çeşitli kimyasal reaktiflere ve ısıtmaya karşı NF 3 çok kararlıdır.

Kalan nitrojen trihalojenürler endotermiktir ve bu nedenle kararsız ve reaktiftir. NCl 3, gaz halindeki klorun güçlü bir amonyum klorür çözeltisine geçirilmesiyle oluşturulur:

3Cl 2 + NH4Cl \u003d 4HCl + NCl3

Azot triklorür keskin kokulu, oldukça uçucu (t bp = 71 derece C) bir sıvıdır. Hafif bir ısınma veya darbeye, büyük miktarda ısının serbest kalmasıyla birlikte bir patlama eşlik eder. Bu durumda, NCI 3 elementlere ayrışır. Trihalidler NBr 3 ve NI 3 daha da az kararlıdır.

Kalkojenli azot türevleri, güçlü endotermiklikleri nedeniyle çok kararsızdır. Hepsi kötü çalışılmış, ısıtıldığında ve çarptığında patlarlar.

Metallerle bağlantılar

Tuz benzeri nitrürler, metallerden ve azottan doğrudan sentez yoluyla elde edilir. Tuz benzeri nitrürler su ve seyreltik asitlerle ayrışır:

Mg 3 N2 + 6N2 \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH3

Ca3N2 + 8HCl = 3CaCl2 + 2NH4Cl

Her iki reaksiyon da aktif metal nitrürlerin temel yapısını kanıtlar.

Metal benzeri nitrürler, metallerin nitrojen veya amonyak atmosferinde ısıtılmasıyla elde edilir. Geçiş metallerinin oksitleri, halojenürleri ve hidritleri başlangıç ​​malzemeleri olarak kullanılabilir:

2Ta + N2 \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

Azot ve azot içeren bileşiklerin kullanımı

Azotun kapsamı çok geniştir - tıpta kullanılan gübre, patlayıcı, amonyak üretimi. Azot içeren gübreler en değerlileridir. Bu tür gübreler arasında amonyum nitrat, üre, amonyak, sodyum nitrat bulunur. Azot, protein moleküllerinin ayrılmaz bir parçasıdır, bu nedenle bitkilerin normal büyüme ve gelişme için buna ihtiyacı vardır. Amonyak gibi önemli bir azot ve hidrojen bileşiği, soğutma tesislerinde kullanılır, kapalı bir boru sisteminde dolaşan amonyak, buharlaşması sırasında büyük miktarda ısı alır. Kara barut üretiminde potasyum nitrat, av tüfeklerinde ise barut yeraltında oluşan cevher minerallerinin araştırılmasında kullanılmaktadır. Dumansız barut, selüloz ve nitrik asidin bir esteri olan piroksilinden elde edilir. Dağlarda tünel açmak için azot bazlı organik patlayıcılar kullanılmaktadır (TNT, nitrogliserin).

Azot kimyasal elementi sadece bir basit madde oluşturur. Bu madde gaz halindedir ve iki atomlu moleküllerden oluşur, yani. N2 formülüne sahiptir. Azot kimyasal elementinin yüksek bir elektronegatifliğe sahip olmasına rağmen, moleküler azot N2 son derece inert bir maddedir. Bu gerçek, nitrojen molekülünde son derece güçlü bir üçlü bağın (N≡N) yer almasından kaynaklanmaktadır. Bu nedenle, nitrojen ile hemen hemen tüm reaksiyonlar sadece yüksek sıcaklıklarda gerçekleşir.

Azotun metallerle etkileşimi

Normal şartlar altında nitrojen ile reaksiyona giren tek madde lityumdur:

İlginç olan, diğer aktif metallerle, yani. alkali ve alkali toprak, azot yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer:

Azotun orta ve düşük aktiviteli metallerle (Pt ve Au hariç) etkileşimi de mümkündür, ancak kıyaslanamayacak kadar yüksek sıcaklıklar gerektirir.

Aktif metal nitrürler su ile kolayca hidrolize edilir:

Asit çözeltilerinin yanı sıra, örneğin:

Azotun metal olmayanlarla etkileşimi

Azot, katalizörlerin varlığında ısıtıldığında hidrojen ile reaksiyona girer. Reaksiyon tersine çevrilebilir, bu nedenle endüstride amonyak verimini artırmak için işlem yüksek basınçta gerçekleştirilir:

İndirgeyici bir madde olarak nitrojen, flor ve oksijen ile reaksiyona girer. Flor ile reaksiyon, bir elektrik boşalmasının etkisi altında ilerler:

Oksijen ile reaksiyon, elektrik deşarjının etkisi altında veya 2000 ° C'den daha yüksek bir sıcaklıkta ilerler ve geri dönüşümlüdür:

Metal olmayanlardan azot, halojenler ve kükürt ile reaksiyona girmez.

