Metal olmayan bileşikler

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

3F2 + 4NH3 = 3NH4F + NF3

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

Kalan nitrojen trihalidler endotermiktir ve bu nedenle kararsız ve reaktiftir. NC13, gaz halindeki klorun güçlü bir amonyum klorür çözeltisine geçirilmesiyle oluşturulur:

3Cl2 + NH4Cl \u003d 4HCl + NC13

Nitrojen triklorür, keskin kokulu, oldukça uçucu (t bp = 71 °C) bir sıvıdır. Hafif bir ısınmaya veya darbeye, büyük miktarda ısı açığa çıkaran bir patlama eşlik eder. Bu durumda, NCl3 elementlere ayrışır. Trihalidler NBr 3 ve NI 3 daha az kararlıdır.

Kalkojenli nitrojen türevleri, güçlü endotermiklikleri nedeniyle çok kararsızdır. Hepsi yeterince çalışılmamıştır, ısıtıldığında ve çarptığında patlarlar.

Metallerle bağlantılar

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

Mg3N2 + 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; 2TiH2 + 2NH3 \u003d 2TiN + 5H2

Azot ve azot içeren bileşiklerin kullanımı

Azotun kapsamı çok geniştir - tıpta kullanılan gübre, patlayıcı, amonyak üretimi. Azot içeren gübreler en değerli olanlardır. 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 ona ihtiyacı vardır. Amonyak gibi önemli bir nitrojen ve hidrojen bileşiği, soğutma tesislerinde kullanılır, kapalı bir boru sisteminde dolaşan amonyak, buharlaşması sırasında büyük miktarda ısı alır. Potasyum nitrat kara barut yapımında, barut ise av tüfeklerinde, yeraltında oluşan cevher minerallerinin aranmasında kullanılır. Dumansız barut, bir selüloz ve nitrik asit esteri olan piroksilinden elde edilir. Dağlarda tünel açmak için nitrojen bazlı organik patlayıcılar kullanılır (TNT, nitrogliserin).

Azot- Periyodik sistemin V A grubunun 2. periyodunun bir elementi, 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'nin nispeten kararlı olduğu 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, Li3N, Cl3N.

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

Doğada - on yedinci kimyasal bolluk elementi ile (metal olmayanlar arasında dokuzuncu). Tüm organizmalar için hayati bir element.

N 2

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

Renksiz bir sıvıya yoğunlaşan renksiz, tatsız, kokusuz bir gaz (O2'den farklı olarak).

Havanın ana bileşeni hacimce %78,09, kütlece %75,52'dir. Azot, oksijenden önce sıvı havadan kaynar. Suda az çözünür (20 ˚C'de 15,4 ml / 1 l H20), nitrojenin çözünürlüğü oksijeninkinden daha azdır.

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

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

Amonyak elde etmenin tersine çevrilebilir reaksiyonu, 200˚C sıcaklıkta, 350 atm'ye kadar basınç altında ve her zaman bir katalizör varlığında (Fe, F2O3, FeO, laboratuvarda Pt'de) devam eder.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Le Chatelier prensibine göre, basınç artışı ve sıcaklık düşüşü ile amonyak veriminde bir artış meydana gelmelidir. Ancak düşük sıcaklıklarda reaksiyon hızı çok düşüktür, bu nedenle işlem 450-500 ˚C'de gerçekleştirilerek %15'lik bir amonyak verimine ulaşılır. 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 endüstri- sıvı havanın fraksiyonel damıtılması veya oksijenin havadan kimyasal olarak uzaklaştırılması, örneğin ısıtıldığında 2C (kok) + O2 \u003d 2CO reaksiyonu ile. Bu durumlarda, soy gazların (esas olarak argon) safsızlıklarını da içeren nitrojen elde edilir.

Laboratuarda, orta derecede ısıtma ile bir anahtarlama reaksiyonuyla 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)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Amonyak sentezi için kullanılır. Nitrik asit ve diğer nitrojen içeren ürünler, kimyasal ve metalurjik prosesler ve yanıcı maddelerin depolanması için inert bir ortam olarak.

