Nitrógeno - elemento del segundo período del grupo V A del sistema periódico, número ordinal 7. La fórmula electrónica del átomo [2 He] 2s 2 2p 3, los estados de oxidación característicos son 0, -3, +3 y +5, con menor frecuencia +2 y +4 y otro estado N v se considera relativamente estable.

Escala de oxidación de nitrógeno:
+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.

El nitrógeno tiene una alta electronegatividad (3,07), la tercera después de F y O. Muestra propiedades típicas no metálicas (ácidas), mientras forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, así como el catión amonio NH 4 y sus sales.

En naturaleza - decimoséptimo por elemento de abundancia química (noveno entre los no metales). Un elemento vital para todos los organismos.

norte 2

Sustancia simple. Consiste en moléculas no polares con un enlace ˚σππ N≡N muy estable, esto explica la inercia química del elemento en condiciones normales.

Un gas incoloro, insípido e inodoro que se condensa en un líquido incoloro (a diferencia del O 2).

El componente principal del aire es 78,09% en volumen, 75,52% en masa. El nitrógeno se evapora del aire líquido antes que el oxígeno. Es ligeramente soluble en agua (15,4 ml / 1 l de H 2 O a 20 ° C), la solubilidad del nitrógeno es menor que la del oxígeno.

A temperatura ambiente, el N 2 reacciona con el flúor y, en muy pequeña medida, con el oxígeno:

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

La reacción reversible para la producción de amoniaco se produce a una temperatura de 200 ,C, bajo presión hasta 350 atm y siempre en presencia de un catalizador (Fe, F 2 O 3, FeO, en el laboratorio de Pt).

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 92 kJ

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el aumento en el rendimiento de amoníaco debería ocurrir al aumentar la presión y disminuir la temperatura. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es muy baja, por lo que el proceso se realiza a 450-500 ˚C, alcanzando un rendimiento de amoniaco del 15%. El N 2 y el H 2 que no han reaccionado se devuelven al reactor y, por lo tanto, aumentan la velocidad de reacción.

El nitrógeno es químicamente pasivo frente a ácidos y álcalis y no favorece la combustión.

Recepcióna industria - destilación fraccionada de aire líquido o eliminación de oxígeno del aire por medios químicos, por ejemplo, mediante la reacción 2C (coque) + O 2 \u003d 2CO cuando se calienta. En estos casos se obtiene nitrógeno, que contiene también impurezas de gases nobles (principalmente argón).

En el laboratorio, se pueden obtener pequeñas cantidades de nitrógeno químicamente puro mediante la reacción de contaminación con calentamiento moderado:

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) \u003d N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Se utiliza para la síntesis de amoniaco. Ácido nítrico y otros productos nitrogenados como medio inerte para procesos químicos y metalúrgicos y almacenamiento de sustancias inflamables.

NUEVA HAMPSHIRE 3

Compuesto binario, el estado de oxidación del nitrógeno es - 3. Gas incoloro con un olor característico acre. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: N (H) 3] (hibridación sp 3). La presencia de un par donante de electrones en la molécula de NH 3 en nitrógeno en el orbital híbrido sp 3 determina la reacción característica de adición de un catión de hidrógeno, con la formación de un catión amonio NH 4. Se licua bajo exceso de presión a temperatura ambiente. En estado líquido, está asociado por enlaces de hidrógeno. Térmicamente inestable. Disolveremos bien en agua (más de 700 l / 1 l H 2 O a 20˚C); la proporción en una solución saturada es 34% en peso y 99% en volumen, pH \u003d 11,8.

Muy reactivo, propenso a reacciones de adición. Se quema en oxígeno, reacciona con ácidos. Presenta propiedades reductoras (por N -3) y oxidantes (por H +1). Secado solo con óxido de calcio.

Reacciones cualitativas -la formación de "humo" blanco en contacto con HCl gaseoso, ennegrecimiento de un trozo de papel humedecido con una solución de Hg 2 (NO3) 2.

