Azotun en yüksek oksidasyon durumu. Azot ve bileşikleri

Elektronegatiflik, atomların diğer özellikleri gibi kimyasal elementler, periyodik olarak elemanın sıra sayısında bir artışla değişir:

Yukarıdaki grafik, elementin sıra sayısına bağlı olarak, ana alt grupların elementlerinin elektronegatifliklerindeki değişim sıklığını göstermektedir.

Periyodik tablonun alt grubunda aşağı doğru hareket ederken, kimyasal elementlerin elektronegatifliği azalır, periyot boyunca sağa doğru hareket ederken artar.

Elektronegatiflik, elementlerin metalik olmama durumunu yansıtır: elektronegatiflik değeri ne kadar yüksek olursa, elementin metalik olmayan özellikleri de o kadar fazla olur.

Paslanma durumu

Bir bileşikteki bir elementin oksidasyon durumu nasıl hesaplanır?

1) Basit maddelerdeki kimyasal elementlerin oksidasyon durumu her zaman sıfırdır.

2) İçinde gösterilen unsurlar var karmaşık maddeler ah sabit oksidasyon durumu:

3) Bileşiklerin büyük çoğunluğunda sabit bir oksidasyon durumu gösteren kimyasal elementler vardır. Bu unsurlar şunları içerir:

4) Bir moleküldeki tüm atomların yükseltgenme durumlarının cebirsel toplamı her zaman sıfırdır. Bir iyondaki tüm atomların oksidasyon durumlarının cebirsel toplamı, iyonun yüküne eşittir.

5) En yüksek (maksimum) oksidasyon durumu grup numarasına eşittir. Bu kuralın kapsamına girmeyen istisnalar, grup I'in ikincil alt grubunun öğeleri, grup VIII'in ikincil alt grubunun öğelerinin yanı sıra oksijen ve flordur.

Grup numarası en yüksek oksidasyon durumuna uymayan kimyasal elementler (hafızaya alınmalıdır)

6) Metallerin en düşük oksidasyon durumu her zaman sıfırdır ve metal olmayanların en düşük oksidasyon durumu aşağıdaki formülle hesaplanır:

metal olmayan bir maddenin en düşük oksidasyon durumu = grup numarası - 8

Yukarıda sunulan kurallara dayanarak, herhangi bir maddede kimyasal bir elementin oksidasyon durumunu belirleyebilirsiniz.

Çeşitli bileşiklerdeki elementlerin oksidasyon durumlarını bulma

örnek 1

Sülfürik asitteki tüm elementlerin oksidasyon durumlarını belirleyin.

Çözüm:

Sülfürik asit formülünü yazalım:

Hidrojenin tüm kompleks maddelerdeki oksidasyon durumu +1'dir (metal hidritler hariç).

Tüm karmaşık maddelerde oksijenin oksidasyon durumu -2'dir (peroksitler ve oksijen florür OF 2 hariç). Bilinen oksidasyon durumlarını düzenleyelim:

Kükürtün oksidasyon durumunu şu şekilde gösterelim: x:

Herhangi bir maddenin molekülü gibi sülfürik asit molekülü de genellikle elektriksel olarak nötrdür, çünkü bir moleküldeki tüm atomların oksidasyon durumlarının toplamı sıfırdır. Bu şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Onlar. aşağıdaki denklemi elde ettik:

Çözelim:

Böylece, sülfürik asit içindeki kükürtün oksidasyon durumu +6'dır.

Örnek 2

Amonyum dikromattaki tüm elementlerin oksidasyon durumunu belirleyin.

Çözüm:

Amonyum dikromat formülünü yazalım:

Önceki durumda olduğu gibi, hidrojen ve oksijenin oksidasyon durumlarını düzenleyebiliriz:

Bununla birlikte, aynı anda iki kimyasal element için oksidasyon durumlarının bilinmediğini görüyoruz - azot ve krom. Bu nedenle, önceki örnekte olduğu gibi oksidasyon durumlarını bulamıyoruz (iki değişkenli bir denklemin benzersiz bir çözümü yoktur).

Belirtilen maddenin tuz sınıfına ait olmasına ve buna göre iyonik bir yapıya sahip olmasına dikkat edelim. O zaman haklı olarak NH 4 + katyonlarının amonyum dikromatın bir parçası olduğunu söyleyebiliriz (bu katyonun yükü çözünürlük tablosunda bulunabilir). Bu nedenle, amonyum dikromat formül biriminde iki pozitif tek yüklü NH4 + katyonu bulunduğundan, madde bir bütün olarak elektriksel olarak nötr olduğundan dikromat iyonunun yükü -2'dir. Onlar. madde NH 4 + katyonları ve Cr 2 O 7 2- anyonlarından oluşur.