NH 3

İkili bileşik, nitrojenin yükseltgenme durumu -3'tür. Keskin karakteristik kokusu olan renksiz bir gaz. Molekül tamamlanmamış bir tetrahedron [: N(H)3 ] (sp 3 hibridizasyonu) yapısına sahiptir. Sp 3 hibrit yörüngesindeki bir donör elektron çiftinin NH 3 molekülündeki nitrojenin varlığı, bir katyon oluşumu ile bir hidrojen katyonunun karakteristik bir ilave reaksiyonuna neden olur. amonyum NH4. Oda sıcaklığında pozitif basınç altında sıvılaşır. Sıvı halde, hidrojen bağları ile ilişkilidir. Termal olarak kararsız. Suda iyice çözünelim (20˚C'de 700 l/1 l'den fazla H 2 O); doymuş solüsyondaki oran ağırlıkça %34 ve hacimce %99'dur, pH= 11.8.

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

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

HNO 3 ve amonyum tuzlarının sentezinde bir ara ürün. Soda, azotlu gübre, boya, patlayıcı üretiminde kullanılır; sıvı amonyak bir soğutucudur. Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemleri:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) 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 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O (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 (oda sıcaklığı, basınç)
Fiş. AT laboratuvarlar- soda kireci ile ısıtıldığında amonyağın amonyum tuzlarından yer değiştirmesi: Ca (OH) 2 + 2NH4 Cl \u003d CaCl2 + 2H20 + NH3
Veya sulu bir amonyak çözeltisini kaynatıp ardından gazı kurutmak.
Endüstride amonyak hidrojen ile nitrojenden üretilir. Endüstri tarafından sıvılaştırılmış formda veya teknik adı altında konsantre sulu çözelti formunda üretilir. amonyak suyu.

amonyak hidratNH 3 * H 2 Ö. Moleküller arası bağlantı. Beyaz, kristal kafeste - zayıf bir hidrojen bağıyla bağlanmış NH3 ve H20 molekülleri. Sulu bir amonyak çözeltisinde, zayıf bir bazda 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 edilmiştir. Konsantre bir çözeltide (N-3 nedeniyle) indirgeme özellikleri sergiler. İyon değişimi ve kompleks oluşumu reaksiyonuna girer.

Kalitatif reaksiyon– gaz halindeki HCl ile temas üzerine beyaz "duman" oluşumu. Amfoterik hidroksitlerin çökelmesi sırasında çözeltide hafif alkali ortam oluşturmak için kullanılır.
1 M'lik bir amonyak çözeltisi esas olarak NH3*H20 hidrat ve yalnızca %0,4 NH4OH iyonları içerir (hidrat ayrışmasından dolayı); bu nedenle iyonik "amonyum hidroksit NH40H" çözeltide pratik olarak bulunmaz, katı hidratta da böyle bir bileşik yoktur.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
NH 3 H 2 O (kons.) = NH 3 + H 2 O (NaOH ile kaynar)
NH 3 H 2 O + HCI (fark) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (kons.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (kons.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (kons.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H20) (kons.) + Ag20 = 2OH + 3H20
4(NH 3H20) (kons.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H20
6(NH 3 H 2 O) (kons.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Seyreltik bir amonyak çözeltisi (%3-10) genellikle amonyak(isim simyacılar tarafından icat edildi) ve konsantre bir çözelti (% 18.5 - 25) bir amonyak çözeltisidir (sanayi tarafından üretilir).