Azotun karmaşık maddelerle etkileşimi

Fosforun kimyasal özellikleri

Fosforun çeşitli allotropik modifikasyonları, özellikle beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfor vardır.

Beyaz fosfor, dört atomlu P 4 molekülleri tarafından oluşturulur ve fosforun kararlı bir modifikasyonu değildir. Zehirli. Oda sıcaklığında yumuşaktır ve mum gibi bıçakla kolayca kesilebilir. Havada yavaşça oksitlenir ve bu oksidasyon mekanizmasının özellikleri nedeniyle karanlıkta parlar (kemilüminesans fenomeni). Düşük ısıtmada bile beyaz fosforun kendiliğinden tutuşması mümkündür.

Tüm allotropik modifikasyonlar arasında en aktif olanı beyaz fosfordur.

Kırmızı fosfor, değişken bileşimli uzun moleküllerden oluşur P n . Bazı kaynaklar atomik bir yapıya sahip olduğunu belirtir, ancak yine de yapısını moleküler olarak değerlendirmek daha doğrudur. Yapısal özelliklerinden dolayı beyaz fosfora göre daha az aktif bir maddedir, özellikle beyaz fosfordan farklı olarak havada çok daha yavaş oksitlenir ve tutuşması için tutuşturma gerektirir.

Siyah fosfor, sürekli Pn zincirlerinden oluşur ve grafite benzer katmanlı bir yapıya sahiptir, bu yüzden böyle görünür. Bu allotropik modifikasyon atomik bir yapıya sahiptir. Tüm allotropik fosfor modifikasyonlarının en kararlısı, kimyasal olarak en pasif olanıdır. Bu nedenle, aşağıda tartışılan fosforun kimyasal özellikleri öncelikle beyaz ve kırmızı fosfora atfedilmelidir.

Fosforun metal olmayanlarla etkileşimi

Fosforun reaktivitesi nitrojenden daha yüksektir. Böylece, fosfor normal koşullar altında tutuşmadan sonra yanabilir ve bir asit oksit P 2 O 5 oluşturabilir:

ve oksijen eksikliği ile fosfor (III) oksit:

Halojenlerle reaksiyon da yoğun bir şekilde ilerler. Böylece, fosforun klorlanması ve brominasyonu sırasında, reaktiflerin oranlarına bağlı olarak, fosfor trihalojenürler veya pentahalitler oluşur:

İyotun diğer halojenlere kıyasla önemli ölçüde daha zayıf oksitleyici özellikleri nedeniyle, fosforu iyot ile sadece +3 oksidasyon durumuna oksitlemek mümkündür:

nitrojenden farklı olarak fosfor hidrojen ile reaksiyona girmez.

Fosforun metallerle etkileşimi

Fosfor, aktif metaller ve orta aktiviteli metallerle ısıtıldığında fosfitleri oluşturmak üzere reaksiyona girer:

Nitrürler gibi aktif metallerin fosfitleri su ile hidrolize edilir:

Oksitleyici olmayan asitlerin sulu çözeltilerinin yanı sıra:

Fosforun karmaşık maddelerle etkileşimi

Fosfor, asitleri, özellikle konsantre nitrik ve sülfürik asitleri oksitleyerek oksitlenir:

Beyaz fosforun sulu alkali çözeltileriyle reaksiyona girdiğini bilmelisiniz. Bununla birlikte, özgüllük nedeniyle, Kimyada Birleşik Durum Sınavı için bu tür etkileşimlerin denklemlerini yazma yeteneği henüz gerekli değildir.

Bununla birlikte, 100 puan talep edenler için, kendi huzurları için, soğukta ve ısıtıldığında fosforun alkali çözeltilerle etkileşiminin aşağıdaki özelliklerini hatırlayabilirsiniz.

