Azot - element 2. okresu grupy V A układu okresowego, numer porządkowy 7. Formuła elektronowa atomu [2 He] 2s 2 2p 3, charakterystyczne stany utlenienia to 0, -3, +3 i +5, rzadziej +2 i +4 oraz inny stan N v jest uważany za względnie stabilny.

Skala utleniania 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 (kwaśne), tworząc różne kwasy, sole i związki binarne zawierające tlen, a także kation amonowy NH 4 i jego sole.

W naturze - siedemnasty według pierwiastka chemicznego (dziewiąty wśród niemetali). Istotny element dla wszystkich organizmów.

N 2

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

Bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu gaz, który skrapla się w bezbarwną ciecz (w przeciwieństwie do O 2).

Główny składnik powietrza stanowi 78,09% objętości i 75,52% masy. Azot wyparowuje z ciekłego powietrza wcześniej niż tlen. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (15,4 ml / 1 l H 2 O w temperaturze 20 ˚C), rozpuszczalność azotu jest mniejsza niż tlenu.

W temperaturze pokojowej N 2 reaguje z fluorem i w bardzo małym stopniu z tlenem:

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

Odwracalna reakcja produkcji amoniaku zachodzi 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 Chateliera wzrost uzysku amoniaku powinien następować wraz ze wzrostem ciśnienia i spadkiem temperatury. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest bardzo niska, dlatego proces prowadzony jest w 450-500 ˚C, osiągając 15% wydajność amoniaku. Nieprzereagowany N2 i H2 są zawracane do reaktora, zwiększając w ten sposób szybkość reakcji.

Azot jest chemicznie bierny wobec kwasów i zasad i nie wspomaga spalania.

Otrzymywaniew przemysł - destylacja frakcjonowana ciekłego powietrza lub usuwanie tlenu z powietrza metodami chemicznymi, na przykład w reakcji 2C (koks) + O 2 \u003d 2CO po podgrzaniu. W takich przypadkach uzyskuje się azot, zawierający również zanieczyszczenia z gazów szlachetnych (głównie argonu).

W laboratorium małe ilości chemicznie czystego azotu można uzyskać w wyniku reakcji zanieczyszczenia przy umiarkowanym ogrzewaniu:

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)

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

NH 3

Związek dwuskładnikowy, stopień utlenienia azotu wynosi - 3. Bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu. Cząsteczka ma strukturę niekompletnego czworościanu [: N (H) 3] (hybrydyzacja sp 3). Obecność pary elektronów donora w cząsteczce NH 3 w azocie w orbicie sp 3 -hybrydowym determinuje charakterystyczną reakcję dodawania kationu wodorowego z utworzeniem kationu amon NH 4. Skrapla się pod nadciśnieniem w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym wiąże się z wiązaniami wodorowymi. Nietrwałe termicznie. Rozpuśćmy dobrze w wodzie (ponad 700 l / 1 l H 2 O w temp. 20˚C); udział w roztworze nasyconym wynosi 34% wagowo i 99% objętościowo, pH \u003d 11,8.

Silnie reaktywny, skłonny do reakcji addycji. Spala się w tlenie, reaguje z kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N -3) i utleniające (ze względu na H +1). Suszone tylko tlenkiem wapnia.

Reakcje jakościowe -tworzenie się 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. Wykorzystywany jest do produkcji sody, nawozów azotowych, barwników, materiałów wybuchowych; ciekły amoniak jest czynnikiem chłodniczym. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:

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) biały „dymny”
4NH 3 + 3O 2 (powietrze) \u003d 2N 2 + 6 H 2 O (spalanie)
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6 H 2 O (800˚C, kat.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 pokojowa, ciśnienie)
Otrzymywanie. W laboratoria- wypieranie 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 otrzymuje się z azotu z wodorem. Produkowany przez przemysł w postaci skroplonej lub w postaci stężonego roztworu wodnego pod nazwą techniczną woda amoniakalna.

Wodzian amoniakuNH 3 * H. 2 O. Związek międzycząsteczkowy. Biały, w sieci krystalicznej znajdują się cząsteczki NH 3 i H 2 O związane słabym wiązaniem wodorowym. Występuje w wodnym roztworze amoniaku, słaba zasada (produkty dysocjacji - kation NH4 i anion OH). Kation amonowy ma regularną strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp3). Jest niestabilny termicznie, całkowicie rozkłada się, gdy roztwór jest gotowany. Zneutralizowane mocnymi kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N-3) w stężonym roztworze. Wchodzi w reakcję wymiany jonowej i kompleksowania.