azot oksitler

nitrojen monoksitNUMARA

Tuz oluşturmayan oksit. renksiz gaz Radikal, katı halde bir N-N bağına sahip bir N202 dimer olan bir kovalent σπ-bağı (N꞊O) içerir. Son derece termal olarak kararlı. Atmosferik oksijene duyarlı (kahverengiye döner). Suda az çözünür ve onunla reaksiyona girmez. Asitlere ve alkalilere göre kimyasal olarak pasiftir. Isıtıldığında metaller ve ametallerle reaksiyona girer. NO ve NO 2'nin ("azotlu gazlar") yüksek oranda reaktif karışımı. Nitrik asit sentezinde bir ara ürün.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
2NO + O 2 (ör.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N2 + CO2 (400-500˚C)
10NO + 4P(kırmızı) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N2 + 2 Cu2O (500-600˚C)
NO ve NO 2 karışımlarına reaksiyonlar:
NO + NO 2 + H2O \u003d 2HNO2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H20
NO + NO 2 + Na2CO3 \u003d 2Na2NO2 + CO2 (450-500˚C)
Fiş içinde endüstri: amonyağın bir katalizör üzerinde oksijen ile oksidasyonu, içinde laboratuvarlar- seyreltik nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NUMARA+ 4 H 2 O
veya nitratların azaltılması:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NUMARA + ben 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 yoktur). Kahverengi gaz, oda sıcaklığında monomer NO 2, soğukta sıvı renksiz dimer N204 (dianitrojen tetroksit). Su, alkaliler ile tamamen reaksiyona girer. Metalleri aşındıran çok güçlü oksitleyici ajan. Roket yakıtı için bir oksitleyici, kükürtten bir yağ temizleyici ve organik bileşiklerin oksidasyonu için bir katalizör olarak nitrik asit ve susuz nitratların sentezinde kullanılır. Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemi:
2NO 2 ↔ 2NO + O2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (soğukta)
3 HAYIR 2 + H2O \u003d 3HNO3 + HAYIR
2NO 2 + 2NaOH (fark) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H20
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)
HAYIR 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Fiş: içinde endüstri - NO'nun atmosferik oksijen ile oksidasyonu, laboratuvarlar– konsantre nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
6HNO 3 (kons., dağlar) + S \u003d H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
5HNO 3 (kons.,hort.) + 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 ayrışmasıyla elde edildi:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
tıpta anestezik olarak kullanılır.

dinitrojen trioksitN 2 Ö 3

Düşük sıcaklıklarda mavi bir sıvıdır, ON꞊NO 2, nitrojenin resmi oksidasyon durumu +3'tür. 20 ˚C'de %90 oranında renksiz NO ve kahverengi NO 2 karışımına (“azotlu gazlar”, endüstriyel duman - “tilki kuyruğu”) ayrışır. N 2 O 3 - asit oksit, soğukta su ile HNO 2 oluşturur, ısıtıldığında farklı tepki verir:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Alkalilerle HNO 2 tuzları verir, örneğin NaNO 2 .
NO'nun O2 (4NO + 3O2 \u003d 2N203) veya NO2 (NO 2 + NO \u003d N203) ile etkileşimi ile elde edilir
güçlü soğutma ile. "Azotlu gazlar" ve çevreye zararlı, atmosferin ozon tabakasının yok edilmesi için katalizör görevi görür.

dinitrojen pentoksit N 2 Ö 5

Renksiz, katı, O 2N - O - NO 2, nitrojen 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
N205 + 2NaOH \u003d 2NaNO3 + H2
Dumanlı nitrik asidin dehidrasyonu ile elde edildi:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
veya NO 2'nin -78˚C'de ozon ile oksidasyonu:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitrit ve nitratlar

potasyum nitritBİLİYORUM 2 . Beyaz, higroskopik. Ayrışmadan erir. Kuru havada kararlıdır. Suda çok iyi çözünelim (renksiz bir çözelti oluşturarak), anyon üzerinde hidrolize olur. Asidik ortamda tipik bir oksitleyici ve indirgeyici ajan, alkali ortamda çok yavaş reaksiyona girer. İyon değişim reaksiyonlarına girer. Kalitatif reaksiyonlar NO 2 iyonu üzerinde - Mn04'ün menekşe çözeltisinin renginin solması ve I iyonları eklendiğinde siyah bir çökeltinin görünümü.Boyaların üretiminde, amino asitler ve iyodürler için analitik bir reaktif olarak, fotoğrafın bir bileşeni olarak kullanılır. reaktifler.
en önemli reaksiyonların denklemi:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (kons.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ör.) → 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+ + 4H2O
NO 2 - (doymuş) + NH4 + (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 içindeendüstri– işlemlerde potasyum nitratın geri kazanımı:
KNO3 + Pb = 2. bilgi+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (kons.) + Pb (sünger) + H 2 O = 2. bilgi+ Pb(OH)2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 2. bilgi+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat potasyum NO 3
teknik ad potasyum, veya Hintli tuz , güherçile. Beyaz, ayrışmadan erir, daha fazla ısıtıldığında ayrışır. Havaya dayanıklı. Suda yüksek oranda çözünür (yüksek endo-etki, = -36 kJ), hidroliz yoktur. Kaynaştığında güçlü bir oksitleyici madde (atomik oksijenin salınmasından dolayı). Çözeltide, yalnızca 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 HCI) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, kons. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

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

2 KNO 3 + 3C (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 ↓

Kimyasal element nitrojen yalnızca bir basit madde oluşturur. Bu madde gaz halindedir ve iki atomlu moleküllerden oluşur, yani. N2 formülüne sahiptir. Nitrojenin kimyasal elementinin yüksek bir elektronegatifliğe sahip olmasına rağmen, moleküler nitrojen 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 yalnızca yüksek sıcaklıklarda gerçekleşir.