Hidrojen ve oksijenin oksidasyon durumlarını biliyoruz. İyondaki tüm elementlerin atomlarının oksidasyon durumlarının toplamının yüke eşit olduğunu bilmek ve azot ve kromun oksidasyon durumlarını şu şekilde ifade etmek x ve y buna göre şunları yazabiliriz:

Onlar. iki bağımsız denklem elde ederiz:

Hangisini çözersek buluruz x ve y:

Böylece, amonyum dikromatta nitrojenin oksidasyon durumları -3, hidrojen +1, krom +6 ve oksijen -2'dir.

Organik maddelerdeki elementlerin oksidasyon durumunun nasıl belirleneceğini okuyabilirsiniz.

değerlik

Atomların değeri, Romen rakamlarıyla gösterilir: I, II, III, vb.

Bir atomun değeri, miktarına bağlıdır:

1) eşleşmemiş elektronlar

2) değerlik seviyelerinin orbitallerinde yalnız elektron çiftleri

3) değerlik seviyesinin boş elektron orbitalleri

Hidrojen atomunun değerlik yetenekleri

Hidrojen atomunun elektron grafiği formülünü gösterelim:

Üç faktörün değerlik yeteneklerini etkileyebileceği söylendi - eşleştirilmemiş elektronların varlığı, dış seviyede yalnız elektron çiftlerinin varlığı ve dış seviyede boş (boş) orbitallerin varlığı. Dış (ve yalnızca) enerji düzeyinde eşleşmemiş bir elektron görüyoruz. Buna dayanarak, hidrojen tam olarak I'e eşit bir değere sahip olabilir. Bununla birlikte, ilk enerji seviyesinde sadece bir alt seviye vardır - s, onlar. dış seviyedeki hidrojen atomunun yalnız elektron çiftleri veya boş yörüngeleri yoktur.

Bu nedenle, bir hidrojen atomunun sergileyebileceği tek değerlik I'dir.

Karbon atomunun değerlik yetenekleri

Düşünmek elektronik yapı karbon atomu. Temel durumda, dış seviyesinin elektronik konfigürasyonu aşağıdaki gibidir:

Onlar. uyarılmamış bir karbon atomunun dış enerji seviyesinde temel durumda 2 eşleşmemiş elektron vardır. Bu durumda, II'ye eşit bir değerlik sergileyebilir. Bununla birlikte, karbon atomu, kendisine enerji verildiğinde çok kolay bir şekilde uyarılmış bir duruma geçer ve bu durumda dış tabakanın elektronik konfigürasyonu şu şekli alır:

Bir karbon atomunun uyarılması sürecinde belirli bir miktarda enerji harcanmasına rağmen, atık, dört kovalent bağın oluşumu ile telafi edilmekten daha fazladır. Bu nedenle değerlik IV, karbon atomunun çok daha karakteristik özelliğidir. Yani, örneğin, değerlik IV karbon moleküllerde bulunur karbon dioksit, karbonik asit ve kesinlikle tüm organik maddeler.

Eşlenmemiş elektronlara ve yalnız elektron çiftlerine ek olarak, değerlik olasılıkları, değerlik seviyesindeki boş () orbitallerin varlığından da etkilenir. Dolu seviyede bu tür orbitallerin varlığı, atomun bir elektron çiftinin alıcısı olarak hareket edebilmesine, yani. verici-alıcı mekanizma ile ek kovalent bağlar oluşturmak için. Yani, örneğin, beklentilerin aksine, molekülde karbonmonoksit CO bağı ikili değil üçlüdür, bu aşağıdaki resimde açıkça gösterilmiştir:

Azot atomunun değeri

Azot atomunun dış enerji seviyesinin elektronik grafik formülünü yazalım:

Yukarıdaki çizimden görülebileceği gibi, normal durumunda nitrojen atomunun 3 eşleşmemiş elektronu vardır ve bu nedenle, III'e eşit bir değerlik sergileme kabiliyetini varsaymak mantıklıdır. Aslında, amonyak (NH 3), nitröz asit (HNO 2), nitrojen triklorür (NCl 3) vb. moleküllerinde üç değerlik gözlenir.

Yukarıda, bir kimyasal elementin atomunun değerliliğinin sadece eşleşmemiş elektron sayısına değil, aynı zamanda yalnız elektron çiftlerinin varlığına da bağlı olduğu söylenmiştir. Bunun nedeni, bir kovalent kimyasal bağın yalnızca iki atom birbirine bir elektron sağladığında değil, aynı zamanda yalnız bir elektron çifti olan bir atom - donör () onu boş bir başka atoma sağladığında da oluşabilmesidir ( ) yörünge değerlik seviyesi (alıcı). Onlar. nitrojen atomu için, verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulan ek kovalent bağ nedeniyle IV değerlik de mümkündür. Örneğin, bir amonyum katyonu oluşumu sırasında biri donör-alıcı mekanizma tarafından oluşturulan dört kovalent bağ gözlenir:

Kovalent bağlardan birinin donör-alıcı mekanizma ile oluşmasına rağmen, hepsi iletişim N-H amonyum katyonunda kesinlikle aynıdır ve birbirinden farklı değildir.