Jakościowa reakcja- 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 NH 3 * H 2 O i tylko 0,4% jonów NH 4 OH (z powodu dysocjacji hydratu); tak więc jonowy „wodorotlenek amonu NH 4 OH” praktycznie nie jest zawarty w roztworze, nie ma takiego związku w stałym hydracie.
Równania najważniejszych reakcji:
NH 3 H 2 O (stęż.) \u003d NH 3 + H 2 O (wrzący z NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (rozcieńcz.) \u003d NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + CrCl 3 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + 3Br 2 (p) \u003d N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + 2KMnO 4 \u003d N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + Ag 2 O \u003d 2OH + 3 H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + NiCl 2 \u003d Cl 2 + 6 H 2 O
Często nazywa się rozcieńczonym roztworem amoniaku (3-10%) amoniak (nazwa została wymyślona przez alchemików), a stężony roztwór (18,5 - 25%) to roztwór amoniaku (produkowany przemysłowo).

Tlenki azotu

Podtlenek azotuNIE

Tlenek tworzący sól. Bezbarwny gaz. Rodnik zawiera kowalencyjne wiązanie σπ (N꞊O), w stanie stałym jest dimerem N 2 O 2 z wiązaniem N-N. Wyjątkowo stabilny termicznie. Wrażliwy na tlen atmosferyczny (brązowieje). Jest słabo rozpuszczalny w wodzie i nie reaguje z nią. Chemicznie bierny wobec kwasów i zasad. Reaguje z metalami i niemetalami po podgrzaniu. wysoce reaktywna mieszanina NO i NO 2 („gazy azotowe”). Półprodukt w syntezie kwasu azotowego.
Równania najważniejszych reakcji:
2NO + O 2 (gaz) \u003d 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (czerwony) \u003d 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 + NO 2 + H 2 O \u003d 2 HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2 KOH (rozcieńcz.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Otrzymywanie w przemysł: utlenianie amoniaku tlenem na katalizatorze, w laboratoria - oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego z czynnikami redukującymi:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NIE + 4 H 2 O
lub redukcja azotanów:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NIE + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dwutlenek azotuNIE 2

Tlenek kwaśny, tradycyjnie odpowiada dwóm kwasom - HNO 2 i HNO 3 (dla N 4 nie ma kwasu). Gaz brunatny, monomer NO 2 w temperaturze pokojowej, w zimnej cieczy bezbarwny dimer N 2 О 4 (czterotlenek diazotu). Całkowicie reaguje z wodą, zasadami. Bardzo silny środek utleniający, powodujący korozję metali. Służy 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 2 HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (Na zimno)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3 HNO 3 + NO
2NO 2 + 2 NaOH (rozcieńcz.) \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 (kat.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)
NIE 2 + K \u003d KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Otrzymywanie: w przemysł - utlenianie NO tlenem atmosferycznym, w laboratoria - oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z czynnikami redukującymi:
6HNO 3 (stęż., Poziomo) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (stęż., Poziomo) + P (czerwony) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (stęż., Gorący) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

Tlenek azotuN 2 O

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

2N 2 O + C \u003d CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg \u003d N 2 + MgO (500˚C)
Otrzymane w wyniku termicznego rozkładu azotanu amonu:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
stosowany w medycynie jako środek znieczulający.

Trójtlenek azotuN 2 O 3

W niskich temperaturach, niebieska ciecz, ON꞊NO 2, formalny stopień utlenienia azotu +3. W temperaturze 20 ˚C rozkłada się w 90% na mieszaninę bezbarwnego NO i brązowego NO 2 („gazy nitrozowe”, dym przemysłowy - „ogon lisa”). N 2 O 3 to kwaśny tlenek, na zimno z wodą tworzy HNO 2, po podgrzaniu reaguje inaczej:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Wraz z alkaliami daje sole HNO 2, na przykład NaNO 2.
Uzyskany w wyniku interakcji 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 jako katalizatory niszczenia warstwy ozonowej atmosfery.