Soğukta beyaz fosforun alkali çözeltilerle etkileşimi yavaş ilerler. Reaksiyona, çürük balık kokusu olan bir gaz oluşumu - fosfin ve nadir bir fosfor oksidasyon durumuna +1 sahip bir bileşik eşlik eder:

Beyaz fosfor, konsantre bir alkali çözeltisi ile etkileşime girdiğinde, kaynama sırasında hidrojen açığa çıkar ve fosfit oluşur:

Azot- Periyodik sistemin V A-grubunun 2. periyodunun bir elemanı, seri numarası 7. Atomun elektronik formülü [ 2 He] 2s 2 2p 3'tür, karakteristik oksidasyon durumları 0, -3, +3 ve + 5, daha az sıklıkla +2 ve +4 ve diğer durum N v nispeten kararlı olarak kabul edilir.

Azot oksidasyon durumu ölçeği:
+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 - NH3, NH4, NH3 * H20, NH2Cl, Li 3N, Cl3N.

Azot, F ve O'dan sonra üçüncü olan yüksek bir elektronegatifliğe (3.07) sahiptir. Çeşitli oksijen içeren asitler, tuzlar ve ikili bileşiklerin yanı sıra amonyum katyonu NH4 ve onun bileşimini oluştururken tipik metalik olmayan (asit) özellikler sergiler. tuzlar.

Doğada - on yedinci kimyasal bolluk elementine göre (metal olmayanlar arasında dokuzuncu). Tüm organizmalar için hayati bir unsur.

N 2

Basit madde. Normal koşullar altında elementin kimyasal eylemsizliğini açıklayan çok kararlı bir N≡N ˚σππ bağına sahip polar olmayan moleküllerden oluşur.

Yoğunlaşarak renksiz bir sıvıya dönüşen renksiz, tatsız, kokusuz bir gazdır (O2'nin aksine).

Havanın ana bileşeni hacimce %78.09, kütlece 75.52'dir. Nitrojen, oksijenden önce sıvı havadan kaynar. Suda az çözünür (15,4 ml / 1 l H20 20 ˚C'de), nitrojenin çözünürlüğü oksijenden daha azdır.

Oda sıcaklığında, N2 flor ile ve çok küçük ölçüde oksijen ile reaksiyona girer:

N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NA

Amonyak elde etmenin tersine çevrilebilir reaksiyonu, 200˚C sıcaklıkta, 350 atm'ye kadar basınç altında ve her zaman bir katalizör varlığında (Fe, F 2 O 3 , FeO, laboratuvarda Pt'de) ilerler.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Le Chatelier ilkesine göre, basınçta bir artış ve sıcaklıkta bir azalma ile amonyak veriminde bir artış meydana gelmelidir. Bununla birlikte, düşük sıcaklıklarda reaksiyon hızı çok düşüktür, bu nedenle işlem 450-500 ˚C'de gerçekleştirilir ve %15'lik bir amonyak verimine ulaşır. Reaksiyona girmemiş N2 ve H2 reaktöre geri döner ve böylece reaksiyonun kapsamını arttırır.

Azot, asitlere ve alkalilere göre kimyasal olarak pasiftir, yanmayı desteklemez.

Fiş içinde sanayi- sıvı havanın fraksiyonel damıtılması veya oksijenin havadan kimyasal olarak uzaklaştırılması, örneğin ısıtıldığında 2C (kok) + O 2 \u003d 2CO reaksiyonu ile. Bu durumlarda, soy gazların safsızlıklarını da (esas olarak argon) içeren nitrojen elde edilir.

Laboratuvarda, orta derecede ısıtma ile bir anahtarlama reaksiyonu ile az miktarda kimyasal olarak saf nitrojen elde edilebilir:

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

NH4Cl(p) + KNO2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Amonyak sentezi için kullanılır. Kimyasal ve metalurjik işlemler ve yanıcı maddelerin depolanması için inert bir ortam olarak nitrik asit ve diğer azot içeren ürünler.

NH 3

İkili bileşik, nitrojen oksidasyon durumu - 3. Keskin karakteristik kokusu olan renksiz bir gazdır. Molekül, tamamlanmamış bir tetrahedron [: N(H) 3 ] (sp 3 hibridizasyonu) yapısına sahiptir. sp3 hibrit orbitalindeki bir verici elektron çiftinin NH3 molekülünde nitrojenin varlığı, bir katyon oluşumu ile bir hidrojen katyonunun karakteristik bir ekleme reaksiyonuna neden olur. amonyum NH4. Oda sıcaklığında pozitif basınç altında sıvılaşır. Sıvı halde, hidrojen bağları ile ilişkilidir. Termal olarak kararsız. Suda iyice çözelim (20˚C'de 700 l/1 l'den fazla H 2 O); doymuş çözeltideki oran ağırlıkça %34 ve hacimce %99'dur, pH= 11.8'dir.