Producto intermedio en la síntesis de HNO 3 y sales de amonio. Se utiliza en la producción de refrescos, fertilizantes nitrogenados, tintes, explosivos; El amoníaco líquido es un refrigerante. Venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "humo" blanco
4NH 3 + 3O 2 (aire) \u003d 2N 2 + 6 H 2 O (combustión)
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt / Rh)
2 NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (temperatura ambiente, presión)
Recepción. A laboratorios- desplazamiento del amoníaco de las sales de amonio cuando se calienta con cal sodada: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
O hervir una solución acuosa de amoniaco y luego secar el gas.
En la industria el amoniaco se obtiene a partir de nitrógeno con hidrógeno. Producido por la industria ya sea en forma licuada o en forma de una solución acuosa concentrada bajo el nombre técnico agua amoniacal.

Hidrato de amoniacoNUEVA HAMPSHIRE 3 * H 2 O. Compuesto intermolecular. Blanco, en la red cristalina: moléculas de NH 3 y H 2 O unidas por un enlace de hidrógeno débil. Presente en solución acuosa de amoniaco, base débil (productos de disociación - catión NH 4 y anión OH). El catión amonio tiene una estructura tetraédrica regular (hibridación sp 3). Es térmicamente inestable, se descompone completamente cuando la solución se hierve. Neutralizado con ácidos fuertes. Muestra propiedades reductoras (debido al N -3) en una solución concentrada. Entra en la reacción de intercambio iónico y complejación.

Reacción cualitativa- la formación de "humo" blanco en contacto con HCl gaseoso. Se utiliza para crear un medio ligeramente alcalino en solución, durante la precipitación de hidróxidos anfóteros.
Una solución de amoníaco 1 M contiene principalmente hidrato de NH 3 * H 2 O y solo 0,4% de iones NH 4 OH (debido a la disociación del hidrato); así, el "hidróxido de amonio NH 4 OH" iónico prácticamente no está contenido en la solución, no existe tal compuesto en el hidrato sólido.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
NH 3 H 2 O (conc.) \u003d NH 3 + H 2 O (hirviendo con NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (diluido) \u003d NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2 (p) \u003d N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 \u003d N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag 2 O \u003d 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (conc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (conc.) + NiCl 2 \u003d Cl 2 + 6H 2 O
La solución de amoníaco diluido (3-10%) a menudo se llama amoníaco (el nombre fue inventado por alquimistas), y la solución concentrada (18,5 - 25%) es una solución de amoniaco (producida por la industria).

Oxido de nitrógeno

Monóxido de nitrógenoNO

Óxido formador de sal. Gas incoloro. Un radical, contiene un enlace σπ covalente (N꞊O), en el estado sólido es un dímero de N 2 O 2 con un enlace N-N. Extremadamente estable térmicamente. Sensible al oxígeno del aire (se vuelve marrón). Es ligeramente soluble en agua y no reacciona con ella. Químicamente pasivo frente a ácidos y álcalis. Reacciona con metales y no metales cuando se calienta. mezcla altamente reactiva de NO y NO 2 ("gases nitrosos"). Intermedio en la síntesis de ácido nítrico.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
2NO + O 2 (gas) \u003d \u200b\u200b2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafito) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (rojo) \u003d 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reacciones a mezclas de NO y NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (diluido) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Recepción a industria: oxidación de amoniaco con oxígeno en un catalizador, en laboratorios - interacción del ácido nítrico diluido con agentes reductores:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
o reducción de nitratos:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioxido de nitrogenoNO 2

Óxido ácido, convencionalmente corresponde a dos ácidos: HNO 2 y HNO 3 (no hay ácido para el N 4). Gas pardo, monómero NO 2 a temperatura ambiente, en frío un dímero líquido incoloro N 2 O 4 (tetróxido de dinitrógeno). Reacciona completamente con agua, álcalis. Agente oxidante muy fuerte, corrosivo para los metales. Se utiliza para la síntesis de ácido nítrico y nitratos anhidros, como oxidante para combustible de cohetes, purificador de aceite a partir de azufre y catalizador para la oxidación de compuestos orgánicos. Venenoso.
Ecuación de las reacciones más importantes:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (En el frío)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diluido) \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 \u003d 2NH 3 + 4 H 2 O (cat.Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) \u003d NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K \u003d KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Recepción: a industria - oxidación de NO con oxígeno atmosférico, en laboratorios - interacción del ácido nítrico concentrado con agentes reductores:
6HNO 3 (concentrado, horizontal) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (concentrado, horizontal) + P (rojo) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., Caliente) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