Pentatlenek diazotu N 2 O 5

Bezbarwny, stały, O 2 N - O - NO 2, stopień utlenienia azotu +5. W temperaturze pokojowej rozkłada się na NO 2 i O 2 w ciągu 10 godzin. Reaguje z wodą i zasadami jako kwaśny tlenek:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HNO 3
N 2 O 5 + 2 NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Otrzymane 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 ... Biała, higroskopijna. Topi się bez rozkładu. Odporny na suche powietrze. Rozpuśćmy się bardzo dobrze w wodzie (tworząc bezbarwny roztwór) zhydrolizowanej przez anion. Typowy środek utleniający i redukujący w środowisku kwaśnym, reaguje bardzo wolno w środowisku zasadowym. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Jakościowe reakcje na jonie NO 2 - odbarwienie fioletowego roztworu MnO 4 i pojawienie się czarnego osadu po dodaniu jonów I. Wykorzystywany jest do produkcji barwników, jako odczynnik analityczny do aminokwasów i jodków, składnik odczynników fotograficznych.
równanie najważniejszych reakcji:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (stęż.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (rozrzed.) + O 2 (gaz) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 \u003d KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fiol.) \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 2O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) \u003d 2NO + I 2 (czarny) ↓ \u003d 2H 2 O
NO 2 - (ekspandowany) + Ag + \u003d AgNO 2 (jasnożółty) ↓
Otrzymywanie wprzemysł - odzysk azotanu potasu w procesach:
KNO 3 + Pb \u003d KNO 2 + PbO (350-400˚C)
KNO 3 (stęż.) + Pb (gąbka) + 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 potas KNO 3
Nazwa techniczna potaż, lub indyjskisól saletra.Biały, topi się bez rozkładu po dalszym ogrzewaniu rozkłada się. Odporny na działanie powietrza. Rozpuśćmy się dobrze w wodzie (z wysokim endo-efekt, \u003d -36 kJ), brak hydrolizy. Silny utleniacz podczas stapiania (ze względu na wydzielanie tlenu atomowego). W roztworze jest redukowany tylko atomowym wodorem (w środowisku kwaśnym do KNO 2, w środowisku zasadowym do NH 3). Wykorzystywany jest w produkcji szkła jako środek konserwujący do żywności, składnik mieszanek pirotechnicznych oraz nawozów mineralnych.

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

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, stęż. KOH) \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 (grafit) + S \u003d N 2 + 3CO 2 + K 2 S (spalanie)

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

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

Otrzymywanie: w przemyśle
4KOH (gorący) + 4NO 2 + O 2 \u003d 4KNO 3 + 2H 2 O

aw laboratorium:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

Bycie w naturze.

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

Otrzymywanie.

W technologii azot pozyskiwany jest z ciekłego powietrza. Jak wiesz, powietrze to mieszanina gazów, głównie azotu i tlenu. Suche powietrze przy powierzchni Ziemi zawiera (w ułamkach objętościowych): azot 78,09%, tlen 20,95%, gazy szlachetne 0,93%, tlenek węgla (IV) 0,03%, a także sporadyczne zanieczyszczenia -, kurz, mikroorganizmy , siarkowodór, tlenek siarki (IV), itp. Aby otrzymać azot, powietrze jest przekształcane w stan ciekły, a następnie azot jest oddzielany od mniej lotnego tlenu przez odparowanie (temperatura wrzenia -195,8 ° C, tlen -183 ° C). Tak otrzymany azot zawiera domieszki gazów szlachetnych (głównie argonu). Czysty azot można uzyskać w warunkach laboratoryjnych poprzez rozkład azotynu amonu po podgrzaniu:

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

Właściwości fizyczne.Azot to bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku gaz, lżejszy od powietrza. Rozpuszczalność w wodzie jest mniejsza niż w przypadku tlenu: w temperaturze 20 ° 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.

Azot naturalny składa się z dwóch stabilnych izotopów o liczbie masowej 14 (99,64%) i 15 (0,36%).

Właściwości chemiczne.

W temperaturze pokojowej azot wiąże się bezpośrednio tylko z litem:

6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N

Reaguje z innymi metalami tylko 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 + 3 H 2 \u003d 2 NH 3

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

Podanie. Azot jest używany w dużych ilościach do uzyskania amoniaku. Jest szeroko stosowany do tworzenia obojętnego środowiska - wypełniania żarówek elektrycznych i wolnej przestrzeni w termometrach rtęciowych podczas pompowania cieczy łatwopalnych. Służy do azotowania powierzchni wyrobów stalowych tj. nasycić ich powierzchnię azotem w wysokiej temperaturze. W efekcie w warstwie wierzchniej powstają 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 jest częścią substancji białkowych. Związki azotu są wykorzystywane przy produkcji nawozów mineralnych, materiałów wybuchowych oraz w wielu gałęziach przemysłu.

Pytanie numer 48.

Amoniak, jego właściwości, metody produkcji. Wykorzystanie amoniaku w gospodarce narodowej. Wodorotlenek amonu. Sole amonu, ich właściwości i zastosowania. Nawozy azotowe z azotem amonowym. Jakościowa reakcja na jon amonowy.