Azot atomu, V'ye eşit bir değerlik gösteremez. Bunun nedeni, iki elektronun, birinin enerji düzeyine en yakın olan serbest yörüngeye geçişi ile zayıfladığı bir nitrojen atomu için uyarılmış bir duruma geçişin imkansız olmasıdır. nitrojen atomu yoktur NS-alt seviye ve 3s-yörüngesine geçiş enerjisel olarak o kadar pahalıdır ki, enerji maliyetleri yeni bağların oluşumuyla karşılanmaz. Birçoğu şu soruyu sorabilir, örneğin nitrik asit HNO3 veya nitrik oksit N2O5 moleküllerinde nitrojenin değeri nedir? İşin tuhafı, aşağıdaki yapısal formüllerden görülebilen IV değeri de vardır:

Çizimdeki noktalı çizgi, sözde delokalize π -bağlantı. Bu nedenle NO'nun terminal bağları "bir buçuk" olarak adlandırılabilir. Benzer bir buçuk bağ, ozon O3, benzen C6H6, vb. molekülünde de bulunur.

Fosfor değerlik yetenekleri

Fosfor atomunun dış enerji seviyesinin elektronik grafik formülünü temsil edelim:

Gördüğümüz gibi, temel durumdaki fosfor atomunun dış tabakasının yapısı ve azot atomu aynıdır ve bu nedenle fosfor atomunun yanı sıra azot atomu için de olası değerlerin eşit olmasını beklemek mantıklıdır. uygulamada gözlemlendiği gibi I, II, III ve IV'e.

Ancak azottan farklı olarak fosfor atomunun da NS- 5 boş yörüngeli alt seviye.

Bu bağlamda, elektronları buharlaştırarak uyarılmış bir duruma geçme yeteneğine sahiptir 3 s-orbitaller:

Böylece, fosfor atomu için nitrojen için erişilemeyen V değerliliği mümkündür. Örneğin, bir fosfor atomu, fosforik asit, fosfor (V) halojenürler, fosfor (V) oksit, vb. Gibi bileşiklerin moleküllerinde beş değerine sahiptir.

Oksijen atomu değeri

Oksijen atomunun dış enerji seviyesi için elektronik-grafik formül aşağıdaki gibidir:

2. seviyede iki eşleşmemiş elektron görüyoruz ve bu nedenle oksijen için değerlik II mümkündür. Oksijen atomunun bu değerliğinin hemen hemen tüm bileşiklerde gözlendiğine dikkat edilmelidir. Yukarıda, karbon atomunun değerlik yetenekleri düşünüldüğünde, bir karbon monoksit molekülünün oluşumunu ele aldık. CO molekülündeki bağ üçlüdür, bu nedenle oksijen orada üç değerlidir (oksijen bir elektron çiftinin donörüdür).

Oksijen atomunun harici bir seviyesi olmadığı için NS-alt seviye, elektron buharı s ve P- orbitaller imkansızdır, bu nedenle oksijen atomunun değerlik yetenekleri, alt grubunun diğer elementleri, örneğin kükürt ile karşılaştırıldığında sınırlıdır.

Kükürt atomunun değerlik yetenekleri

Harici enerji seviyesi uyarılmamış bir durumda kükürt atomu:

Oksijen atomu gibi kükürt atomunun da normalde iki eşleşmemiş elektronu vardır, bu nedenle kükürt için iki değerlikliğin mümkün olduğu sonucuna varabiliriz. Gerçekten de, kükürt, örneğin hidrojen sülfür molekülü H2S'de II değerine sahiptir.

Gördüğümüz gibi, dış seviyedeki kükürt atomu ortaya çıkıyor. NS-boş yörüngeli alt seviye. Bu nedenle, kükürt atomu, uyarılmış durumlara geçiş nedeniyle oksijenin aksine değerlik yeteneklerini genişletebilir. Yani, yalnız elektron çifti 3'ü buharlaştırırken P-alt seviye kükürt atomu, aşağıdaki formun dış seviyesinin elektronik bir konfigürasyonunu elde eder:

Bu durumda, kükürt atomunun 4 eşleşmemiş elektronu vardır, bu bize IV'e eşit kükürt atomları tarafından değerlik tezahürünün olasılığını anlatır. Gerçekten de, kükürt, SO 2, SF 4, SOCl 2, vb. Moleküllerinde IV değerine sahiptir.