Óxido de dinitrógenonorte 2 O

Un gas incoloro con un olor agradable ("gas de la risa"), N꞊N꞊O, el estado de oxidación formal del nitrógeno es +1, poco soluble en agua. Apoya la combustión de grafito y magnesio:

2N 2 O + C \u003d CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg \u003d N 2 + MgO (500˚C)
Recibido por descomposición térmica del nitrato de amonio:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
utilizado en medicina como anestésico.

Trióxido de dinitrógenonorte 2 O 3

A bajas temperaturas - líquido azul, ON꞊NO 2, estado formal de oxidación de nitrógeno +3. A 20 ˚C, se descompone en un 90% en una mezcla de NO incoloro y NO 2 marrón ("gases nitrosos", humo industrial - "cola de zorro"). N 2 O 3 - óxido ácido, en el frío con agua forma HNO 2, cuando se calienta reacciona de manera diferente:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Con álcalis da sales de HNO 2, por ejemplo NaNO 2.
Obtenido por interacción de NO con O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) o con NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
con fuerte enfriamiento. Los "gases nitrosos" y ambientalmente peligrosos, actúan como catalizadores de la destrucción de la capa de ozono de la atmósfera.

Pentóxido de dinitrógeno norte 2 O 5

Incoloro, sólido, O 2 N - O - NO 2, el estado de oxidación del nitrógeno es +5. A temperatura ambiente, se descompone en NO 2 y O 2 en 10 horas. Reacciona con agua y álcalis como óxido ácido:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Recibido por deshidratación de ácido nítrico fumante:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
u oxidación de NO 2 con ozono a -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitrito y nitrato

Nitrito de potasioKNO 2 ... Blanco, higroscópico. Se funde sin descomponerse. Resistente al aire seco. Disolvamos muy bien en agua (formando una solución incolora), hidrolizada por anión. Agente oxidante y reductor típico en ambiente ácido, reacciona muy lentamente en ambiente alcalino. Entra en reacciones de intercambio iónico. Reacciones cualitativas sobre ion NO 2 - decoloración de una solución violeta de MnO 4 y aparición de un precipitado negro al agregar iones I. Se utiliza en la producción de colorantes, como reactivo analítico de aminoácidos y yoduros, un componente de reactivos fotográficos.
ecuación de las reacciones más importantes:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dilución) + O 2 (gas) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 \u003d KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (phiol.) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bc.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (sat.) + NH 4 + (sat.) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) \u003d 2NO + I 2 (negro) ↓ \u003d 2H 2 O
NO 2 - (dilución) + Ag + \u003d AgNO 2 (amarillo claro) ↓
Recepción aindustria - recuperación de nitrato de potasio en los procesos:
KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (esponja) + H 2 O \u003d KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2 + CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat potasio KNO 3
Nombre técnico potasa, o indiosal , salitre.Blanco, se funde sin descomponerse con el calentamiento adicional. Se descompone. Resistente al aire. Disolvamos bien en agua (con alta endo-efecto, \u003d -36 kJ), sin hidrólisis. Agente oxidante fuerte durante la fusión (debido a la liberación de oxígeno atómico). En solución, se reduce solo con hidrógeno atómico (en medio ácido a KNO 2, en medio alcalino a NH 3). Se utiliza en la producción de vidrio como conservante de alimentos, componente de mezclas pirotécnicas y fertilizantes minerales.

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

KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCl diluido) \u003d KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, KOH conc.) \u003d 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 (grafito) + S \u003d N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustión)

KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 \u003d K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Recepción: en la industria
4KOH (caliente) + 4NO 2 + O 2 \u003d 4KNO 3 + 2H 2 O

y en el laboratorio:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

El elemento químico nitrógeno forma solo una sustancia simple. Esta sustancia es gaseosa y está formada por moléculas diatómicas, es decir tiene la fórmula N 2. A pesar de que el elemento químico nitrógeno tiene una alta electronegatividad, el nitrógeno molecular N 2 es una sustancia extremadamente inerte. Este hecho se debe al hecho de que se produce un triple enlace (NN) extremadamente fuerte en la molécula de nitrógeno. Por esta razón, casi todas las reacciones con nitrógeno proceden solo a temperaturas elevadas.