Çok reaktif, ekleme reaksiyonlarına eğilimli. Oksijende yanar, asitlerle reaksiyona girer. İndirgeyici (N -3 nedeniyle) ve oksitleyici (H+1 nedeniyle) özellikler gösterir. Sadece kalsiyum oksit ile kurutulur.

Niteliksel reaksiyonlar - gaz halindeki HCl ile temas halinde beyaz "duman" oluşumu, Hg2 (NO3) 2 çözeltisi ile nemlendirilmiş bir kağıt parçasının kararması.

HNO3 ve amonyum tuzlarının sentezinde bir ara ürün. Soda, azotlu gübreler, boyalar, patlayıcıların üretiminde kullanılır; sıvı amonyak bir soğutucudur. Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemleri:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH3 (g) + H20 ↔ NH3 * H2O (p) ↔ NH4 + + OH -
NH3 (g) + HCl (g) ↔ NH4Cl (g) beyaz "duman"
4NH 3 + 3O 2 (hava) = 2N 2 + 6 H 2 O (yanma)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. 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)
NH3 (g) + CO2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (oda sıcaklığı, basınç)
Fiş. AT laboratuvarlar- soda kireç ile ısıtıldığında amonyağın amonyum tuzlarından yer değiştirmesi: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H20 + NH3
Veya sulu bir amonyak çözeltisini kaynatıp ardından gazı kurutmak.
Endüstride amonyak hidrojen ile azottan üretilir. Sanayi tarafından teknik adı altında sıvılaştırılmış veya konsantre sulu çözelti şeklinde üretilir. amonyak suyu.

amonyak hidratNH 3 * H 2 Ö. Moleküller arası bağlantı. Beyaz, kristal kafeste - NH3 ve H2O molekülleri zayıf bir hidrojen bağı ile bağlanır. Zayıf bir baz olan sulu bir amonyak çözeltisinde bulunur (ayrışma ürünleri NH4 katyonu ve OH anyonudur). Amonyum katyonu düzenli bir tetrahedral yapıya sahiptir (sp 3 hibridizasyonu). Termal olarak kararsız, çözelti kaynatıldığında tamamen ayrışır. Güçlü asitlerle nötralize edilir. Konsantre bir çözeltide indirgeyici özellikler (N -3 nedeniyle) sergiler. İyon değişimi ve kompleks oluşumu reaksiyonuna girer.

kalitatif reaksiyon– gaz halindeki HCl ile temas halinde beyaz "duman" oluşumu. Amfoterik hidroksitlerin çökelmesi sırasında çözeltide hafif alkali bir ortam oluşturmak için kullanılır.
1 M'lik bir amonyak çözeltisi esas olarak NH3*H2O hidrat ve sadece %0.4 NH40H iyonları içerir (hidrat ayrışmasından dolayı); bu nedenle, iyonik "amonyum hidroksit NH40H" pratik olarak çözeltide bulunmaz, katı hidratta da böyle bir bileşik yoktur.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
NH3H20 (kons.) = NH3 + H20 (NaOH ile kaynama)
NH3H20 + HCl (fark) = NH4Cl + H2O
3(NH3H20) (kons.) + CrCl3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH4Cl
8(NH3H2O) (kons.) + 3Br 2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H20 (40-50˚C)
2(NH3H20) (kons.) + 2KMnO 4 = N2 + 2MnO2 ↓ + 4H20 + 2KOH
4(NH3H20) (kons.) + Ag20 = 2OH + 3H2O
4(NH3H20) (kons.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H2O
6(NH3H20) (kons.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Seyreltik bir amonyak çözeltisine (%3-10) genellikle denir. amonyak(isim simyacılar tarafından icat edildi) ve konsantre bir çözelti (% 18,5 - 25) bir amonyak çözeltisidir (endüstri tarafından üretilir).