3'te bulunan ikinci yalnız elektron çifti s- alt seviye, harici enerji seviyesi konfigürasyonu alır:

Bu durumda, değerlik VI'nın tezahürü mümkün hale gelir. VI-değerlikli kükürtlü bileşiklerin örnekleri, SO3, H2S04, S02Cl2, vb.'dir.

Benzer şekilde, diğer kimyasal elementlerin değerlik yeteneklerini de düşünebilirsiniz.

Oksijen nitrojen bileşikleri. Oksijen bileşiklerinde azot, +1 ila +5 arasında bir oksidasyon durumu sergiler.

oksijen bileşiklerinde nitrojen, +1 ila +5 arasında bir oksidasyon durumu sergiler.

N20; NUMARA; N203; NO2; N204; N2O5

Oksit N20 ve NO tuz oluşturmaz, geri kalanı tuz oluşturur.

Nitrik oksit (I) ve nitrik oksit (II) renksiz gazlardır, nitrik oksit (III) mavi bir sıvıdır, (IV) kahverengi gazdır, (V) şeffaf renksiz kristallerdir.

N 2 O hariç hepsi son derece zehirlidir. Nitröz oksit N 2 O, genellikle gülme gazı olarak adlandırılan çok özel bir fizyolojik etkiye sahiptir. Nitröz oksidin etkisini özel seanslar düzenlemek için bu gazı kullanan İngiliz kimyager Humphrey Davy şöyle tanımlıyor: "Bazı beyler masaların ve sandalyelerin üzerine atladılar, diğerleri dillerini çözdüler ve yine diğerleri aşırı derecede kavga etme eğilimi gösterdiler. " N 2 O'nun solunması kayıplara neden olur Ağrı ve bu nedenle tıpta anestezik olarak kullanılır.

MBC bir molekülde önerir N2O N + ve N - iyonlarının varlığı

sp hibridizasyonu

sp-hibridizasyonu nedeniyle, N + iyonu 2σ bağı verir: biri N - ve diğeri oksijen atomlu. Bu bağlar birbirine 180º açıyla yönlendirilir ve N 2 O molekülü lineerdir. Molekülün yapısı σ bağlarının yönü ile belirlenir. N+'da kalan iki p-elektronu bir tane daha π-bağı oluşturur: biri N - iyonu ve diğeri bir oksijen atomu ile. Dolayısıyla, N 2 O yapıya sahiptir

: N - = N + = O :

NO2'nin dimerleşme eğilimi, moleküldeki tek sayıda elektronun (paramanyetik) bir sonucudur.

Azot oksitler ciddi çevresel problemlerle ilişkilidir. Atmosferdeki konsantrasyonlarındaki bir artış, nitrik asit oluşumuna ve buna bağlı olarak asit yağmuruna yol açar.

N 2 O 3 su ile etkileşir, kolayca ayrıştığı için sadece seyreltik çözeltilerde bulunan kararsız nitröz asit HNO 2 oluşturur.

2HNO 2 = N 2 O 3 + H 2 O.

HNO2, standart elektrot potansiyellerinin değerleriyle kanıtlandığı gibi, HNO3'ten daha güçlü bir indirgeyici ajan olabilir.

HNO 3 + 2 H + + 2e = HNO 2 + H 2 O E 0 = + 0.93 V

HNO 2 + H + + 1e = NO + H 2 O E 0 = + 1.10 V

HNO 2 + 1e = HAYIR + H + E 0 = + 1.085 V

Tuzları nitrite dayanıklıdır. HNO 2 orta kuvvette bir asittir (K ≈ 5 · 10 –4). Asit ayrışması ile birlikte, NO + ve OH - oluşumu ile ayrışma önemsiz ölçüde gerçekleşir.

Nitritlerde nitrojenin oksidasyon durumu ara (+3)'tür; bu nedenle reaksiyonlarda hem oksitleyici ajan hem de indirgeyici ajan olarak davranabilir, yani. redoks ikiliği vardır.

Güçlü oksitleyiciler NO 2'yi NO 3'e dönüştürür.

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Güçlü indirgeyici ajanlar genellikle HNO2'yi NO'ya indirger.

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

Aynı elementin atomlarının oksidasyon durumunda eşzamanlı bir artış ve azalma olan bir orantısızlık süreci de meydana gelebilir.

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Nitritler toksiktir: Hemoglobini oksijen taşıyamayan methemoglobine dönüştürürler ve gıdalarda nitrozamin R 2 N – NO, kanserojen maddelerin oluşumuna neden olurlar.

En önemli azot bileşiği - HNO 3

Nitrik asit en önemli temel üründür kimyasal endüstri... Patlayıcılar, tıbbi maddeler, boyalar, plastikler, suni elyaflar ve diğer malzemeleri hazırlamak için kullanılır.