Azotun metallerle etkileşimi

Normal koşullar altında nitrojen ile reaksiyona giren tek madde lityumdur:

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

Azotun orta ve düşük aktiviteye sahip 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, katalizör varlığında ısıtıldığında hidrojen ile reaksiyona girer. Reaksiyon tersine çevrilebilir, bu nedenle endüstride amonyak verimini artırmak için süreç yüksek basınçta gerçekleştirilir:

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

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

Metal olmayanlardan nitrojen, 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 P4 moleküllerinden oluşur ve fosforun kararlı bir modifikasyonu değildir. Zehirli. Oda sıcaklığında yumuşaktır ve balmumu gibi bıçakla kolayca kesilebilir. Havada yavaşça oksitlenir ve bu tür oksidasyon mekanizmasının özellikleri nedeniyle karanlıkta parlar (kemilüminesans fenomeni). Düşük ısıtmada bile beyaz fosforun kendiliğinden tutuşması mümkündür.

Tüm allotropik modifikasyonlar arasında beyaz fosfor en aktif olanıdır.

Kırmızı fosfor, değişken bileşimli Pn uzun moleküllerden oluşur. Bazı kaynaklar atomik bir yapıya sahip olduğunu belirtmektedir, ancak yine de yapısını moleküler olarak düşünmek 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 tutuşturulması gerekir.

Siyah fosfor sürekli P n zincirlerinden oluşur ve grafite benzer katmanlı bir yapıya sahiptir, bu yüzden öyle görünür. Bu allotropik modifikasyon atomik bir yapıya sahiptir. Fosforun tüm allotropik 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 tutuştuktan sonra yanarak bir asit oksit P2O5 oluşturur:

ve oksijen eksikliği ile fosfor (III) oksit:

Halojenlerle reaksiyon da yoğun bir şekilde ilerler. Bu nedenle, fosforun klorlanması ve bromlanması sırasında, reaktiflerin oranlarına bağlı olarak fosfor trihalidler veya pentahalidler oluşur:

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

Nitrojenden farklı olarak fosfor hidrojenle reaksiyona girmez.

Fosforun metallerle etkileşimi

Fosfor, fosfit oluşturmak için aktif metaller ve orta aktiviteye sahip metallerle ısıtıldığında reaksiyona girer:

Nitrürler gibi aktif metallerin fosfitleri su ile hidrolize edilir:

Oksitleyici olmayan asitlerin sulu çözeltilerinin yanı sıra:

Fosforun karmaşık maddelerle etkileşimi

Fosfor, oksitleyici asitler, özellikle konsantre nitrik ve sülfürik asitler tarafından oksitlenir:

Beyaz fosforun sulu alkali çözeltileri ile reaksiyona girdiğini bilmelisiniz. Bununla birlikte, özgüllük nedeniyle, Kimyada Birleşik Devlet Sınavı için bu tür etkileşimlerin denklemlerini yazma yeteneği henüz gerekli olmamıştır.

Yine de 100 puan talep edenler için, kendi gönül rahatlığı için, soğukta ve ısıtıldığında fosforun alkali çözeltilerle etkileşiminin aşağıdaki özelliklerini hatırlayabilirsiniz.

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

Beyaz fosfor, konsantre bir alkali çözelti ile etkileşime girdiğinde, kaynama sırasında hidrojen salınır ve fosfit oluşur:

Doğada bulmak.

Azot doğada esas olarak serbest halde bulunur. Havada hacim oranı %78.09 ve kütle oranı %75.6'dır. Azot bileşikleri toprakta az miktarda bulunur. Azot, proteinlerin ve birçok doğal organik bileşiğin bir bileşenidir. Yerkabuğundaki toplam nitrojen içeriği %0,01'dir.

Fiş.