azot oksitler

nitrojen monoksitNUMARA

Tuz oluşturmayan oksit. renksiz gaz. Radikal kovalent bir σπ bağı (N꞊O), katı halde bir N-N bağı olan bir N2O2 dimer içerir. Son derece termal olarak kararlı. Atmosferik oksijene duyarlıdır (kahverengiye döner). Suda az çözünür ve onunla reaksiyona girmez. Asitlere ve alkalilere göre kimyasal olarak pasif. Isıtıldığında metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girer. NO ve NO2'nin ("azotlu gazlar") yüksek oranda reaktif karışımı. Nitrik asit sentezinde bir ara ürün.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
2NO + O2 (örn.) = 2NO2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N2 + CO2 (400-500˚C)
10NO + 4P(kırmızı) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NA + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
NO ve NO 2 karışımlarına reaksiyonlar:
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)
Fiş içinde sanayi: amonyağın bir katalizör üzerinde oksijen ile oksidasyonu, laboratuvarlar- seyreltik nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NUMARA+ 4H2O
veya nitratların azaltılması:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NUMARA + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

nitrojen dioksitNUMARA 2

Asit oksit, şartlı olarak iki aside karşılık gelir - HNO 2 ve HNO 3 (N 4 için asit mevcut değildir). Kahverengi gaz, oda sıcaklığında monomer NO 2, soğukta sıvı renksiz dimer N 2 O 4 (dianitrojen tetroksit). Su, alkaliler ile tamamen reaksiyona girer. Çok güçlü oksitleyici ajan, metaller için aşındırıcı. Nitrik asit ve susuz nitratların sentezi için, roket yakıtı için oksitleyici, kükürtten yağ temizleyici ve organik bileşiklerin oksidasyonu için bir katalizör olarak kullanılır. Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemi:
2NA 2 ↔ 2NA + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sen.) (soğukta)
3 HNO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + HAYIR
2NO 2 + 2NaOH (fark) \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 = BNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Fiş: içinde sanayi - NO'nun atmosferik oksijen ile oksidasyonu, laboratuvarlar- konsantre nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
6HNO 3 (kons., dağlar) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (kons.,kısa.) + P (kırmızı) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (kons., dağlar) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

dinitrojen oksitN 2 Ö

Hoş kokulu renksiz gaz ("gülme gazı"), N꞊N꞊О, formal nitrojen oksidasyon durumu +1, suda az çözünür. Grafit ve magnezyumun yanmasını destekler:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Amonyum nitratın termal bozunmasıyla elde edilir:
NH4 NO3 \u003d N20 + 2 H20 (195-245˚C)
tıpta anestezik olarak kullanılır.

dinitrojen trioksitN 2 Ö 3

Düşük sıcaklıklarda mavi bir sıvıdır, ON꞊NO 2, nitrojenin formal oksidasyon durumu +3'tür. 20 ˚C'de %90 oranında renksiz NO ve kahverengi NO2 ("azotlu gazlar", endüstriyel duman - "tilki kuyruğu") karışımına ayrışır. N 2 O 3 - asit oksit, soğukta su ile HNO 2 oluşturur, ısıtıldığında farklı reaksiyona girer:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Alkalilerle HNO2 tuzları verir, örneğin NaNO2.
NO'nun O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) veya NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3) ile etkileşimi ile elde edilir
güçlü soğutma ile. "Azotlu gazlar" ve çevreye zararlı, atmosferin ozon tabakasının yok edilmesi için katalizör görevi görürler.

dinitrojen pentoksit N 2 Ö 5

Renksiz, katı, O 2 N - O - NO 2, azot oksidasyon durumu +5'tir. Oda sıcaklığında 10 saatte NO 2 ve O 2'ye ayrışır. Asidik oksit olarak su ve alkalilerle reaksiyona girer:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N20 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO3 + H2
Dumanlı nitrik asidin dehidrasyonu ile elde edilir:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
veya -78˚C'de NO2'nin ozon ile oksidasyonu:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitritler ve nitratlar

potasyum nitritbilgi 2 . Beyaz, higroskopik. Ayrışmadan erir. Kuru havada kararlı. Suda çok iyi çözünelim (renksiz çözelti oluşturur), anyon üzerinde hidrolize olur. Asidik bir ortamda tipik bir oksitleyici ve indirgeyici ajan, alkali bir ortamda çok yavaş reaksiyona girer. İyon değişim reaksiyonlarına girer. kalitatif reaksiyonlar NO2 iyonu üzerinde - MnO 4'ün mor çözeltisinin renginin değişmesi ve I iyonları eklendiğinde siyah bir çökeltinin görünümü Boyaların üretiminde, amino asitler ve iyodürler için analitik bir reaktif olarak, fotoğrafik bir bileşen olarak kullanılır. reaktifler.
en önemli reaksiyonların denklemi:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (kons.) \u003d NO 2 + NO + H20 + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (mor) \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 - (doymuş) + NH 4 + (doymuş) \u003d N2 + 2H20
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (siyah) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (açık sarı) ↓
Fiş içindesanayi– proseslerde potasyum nitratın geri kazanılması:
KNO3 + Pb = BİN 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (kons.) + Pb (sünger) + H 2 O = BİN 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 BİN 2+ CaSO4 (300 ˚C)