HNO 3, havada tüten keskin boğucu bir kokuya sahip renksiz bir sıvıdır. Yıldırım deşarjları sırasında küçük miktarlarda oluşur ve yağmur suyunda bulunur.

N 2 + O 2 → 2NA

2NA + O 2 → 2NA 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

Yüksek konsantrasyonlu HNO 3, ışıkta veya ısıtmada bozunma nedeniyle genellikle kahverengi bir renge sahiptir.

4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2

HNO 3 çok tehlikeli bir maddedir.

HNO 3'ün en önemli kimyasal özelliği, güçlü bir oksitleyici ajan olması ve bu nedenle Au, Pt, Rh, Ir, Ti, Ta, Al, Fe, Co, Ni ve Cr metalleri hariç hemen hemen tüm metallerle etkileşime girmesidir. ”. Asit, metalin konsantrasyonuna ve aktivitesine bağlı olarak aşağıdaki bileşiklere indirgenebilir:

+4 +3 +2 +1 0 -3 -3

NO 2 → HNO 2 → NO → N 2 O → N 2 → NH 3 (NH 4 NO 3)

ve bir nitrik asit tuzu da oluşur.

Kural olarak, nitrik asit metallerle etkileşime girdiğinde hidrojen çıkışı olmaz. HNO3 aktif metallere etki ettiğinde hidrojen üretilebilir. Bununla birlikte, salınma anında atomik hidrojen, güçlü indirgeme özelliklerine sahiptir ve nitrik asit, güçlü bir oksitleyici ajandır. Bu nedenle, hidrojen suya oksitlenir.

Konsantre ve seyreltilmiş HNO 3'ün özellikleri

1) Konsantre HNO 3'ün düşük aktiviteli metaller (Cu, Hg, Ag) üzerindeki etkisi

Cu + 4 HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2) Seyreltik HNO 3'ün düşük aktiviteli metaller üzerindeki etkisi

3Cu + 8 HNO 3 = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

3) Konsantre asidin aktif metaller üzerindeki etkisi

4Ca + 10HNO 3 = 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4) Seyreltik HNO 3'ün aktif metaller üzerindeki etkisi

4Ca + 10 HNO 3 = 4Ca (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

En güçlü asitlerden biri olan tüm asit reaksiyonları karakteristiktir: bazik oksitler, bazlar, amfoterik oksitler, amfoterik hidroksitlerle reaksiyona girer. Belirli bir özellik oksidatif olarak telaffuz edilir. Koşullara bağlı olarak (konsantrasyon, indirgeyici maddenin doğası, sıcaklık), HNO3 1 ila 8 elektron alabilir.

Farklı oksidasyon durumlarına sahip bir dizi N bileşiği:

NH3; N2H4; NH20H; N20; NUMARA; N203; NO2; N2O5

NO 3 - + 2H + + 1e = NO 2 + H 2 O

NO 3 - + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O

2NO 3 - + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O

2NO 3 - + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O

NO 3 - + 10H + + 8e = NH 4 - + 3H 2 O

Ürünlerin oluşumu konsantrasyona bağlıdır, konsantrasyon ne kadar yüksek olursa, o kadar az derinlemesine geri yüklenir. Au, Pt, W hariç tüm metallerle reaksiyona girer. Konsantre HNO 3, pasifleştiği Fe, Cr, Al ile normal koşullar altında etkileşime girmez, ancak çok kuvvetli ısıtıldığında bu metallerle reaksiyona girer.

Çoğu metal olmayan ve kompleks maddeler HNO3 tarafından NO'ya indirgenir (daha az sıklıkla NO2).

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

S + HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O

ZnS + 8HNO 3 k = ZnSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

6HCl + 2HNO3 k = 3Cl 2 + 2NO + 4H2O

HNO3'ün katılımıyla redoks reaksiyonunun kaydı genellikle keyfidir, çünkü nitrojen içeren bileşiklerin bir karışımı oluşturulur ve daha büyük bir miktarda oluşan indirgeme ürünü belirtilir.

Altın ve platin metalleri "aqua regia" içinde çözülür - en güçlü oksitleyici özelliğe sahip 3 hacim konsantre hidroklorik asit ve 1 hacim konsantre nitrik asit karışımı "metallerin kralı" - altını çözer.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

HNO3 güçlü bir monobazik asittir, sadece metaller, oksitler, hidroksitler veya karbonatlar üzerindeki etkisiyle elde edilen orta nitrat tuzları oluşturur. Tüm nitratlar suda yüksek oranda çözünür. Çözümleri küçük oksitleyici özelliklere sahiptir.

Isıtıldığında nitratlar ayrışır; alkali metal nitratlar nitritlere dönüştürülür ve oksijen açığa çıkar.