Interacción del nitrógeno con los metales.

La única sustancia que reacciona con el nitrógeno en condiciones normales es el litio:

Un dato interesante es que con el resto de metales activos, es decir alcalino y alcalinotérreo, el nitrógeno reacciona solo cuando se calienta:

La interacción del nitrógeno con metales de actividad media y baja (excepto Pt y Au) también es posible, sin embargo, requiere temperaturas incomparablemente más altas.

Los nitruros de metales activos se hidrolizan fácilmente con agua:

Y también con soluciones ácidas, por ejemplo:

Interacción del nitrógeno con los no metales.

El nitrógeno reacciona con el hidrógeno cuando se calienta en presencia de catalizadores. La reacción es reversible, por tanto, para incrementar el rendimiento de amoniaco en la industria, el proceso se realiza a alta presión:

Como agente reductor, el nitrógeno reacciona con el flúor y el oxígeno. La reacción con el flúor se produce bajo la acción de una descarga eléctrica:

Con oxígeno, la reacción transcurre bajo la acción de una descarga eléctrica o a una temperatura superior a 2000 ° C y es reversible:

De los no metales, el nitrógeno no reacciona con los halógenos y el azufre.

Interacción del nitrógeno con sustancias complejas

Propiedades químicas del fósforo

Hay varias modificaciones alotrópicas del fósforo, en particular fósforo blanco, fósforo rojo y fósforo negro.

El fósforo blanco está formado por moléculas tetraatómicas de P 4 y no es una modificación estable del fósforo. Venenoso. A temperatura ambiente, es suave y parecido a la cera que se corta fácilmente con un cuchillo. Se oxida lentamente en el aire y, debido a las peculiaridades del mecanismo de dicha oxidación, brilla en la oscuridad (fenómeno de quimioluminiscencia). Incluso con un calentamiento bajo, es posible la combustión espontánea de fósforo blanco.

De todas las modificaciones alotrópicas, el fósforo blanco es el más activo.

El fósforo rojo consta de moléculas largas de composición variable P n. Algunas fuentes indican que tiene una estructura atómica, pero es más correcto considerar su estructura como molecular. Debido a las características estructurales, es una sustancia menos activa en comparación con el fósforo blanco, en particular, a diferencia del fósforo blanco en el aire, se oxida mucho más lentamente y requiere ignición para su ignición.

El fósforo negro consta de cadenas continuas P n y tiene una estructura en capas similar a la estructura del grafito, por lo que se ve así. Esta modificación alotrópica tiene una estructura atómica. La más estable de todas las modificaciones de fósforo alotrópico, la más químicamente pasiva. Por esta razón, las propiedades químicas del fósforo que se analizan a continuación deben atribuirse principalmente al fósforo blanco y rojo.

Interacción del fósforo con los no metales.

La reactividad del fósforo es mayor que la del nitrógeno. Entonces, el fósforo es capaz de arder después de la ignición en condiciones normales, formando un óxido ácido Р 2 O 5:

y con falta de oxígeno, óxido de fósforo (III):

La reacción con halógenos también es intensa. Así, durante la cloración y bromación del fósforo, dependiendo de las proporciones de los reactivos, se forman trihaluros o penthaluros de fósforo:

Debido a las propiedades oxidantes significativamente más débiles del yodo en comparación con otros halógenos, es posible que el fósforo se oxide con yodo solo hasta el estado de oxidación +3:

A diferencia del nitrógeno el fósforo no reacciona con el hidrógeno.