Amoniak -bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu, prawie dwukrotnie lżejszym od powietrza. Wraz ze wzrostem ciśnienia lub ochłodzeniem łatwo przechodzi w stan bezbarwnej cieczy. Amoniak jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Nazywa się roztwór amoniaku w wodzie woda amoniakalnalub amoniak. Po ugotowaniu rozpuszczony amoniak ulatnia się 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 2O

Odzysk miedzi:

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

Otrzymywanie.

2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N 2 + 3 H 2 \u003d 2 NH 3

Podanie.

Ciekły amoniak i jego roztwory wodne są używane jako płynny nawóz.

Wodorotlenek amonu (wodorotlenek amonu) - NH 4 O

Sole amonowe i ich właściwości. Sole amonowe składają się z kationu amonowego i anionu kwasowego. Pod względem struktury są podobne do odpowiednich soli pojedynczo naładowanych jonów metali. Sole amonowe otrzymuje się w wyniku oddziaływania amoniaku lub jego wodnych roztworów z kwasami. Na przykład:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

Pokazują ogólne właściwości soli, tj. współdziałać z roztworami zasad, kwasów i innych soli:

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O + NH 3

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

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + 2 NH 4 Cl

Podanie. 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 przy produkcji wyrobów cukierniczych mącznych jako chemiczny proszek do pieczenia, przy barwieniu tkanin, przy produkcji witamin, w medycynie;

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

Nawozy amonowe (amoniak) zawierają azot w postaci jonu amonowego i działają zakwaszająco na glebę, co prowadzi do pogorszenia jej właściwości i obniżenia wydajności nawozów, zwłaszcza przy regularnym stosowaniu na glebach niepowlekanych, marginalnych. Ale te nawozy mają też swoje zalety: amoniak jest znacznie mniej podatny na wymywanie, ponieważ jest wiązany przez cząsteczki gleby i wchłaniany przez mikroorganizmy, a ponadto w glebie zachodzi z nim proces nitrofizacji, tj. przemiana mikroorganizmów w azotany. Spośród nawozów amonowych chlorek amonu jest najmniej odpowiedni do upraw warzyw, ponieważ zawiera dość dużo chloru.

Jakościowa reakcja na jon amonowy.

Bardzo ważną właściwością soli amonowych jest ich oddziaływanie z roztworami alkalicznymi. Reakcję tę wykrywają sole amonowe (jon amonowy) po zapachu uwolnionego amoniaku lub pojawieniu się niebieskiego zabarwienia mokrego czerwonego papierka lakmusowego:

NH 4 + + OH - \u003d NH 3 + H 2 O

"

Pierwiastek chemiczny azot tworzy tylko jedną prostą substancję. Substancja ta jest gazowa i tworzona przez cząsteczki dwuatomowe, 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 przebiegają tylko w podwyższonych temperaturach.

Oddziaływanie azotu z metalami

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

Ciekawostką jest fakt, że z resztą aktywnych metali, tj. alkalicznych i ziem alkalicznych, azot reaguje tylko po podgrzaniu:

Możliwa jest również interakcja azotu z metalami o średniej i niskiej aktywności (poza Pt i Au), jednak wymaga to nieporównywalnie wyższych temperatur.

Azotki metali aktywnych są łatwo hydrolizowane wodą:

A także z roztworami kwaśnymi, na przykład:

Interakcja azotu z niemetalami

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

Jako środek redukujący azot reaguje z fluorem i tlenem. Reakcja z fluorem zachodzi pod wpływem wyładowania elektrycznego:

W przypadku tlenu reakcja przebiega pod wpływem wyładowania elektrycznego lub w temperaturze powyżej 2000 ° C i jest odwracalna:

Spośród niemetali azot nie reaguje z halogenami i siarką.

Interakcja azotu z substancjami złożonymi

Właściwości chemiczne fosforu

Istnieje kilka alotropowych modyfikacji fosforu, w szczególności fosforu białego, czerwonego i czarnego.

Biały fosfor jest tworzony przez tetraatomowe cząsteczki P 4 i nie jest stabilną modyfikacją fosforu. Trujący. W temperaturze pokojowej jest miękki i podobny do wosku, który można łatwo przeciąć nożem. Powoli utlenia się w powietrzu, a ze względu na specyfikę mechanizmu takiego utleniania świeci w ciemności (zjawisko chemiluminescencji). Nawet przy niskim nagrzewaniu możliwe jest samorzutne spalanie białego fosforu.

Ze wszystkich alotropowych modyfikacji najbardziej aktywny jest biały fosfor.