2KNO3 = 2KNO2 + O2

Diğer ürünlerin bileşimi, metalin REDI içindeki konumuna bağlıdır.

Mg = MeNO 2 + O 2'nin solunda magnezyum için

MeNO 3 = Mg - Cu = MeO + NO 2 + O 2 magnezyumun sağında.

Cu = Me + NO 2 + O 2'nin sağında daha az aktif metaller

gösteren kimyasal elementler vardır. farklı dereceler sırasında oluşmasını mümkün kılan oksidasyon kimyasal reaksiyonlar çok sayıda belirli özelliklere sahip bileşikler. Atomun elektronik yapısını bilerek, hangi maddelerin oluşacağını tahmin edebiliriz.

Azotun oksidasyon durumları -3 ila +5 arasında değişebilir, bu da ona dayalı çeşitli bileşikleri gösterir.

Eleman karakteristiği

Azot, Mendeleev D.I.'nin periyodik sisteminde ikinci dönemde, grup 15'te bulunan kimyasal elementlere aittir. seri numarası 7 ve kısaltılmış harf atama N.B normal koşullar nispeten inert bir element, reaksiyonlar için özel koşullar gereklidir.

Doğada, hacim oranı %75'ten fazla olan, renksiz, iki atomlu bir atmosferik hava gazı şeklinde oluşur. Protein moleküllerinin, nükleik asitlerin ve inorganik kökenli azot içeren maddelerin bileşiminde bulunur.

atom yapısı

Bileşiklerdeki azotun oksidasyon durumunu belirlemek için nükleer yapısını bilmek ve elektron kabuklarını incelemek gerekir.

Doğal element, kütleleri 14 veya 15 olan iki kararlı izotopla temsil edilir. İlk çekirdek 7 nötron ve 7 proton parçacığı içerir ve ikincisi 1 nötron parçacığı daha içerir.

Kararsız çekirdeğe sahip 12-13 ve 16-17 kütleli atomunun yapay çeşitleri vardır.

Atomik nitrojenin elektronik yapısını incelerken, iki elektron kabuğunun (iç ve dış) olduğu görülebilir. 1s orbitalinde bir çift elektron bulunur.

İkinci dış kabukta sadece beş negatif yüklü parçacık vardır: ikisi 2s alt seviyesinde ve üçü 2p yörüngesinde. Değerli enerji seviyesinde serbest hücreler yoktur, bu da elektronik çiftini bölmenin imkansızlığını gösterir. 2p orbitalinin, 3 negatif yüklü parçacığın bağlanmasına izin veren elektronlarla yalnızca yarısı dolu olduğu kabul edilir. Bu durumda, nitrojenin oksidasyon durumu -3'tür.

Yörüngelerin yapısını dikkate alarak, koordinasyon sayısı 4 olan bu elementin maksimum olarak sadece diğer dört atoma bağlı olduğu sonucuna varabiliriz. Üç bağın oluşumu için bir me-ha-niz-m değişimi kullanılır, bir diğeri don-no-ak-zincir şeklinde oluşturulur.

Farklı bileşiklerde azotun oksidasyon durumları

Atomunun ekleyebileceği maksimum negatif parçacık sayısı 3'tür. Bu durumda, oksidasyon durumu, NH3 veya amonyak, NH4 + veya amonyum ve Me3 nitrürleri türündeki bileşiklerde bulunan -3'e eşit olarak kendini gösterir. 2. Son maddeler, azotun metal atomları ile etkileşimi yoluyla sıcaklık yükseldiğinde oluşur.

Bir elementin verebileceği en fazla negatif yüklü parçacık sayısı 5'e eşittir.

İki azot atomu, oksidasyon durumu -2 olan kararlı bileşikler oluşturmak için birbirleriyle birleşebilir. Böyle bir bağ, azidlerde N2H4 veya hidrazinlerde gözlenir. çeşitli metaller veya MeN 3. Azot atomu serbest yörüngelere 2 elektron bağlar.

Belirli bir element yalnızca 1 negatif parçacık aldığında -1 oksidasyon durumu vardır. Örneğin, NH 2 OH veya hidroksilamin içinde negatif yüklüdür.

Elektron parçacıkları dış enerji katmanından alındığında, nitrojenin oksidasyon durumunun olumlu işaretleri vardır. +1 ile +5 arasında değişir.

N 2 O (tek değerli oksit) içindeki azot ve Na 2 N 2 O 2 formülüne sahip sodyum hiponitrit için şarj 1+ mevcuttur.

NO'da (iki değerli oksit), element iki elektron verir ve pozitif (+2) yükler.

Nitrojen 3'ün bir oksidasyon durumu vardır (NaNO2 veya nitrür bileşiğinde ve ayrıca üç değerlikli oksitte). Bu durumda, 3 elektron ayrılır.