Mühendislikte sıvı havadan nitrojen elde edilir. Bildiğiniz gibi hava, başta nitrojen ve oksijen olmak üzere bir gaz karışımıdır. Dünya yüzeyindeki kuru hava şunları içerir (hacimsel fraksiyonlarda):% 78.09 nitrojen,% 20.95 oksijen,% 0.93 asal gazlar,% 0.03 karbon monoksit (IV) ve ayrıca rastgele safsızlıklar - toz, mikroorganizmalar , hidrojen sülfit, kükürt oksit ( IV), vb. Nitrojen elde etmek için hava sıvı hale aktarılır ve ardından nitrojen daha az uçucu oksijenden (bp. nitrojen -195.8 °C, oksijen -183 °C) buharlaştırılarak ayrılır. Bu şekilde elde edilen nitrojen, soy gazların (esas olarak argon) safsızlıklarını içerir. Amonyum nitrit ısıtıldığında ayrıştırılarak laboratuvarda saf nitrojen elde edilebilir:

NH4 NO2 \u003d N2 + 2H20

fiziksel özellikler. Azot renksiz, kokusuz ve tatsız, havadan hafif bir gazdır. Sudaki çözünürlüğü oksijeninkinden daha azdır: 20 0 C'de 1 litre suda 15,4 ml nitrojen (31 ml oksijen) çözünür. Bu nedenle, suda çözünmüş havada, nitrojene göre oksijen içeriği atmosferdekinden daha fazladır. Nitrojenin sudaki düşük çözünürlüğü ve kaynama noktasının çok düşük olması, hem nitrojen ve su molekülleri arasındaki hem de nitrojen molekülleri arasındaki çok zayıf moleküller arası etkileşimlerle açıklanır.

Doğal nitrojen, kütle numaraları 14 (%99,64) ve 15 (%0,36) olan iki kararlı izotoptan oluşur.

Kimyasal özellikler.

Oda sıcaklığında nitrojen doğrudan yalnızca lityum ile birleşir:

6Li + N2 = 2Li3N

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

3Ca + N2 \u003d Ca3N2, 2Al + N2 \u003d 2AlN

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

N2 + 3H2 \u003d 2NH3

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 elektrikli akkor lambaları ve cıvalı termometrelerdeki boş alanı doldurur. Çelik ürünlerin yüzeyini nitrürlerler, t. yüzeylerini yüksek sıcaklıkta nitrojenle 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.

Soru numarası 48.

Amonyak, özellikleri, elde etme yöntemleri. Ulusal ekonomide amonyak kullanımı. Amonyum hidroksit. Amonyum tuzları, özellikleri ve uygulamaları. Azotun amonyum formuna sahip azotlu gübreler. Amonyum iyonuna kalitatif reaksiyon.

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

Kimyasal özellikler.

Asitlerle etkileşim:

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

Oksijen ile etkileşim:

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H2O

Bakır geri kazanımı:

3CuO + 2NH3 \u003d 3Cu + N2 + 3H2O

Fiş.

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

N2 + 3H2 \u003d 2NH3

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 anyonundan 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 sergilerler, yani. alkaliler, asitler ve diğer tuzların çözeltileriyle etkileşime girer:

NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + H20 + NH3

2NH4Cl + H2S04 \u003d (NH4)2S04 + 2HCl

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

Başvuru. Amonyum nitrat (amonyum nitrat) NH4NO3, azotlu bir gübre olarak ve patlayıcıların - amonitlerin - üretiminde kullanılır;

Amonyum sülfat (NH4)2SO4 - ucuz bir nitrojen gübresi olarak;

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

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

Amonyum (amonyak) gübreleri amonyum iyonu şeklinde nitrojen içerirler ve toprak üzerinde asitleştirici bir etkiye sahiptirler, bu da özellikle kireçsiz, verimsiz topraklarda düzenli uygulama ile özelliklerinde bozulmaya ve daha düşük gübre verimliliğine yol açar. Ancak bu gübrelerin avantajları da vardır: amonyum, toprak parçacıkları tarafından sabitlendiği ve mikroorganizmalar tarafından emildiği için yıkanmaya çok daha az maruz kalır ve ek olarak, toprakta onunla birlikte nitrifikasyon süreci meydana gelir, 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 çözeltilerle etkileşimleridir. Bu reaksiyon, amonyum tuzları (amonyum iyonu) tarafından salınan amonyak kokusu veya ıslak kırmızı turnusol kağıdının mavi lekelenmesi ile tespit edilir:

NH4 + + OH - = NH3 + H20