H itrat potasyum BİN 3
teknik isim potasyum, veya Hintli tuz , güherçile. Beyaz, bozunmadan erir, daha fazla ısıtıldığında ayrışır. Havaya dayanıklı. Suda yüksek oranda çözünür (yüksek endo-etki, = -36 kJ), hidroliz yoktur. Kaynaştığında güçlü bir oksitleyici ajan (atomik oksijenin salınması nedeniyle). Çözeltide, sadece atomik hidrojen ile indirgenir (asit ortamda KNO 2'ye, alkali ortamda NH 3'e). Cam üretiminde gıda koruyucu, piroteknik karışımların ve mineral gübrelerin bir bileşeni olarak kullanılır.

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

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, konsantre KOH) = NH3 + 2H20 + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH4Cl \u003d N20 + 2H20 + KCl (230-300 ˚C)

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

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)

Fiş: endüstride
4KOH (yatay) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

ve laboratuvarda:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

Doğada bulmak.

Azot doğada esas olarak serbest halde bulunur. Havada hacim oranı %78.09 ve kütle oranı %75.6'dır. Azot bileşikleri topraklarda az miktarda bulunur. Azot, proteinlerin ve birçok doğal organik bileşiğin bir bileşenidir. Yerkabuğundaki toplam azot içeriği %0.01'dir.

Fiş.

Mühendislikte nitrojen sıvı havadan elde edilir. Bildiğiniz gibi hava, başta azot ve oksijen olmak üzere gazların bir karışımıdır. Dünya yüzeyindeki kuru hava şunları içerir (hacim oranlarında): nitrojen %78.09, oksijen %20.95, asil gazlar %0.93, karbon monoksit (IV) %0.03 ve ayrıca rastgele safsızlıklar - toz, mikroorganizmalar , hidrojen sülfür, kükürt oksit ( IV), vb. Azot elde etmek için hava sıvı bir duruma aktarılır ve daha sonra azot, daha az uçucu oksijenden buharlaştırılarak ayrılır (bp. nitrojen -195.8 ° C, oksijen -183 ° C). Bu şekilde elde edilen nitrojen, soy gazların (esas olarak argon) safsızlıklarını içerir. Laboratuarda ısıtıldığında amonyum nitritin ayrıştırılmasıyla saf azot elde edilebilir:

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

fiziksel özellikler. Azot, havadan hafif, renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Sudaki çözünürlüğü oksijenden daha azdır: 20 0 C'de 15.4 ml nitrojen (31 ml oksijen) 1 litre suda çözülür. Bu nedenle, suda çözünmüş havadaki oksijen içeriği, nitrojene göre atmosferdekinden daha fazladır. Azotun suda düşük çözünürlüğü ve ayrıca çok düşük kaynama noktası, hem nitrojen ve su molekülleri hem de nitrojen molekülleri arasındaki çok zayıf moleküller arası etkileşimlerle açıklanır.

Doğal azot, kütle numarası 14 (%99.64) ve 15 (%0.36) olan iki kararlı izotoptan oluşur.

Kimyasal özellikler.

Oda sıcaklığında nitrojen, yalnızca lityum ile doğrudan birleşir:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Diğer metallerle sadece yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girerek nitrürler oluşturur. Örneğin:

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

Azot, yüksek basınç ve sıcaklıkta bir katalizör varlığında hidrojen ile birleşir:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Elektrik arkının sıcaklığında (3000-4000 derece), nitrojen oksijenle birleşir:

Başvuru. Azot, amonyak üretmek için büyük miktarlarda kullanılır. İnert bir ortam oluşturmak için yaygın olarak kullanılır - yanıcı sıvıları pompalarken cıva termometrelerinde elektrikli akkor lambaları ve boş alanı doldurmak. Çelik ürünlerin yüzeyini nitrürler, t. yüzeylerini yüksek sıcaklıkta azotla doyurur. Sonuç olarak, yüzey tabakasında çeliğe daha fazla sertlik veren demir nitrürler oluşur. Bu çelik, sertliğini kaybetmeden 500 °C'ye kadar ısınmaya dayanabilir.