+4 yükü, değeri IV veya dimer (N 2 O 4) olan bir oksitte oluşur.

Oksidasyon durumunun (+5) pozitif işareti, N205'te veya beş değerlikli oksitte, nitrik asit ve türevlerinde kendini gösterir.

Azotlu hidrojen bileşikleri

Yukarıdaki iki elemente dayanan doğal maddeler organik hidrokarbonlara benzer. Sadece hidrojen nitrojen, atomik nitrojen miktarındaki artışla stabilitesini kaybeder.

en anlamlısına hidrojen bileşikleri amonyak, hidrazin ve hidrazoik asit moleküllerini içerir. Hidrojenin nitrojen ile etkileşimi ile elde edilirler ve ikinci maddede oksijen de bulunur.

amonyak nedir

Hidrojen nitrür olarak da adlandırılır ve kimyasal formülü 17 kütleli NH3 olarak gösterilir. Normal sıcaklık ve basınç koşullarında amonyak, keskin amonyak kokulu, renksiz bir gaz halindedir. Yoğunluk açısından havadan 2 kat daha az sıklıkta olup, molekülünün polar yapısı nedeniyle sulu bir ortamda kolayca çözünür. Düşük tehlikeli maddeleri ifade eder.

Amonyak, ticari olarak hidrojen ve nitrojen moleküllerinden katalitik sentez yoluyla üretilir. Amonyum tuzlarından ve sodyumdan nitrit elde etmek için laboratuvar yöntemleri vardır.

Amonyak yapısı

Piramidal molekül bir nitrojen ve 3 hidrojen atomu içerir. Birbirlerine göre 107 derecelik bir açıyla bulunurlar. Bir tetrahedral molekülde nitrojen merkezlenir. Üç eşleşmemiş p elektronları her biri 1 s-elektrona sahip olan 3 atomik hidrojen ile kovalent bir yapıya sahip polar bağlarla bağlanır. Bir amonyak molekülü bu şekilde oluşur. Bu durumda, nitrojen -3 oksidasyon durumu sergiler.

Bu element, pozitif yüklü bir hidrojen iyonu ile kovalent bir bağ oluşturan dış seviyede hala yalnız bir elektron çiftine sahiptir. Bir element, negatif yüklü parçacıkların bir vericisidir ve diğeri bir alıcıdır. Amonyum iyonu NH 4+ bu şekilde oluşur.

amonyum nedir

Pozitif yüklü çok atomlu iyonlar veya katyonlar olarak anılır.Amonyum ayrıca amonyum olarak da adlandırılır. kimyasallar molekül şeklinde var olamaz. Amonyak ve hidrojenden oluşur.

Çeşitli negatif anyonların varlığında pozitif yüklü amonyum, I değerlikli metaller gibi davrandığı amonyum tuzları oluşturabilir. Ayrıca, katılımıyla amonyum bileşikleri sentezlenir.

Birçok amonyum tuzu, suda iyi çözünen renksiz kristalli maddeler şeklinde bulunur. NH4 + iyonunun bileşikleri uçucu asitlerden oluşuyorsa, ısıtma koşulları altında gaz halindeki maddelerin salınmasıyla ayrışırlar. Sonraki soğutmaları geri dönüşümlü bir işleme yol açar.

Bu tür tuzların stabilitesi, oluştukları asitlerin gücüne bağlıdır. Kararlı amonyum bileşikleri, güçlü bir asidik kalıntıya karşılık gelir. Örneğin, hidroklorik asitten kararlı amonyum klorür üretilir. 25 dereceye kadar sıcaklıklarda, bu tür tuz, amonyum karbonat hakkında söylenemeyen ayrışmaz. İkinci bileşik, genellikle kabartma tozu yerine hamuru yükseltmek için pişirmede kullanılır.

Şekerlemeciler amonyum karbonatı basitçe amonyum olarak adlandırırlar. Bu tuz, bira mayasının fermantasyonunu iyileştirmek için bira üreticileri tarafından kullanılır.

Amonyum iyonlarının tespiti için kalitatif bir reaksiyon, alkali metal hidroksitlerin bileşikleri üzerindeki etkisidir. NH 4+ varlığında amonyak açığa çıkar.