Fosfor czerwony składa się z długich cząsteczek o zmiennym składzie Pn. Niektóre źródła podają, że ma strukturę atomową, ale bardziej poprawne jest uznanie jego struktury za molekularną. Ze względu na cechy strukturalne jest substancją mniej aktywną w porównaniu z fosforem białym, w szczególności w przeciwieństwie do fosforu białego w powietrzu utlenia się znacznie wolniej i wymaga zapłonu do swojego zapłonu.

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

Interakcja fosforu z niemetalami

Reaktywność fosforu jest wyższa niż azotu. Zatem fosfor jest zdolny do spalania po zapłonie w normalnych warunkach, tworząc kwaśny tlenek Р 2 O 5:

oraz przy braku tlenu, tlenku fosforu (III):

Reakcja z halogenami jest również intensywna. Tak więc podczas chlorowania i bromowania fosforu, w zależności od proporcji odczynników, powstają trihalogenki lub penthalogenki fosforu:

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

W przeciwieństwie do azotu fosfor nie reaguje z wodorem.

Interakcja fosforu z metalami

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

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

A także z wodnymi roztworami nieutleniających kwasów:

Interakcja fosforu z substancjami złożonymi

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

Należy pamiętać, że biały fosfor reaguje z wodnymi roztworami zasad. Jednak ze względu na specyfikę umiejętność zapisywania równań takich oddziaływań na Ujednoliconym Egzaminie Państwowym z Chemii nie była jeszcze wymagana.

Niemniej jednak, dla tych, którzy zdobędą 100 punktów, dla własnego spokoju, możesz zapamiętać następujące cechy interakcji fosforu z roztworami alkalicznymi w zimnie i po podgrzaniu.

Na zimno interakcja 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 gotowania uwalnia się wodór i powstaje fosforyn:

Związki z niemetalami

Znane są wszystkie halogenki azotu NГ 3. Trifluorek NF 3 jest otrzymywany w wyniku interakcji fluoru z amoniakiem:

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

Trifluorek azotu to bezbarwny toksyczny gaz, którego cząsteczki mają strukturę piramidalną. U podstawy piramidy znajdują się przemieszczone atomy fluoru, a na szczycie znajduje się atom azotu z samotną parą elektronów. NF 3 jest bardzo odporny na różne chemikalia i ogrzewanie.

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

3Cl2 + NH4Cl \u003d 4HCl + NCl3

Trójchlorek azotu jest bardzo lotną (t beli \u003d 71 ° C) cieczą o ostrym zapachu. Nieznacznemu nagrzaniu lub wstrząsowi towarzyszy eksplozja z uwolnieniem dużej ilości ciepła. W tym przypadku NCl 3 rozkłada się na elementy. Trihalogenki NBr 3 i NI 3 są jeszcze mniej stabilne.

Pochodne azotu z chalkogenami są bardzo niestabilne ze względu na ich silną endotermiczność. Wszystkie z nich są słabo zbadane; wybuchają po podgrzaniu i uderzeniu.

Związki z metalami

Azotki soli uzyskuje się w drodze bezpośredniej syntezy z metali i azotu. Azotki solne rozkładają się pod wpływem wody i rozcieńczonych kwasów:

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

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

Obie reakcje potwierdzają podstawowy charakter aktywnych azotków metali.

Azotki podobne do metali uzyskuje się przez ogrzewanie metali w atmosferze azotu lub amoniaku. Jako materiały wyjściowe można stosować tlenki, halogenki i wodorki metali przejściowych:

2Ta + N 2 \u003d 2TaN; Мn 2 О 3 + 2NH 3 \u003d 2МnN + 3Н 2 О

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

Zastosowanie azotu i związków zawierających azot

Obszar zastosowań azotu jest bardzo duży - produkcja nawozów sztucznych, materiałów wybuchowych, amoniaku, który znajduje zastosowanie w medycynie. Najcenniejsze są nawozy zawierające azot. Takie nawozy obejmują azotan amonu, mocznik, amoniak, azotan sodu. Azot jest integralną częścią cząsteczek białek, dlatego rośliny potrzebują go do prawidłowego wzrostu i rozwoju. Tak ważny związek azotu z wodorem, jak amoniak, wykorzystywany jest w instalacjach chłodniczych, amoniak, krążąc w zamkniętym układzie rur, podczas jego odparowania pobiera dużą ilość ciepła. Azotan potasu jest używany do produkcji prochu czarnego, a proch strzelniczy w karabinach myśliwskich do poszukiwania minerałów rud znajdujących się pod ziemią. Czarny proszek otrzymywany jest z piroksyliny, estru celulozy i kwasu azotowego. Organiczne materiały wybuchowe na bazie azotu są używane do drążenia tuneli w górach (trotyl, nitrogliceryna).