Azot, protein maddelerinin bir parçası olduğu için bitki ve hayvanların yaşamı için önemlidir. Azot bileşikleri mineral gübrelerin, patlayıcıların üretiminde ve birçok endüstride kullanılmaktadır.

48 numaralı soru.

Amonyak, özellikleri, elde etme yöntemleri. Amonyak'ın ülke ekonomisinde kullanımı. Amonyum hidroksit. Amonyum tuzları, özellikleri ve uygulamaları. Amonyum azot formunda azotlu gübreler. Amonyum iyonuna kalitatif reaksiyon.

amonyak - havadan neredeyse iki kat daha hafif, karakteristik bir kokuya sahip renksiz gaz. Basınç arttırıldığında veya soğutulduğunda, kolayca renksiz bir sıvıya sıvılaşır. Amonyak suda çok çözünür. Sudaki amonyak çözeltisine denir amonyak suyu veya amonyak. Kaynatıldığında, çözünmüş amonyak çözeltiden buharlaşır.

Kimyasal özellikler.

Asitlerle etkileşim:

NH3 + HCl \u003d NH4Cl, NH3 + H3PO4 \u003d NH4H2PO4

Oksijen ile etkileşim:

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

Bakır geri kazanımı:

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

Fiş.

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

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Başvuru.

Sıvı amonyak ve sulu çözeltileri sıvı gübre olarak kullanılır.

Amonyum hidroksit (amonyum hidroksit) - NH 4 ey

Amonyum tuzları ve özellikleri. Amonyum tuzları, bir amonyum katyonu ve bir asit anyondan oluşur. Tek yüklü metal iyonlarının karşılık gelen tuzlarına yapı olarak benzerler. Amonyum tuzları, amonyak veya sulu çözeltilerinin asitlerle etkileşimi ile elde edilir. Örneğin:

NH3 + HNO3 \u003d NH4NO3

Tuzların genel özelliklerini gösterirler, yani. alkaliler, asitler ve diğer tuzların çözeltileri ile etkileşime girer:

NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + H20 + NH3

2NH4Cl + H2SO4 \u003d (NH 4) 2S04 + 2HCl

(NH 4) 2S04 + BaCl2 = BaSO 4 + 2NH4Cl

Başvuru. Amonyum nitrat (amonyum nitrat) NH4NO3, azotlu gübre olarak ve patlayıcıların üretimi için kullanılır - amonitler;

Amonyum sülfat (NH4)2SO4 - ucuz bir azotlu gübre olarak;

Amonyum bikarbonat NH4HCO3 ve amonyum karbonat (NH4)2CO3 - gıda endüstrisinde, kimyasal kabartma tozu olarak unlu şekerleme ürünlerinin üretiminde, kumaşların boyanmasında, vitamin üretiminde, tıpta;

Amonyum klorür (amonyak) NH4Cl - galvanik hücrelerde (kuru piller), lehimleme ve kalaylamada, tekstil endüstrisinde, gübre olarak, veterinerlikte.

Amonyum (amonyak) gübreleri amonyum iyonu formunda azot içerir ve toprakta asitleştirici bir etkiye sahiptir, bu da özelliklerinde bozulmaya ve özellikle kireçsiz, verimsiz topraklarda düzenli uygulama ile gübrelerin veriminin düşmesine neden olur. Ancak bu gübrelerin avantajları da vardır: amonyum, toprak parçacıkları tarafından sabitlendiğinden ve mikroorganizmalar tarafından emildiğinden, sızıntıya çok daha az maruz kalır ve ek olarak, toprakta nitrofikasyon işlemi gerçekleşir, yani. mikroorganizmalar tarafından nitratlara dönüştürülür. Amonyum gübrelerinden amonyum klorür, oldukça fazla klor içerdiğinden sebze mahsulleri için en az uygun olanıdır.

Amonyum iyonuna kalitatif reaksiyon.

Amonyum tuzlarının çok önemli bir özelliği, alkali çözeltileri ile etkileşimleridir. Bu reaksiyon, amonyum tuzları (amonyum iyonu) tarafından salınan amonyak kokusuyla veya ıslak kırmızı turnusol kağıdının mavi lekelenmesiyle saptanır:

NH4 + + OH - = NH3 + H2O