Interacción del fósforo con metales

El fósforo reacciona cuando se calienta con metales activos y metales de actividad media para formar fosfuros:

Los fosfuros de metales activos, como los nitruros, son hidrolizados por agua:

Y también con soluciones acuosas de ácidos no oxidantes:

Interacción del fósforo con sustancias complejas

El fósforo se oxida mediante ácidos oxidantes, en particular, ácidos nítrico y sulfúrico concentrados:

Debe tener en cuenta que el fósforo blanco reacciona con soluciones acuosas de álcalis. Sin embargo, debido a la especificidad, aún no se ha requerido la capacidad de escribir las ecuaciones de tales interacciones en el USO en química.

Sin embargo, para aquellos que reclaman 100 puntos, para su propia tranquilidad, pueden recordar las siguientes características de la interacción del fósforo con soluciones alcalinas en el frío y cuando se calienta.

En el frío, la interacción del fósforo blanco con las soluciones alcalinas avanza lentamente. La reacción se acompaña de la formación de un gas con olor a pescado podrido: fosfina y un compuesto con un raro estado de oxidación de fósforo +1:

Cuando el fósforo blanco interactúa con una solución alcalina concentrada, se libera hidrógeno durante la ebullición y se forma fosfito:

Compuestos con no metales

Se conocen todos los haluros de nitrógeno NГ3. El trifluoruro NF 3 se obtiene mediante la interacción del flúor con el amoniaco:

3F 2 + 4NH 3 \u003d 3 NH 4 F + NF 3

El trifluoruro de nitrógeno es un gas tóxico incoloro, cuyas moléculas tienen una estructura piramidal. En la base de la pirámide hay átomos de flúor dislocados y la parte superior está ocupada por un átomo de nitrógeno con un par de electrones solitarios. NF 3 es muy resistente a diversos productos químicos y al calentamiento.

El resto de los trihaluros de nitrógeno son endotérmicos y, por tanto, inestables y reactivos. El NCl 3 se forma al pasar cloro gaseoso a una solución fuerte de cloruro de amonio:

3Cl 2 + NH 4 Cl \u003d 4HCl + NCl 3

El tricloruro de nitrógeno es un líquido altamente volátil (t bala \u003d 71 ° C) con un olor acre. Un ligero calentamiento o choque va acompañado de una explosión con la liberación de una gran cantidad de calor. En este caso, el NCl 3 se descompone en elementos. Los trihaluros NBr 3 y NI 3 son incluso menos estables.

Los derivados del nitrógeno con calcogenes son muy inestables debido a su fuerte endotermicidad. Todos ellos están mal estudiados, explotan cuando se calientan y golpean.

Compuestos con metales

Los nitruros de sal se obtienen por síntesis directa a partir de metales y nitrógeno. Los nitruros salinos se descomponen con agua y ácidos diluidos:

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

Ca 3 N 2 + 8HCl \u003d 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Ambas reacciones demuestran la naturaleza básica de los nitruros metálicos activos.

Los nitruros de tipo metálico se obtienen calentando metales bajo nitrógeno o amoniaco. Como materiales de partida, se pueden utilizar óxidos, haluros e hidruros de metales de transición:

2Ta + N2 \u003d 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 \u003d 2MnN + 3H 2 O

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

Aplicación de nitrógeno y compuestos que contienen nitrógeno.

El área de aplicación de nitrógeno es muy grande: la producción de fertilizantes, explosivos, amoníaco, que se usa en medicina. Los fertilizantes que contienen nitrógeno son los más valiosos. Dichos fertilizantes incluyen nitrato de amonio, urea, amoníaco, nitrato de sodio. El nitrógeno es una parte integral de las moléculas de proteínas, por lo que las plantas lo necesitan para su crecimiento y desarrollo normales. Un compuesto tan importante de nitrógeno con hidrógeno, como el amoníaco, se utiliza en las plantas de refrigeración, el amoníaco, que circula por un sistema cerrado de tuberías, durante su evaporación absorbe una gran cantidad de calor. El nitrato de potasa se usa para la producción de pólvora negra y la pólvora se usa en rifles de caza, para la prospección de minerales que se encuentran bajo tierra. El polvo negro se obtiene a partir de piroxilina, un éster de celulosa y ácido nítrico. Los explosivos orgánicos a base de nitrógeno se utilizan para la construcción de túneles en las montañas (TNT, nitroglicerina).