Amonyumun kimyasal yapısı

İyonunun konfigürasyonu, merkezinde nitrojen olan düzenli bir dörtyüzlüye benzer. Hidrojen atomları şeklin köşelerinde yer almaktadır. Amonyumdaki nitrojenin oksidasyon durumunu hesaplamak için, katyonun toplam yükünün +1 olduğunu ve her hidrojen iyonunun bir elektronu olmadığını ve sadece 4 tane olduğunu hatırlamanız gerekir. Toplam hidrojen potansiyeli +4'tür. Tüm hidrojen iyonlarının yükünü katyon yükünden çıkarırsak: +1 - (+4) = -3 elde ederiz. Bu, nitrojenin -3 oksidasyon durumuna sahip olduğu anlamına gelir. Bu durumda, üç elektron bağlar.

nitrürler nelerdir

Azot, metalik ve metalik olmayan doğadaki daha elektropozitif atomlarla birleşebilir. Sonuç olarak, hidritlere ve karbürlere benzer bileşikler oluşur. Bu tür azot içeren maddelere nitrürler denir. Bileşiklerdeki metal ve azot atomu arasında kovalent, iyonik ve ara bağlar izole edilir. Sınıflandırmalarının altında yatan bu özelliktir.

Kovalent nitrürler, elektronların atomik nitrojenden geçmediği, ancak diğer atomların negatif yüklü parçacıkları ile birlikte ortak bir elektron bulutu oluşturan kimyasal bağdaki bileşikleri içerir.

Bu tür maddelerin örnekleri, amonyak ve hidrazin molekülleri gibi hidrojen nitrürlerin yanı sıra triklorürler, tribromürler ve triflorürleri içeren nitrojen halojenürlerdir. Eşit olarak iki atoma ait olan ortak bir elektron çiftine sahiptirler.

İyonik nitrürler, elektronların bir metal elementten azottaki serbest seviyelere geçişi ile oluşan kimyasal bir bağa sahip bileşikleri içerir. Bu tür maddelerin moleküllerinde polarite gözlenir. Nitrürler 3- nitrojen oksidasyon durumuna sahiptir. Buna göre metalin toplam yükü 3+ olacaktır.

Bu bileşikler, alkali metaller hariç olmak üzere magnezyum, lityum, çinko veya bakır nitrürleri içerir. Yüksek bir erime noktasına sahiptirler.

Ara bağa sahip nitrürler, metal ve nitrojen atomlarının eşit olarak dağıldığı ve elektron bulutunun net bir yer değiştirmesinin olmadığı maddeleri içerir. Bu inert bileşikler arasında demir, molibden, manganez ve tungsten nitrürler bulunur.

Üç Değerli Nitrik Oksit Açıklaması

HNO2 formülüne sahip nitröz asitten elde edilen anhidrit olarak da adlandırılır. Trioksit içindeki azot (3+) ve oksijenin (2-) oksidasyon durumları dikkate alındığında, 2 ila 3 veya N2O3 elementlerinin atomlarının oranı elde edilir.

Anhidritin sıvı ve gaz formları çok kararsız bileşiklerdir, IV ve II değerlikli 2 farklı okside kolayca ayrışırlar.

I)'den (V)'ye kadar ve bunlar biliniyor. Ayrıca bakınız ATOM YAPISI.Moleküler nitrojen. Azot molekülünün iki atomlu olduğu gaz yoğunluğunun tanımlarından tespit edilmiştir, yani. nitrojenin moleküler formülü N'dirє N (veya N 2 ). İki azot atomunun üç dış 2P- her atomun elektronu üçlü bir bağ oluşturur: N ::: N:, elektron çiftleri oluşturur. Ölçülen atomlar arası mesafe N- N, 1.095 Å'ye eşittir ... Hidrojende olduğu gibi (santimetre... HİDROJEN), farklı nükleer spinlere sahip nitrojen molekülleri vardır - simetrik ve antisimetrik. Normal sıcaklıkta simetrik ve antisimetrik formların oranı 2: 1'dir. Katı halde nitrojenin iki modifikasyonu bilinmektedir: a - kübik ve B - geçiş sıcaklığı ile altıgen bir ® b –237,39 ° C. Değişiklik B -209.96'da erir° C ve -195.78'de kaynar° 1 atm'de C ( santimetre... sekme. 1). Mol ayrışma enerjisi (28.016 g veya 6.023) H 10 23 moleküller) moleküler azotun atomlara ( N 2 2N) yaklaşık -225 kcal'a eşittir. Bu nedenle, sessiz bir elektrik deşarjı sırasında atomik nitrojen oluşabilir ve moleküler nitrojenden kimyasal olarak daha aktiftir.Alma ve kullanma. Elementel nitrojen elde etme yöntemi, gerekli saflığa bağlıdır. Azot, amonyak sentezi için büyük miktarlarda elde edilirken, küçük soy gaz karışımlarına izin verilir.Atmosferden azot. Ekonomik olarak, atmosferden azot salınımı, arıtılmış havayı sıvılaştırma yönteminin ucuzluğundan kaynaklanmaktadır (su buharı, CO 2 , toz, diğer yabancı maddeler temizlendi). Bu tür havanın ardışık sıkıştırma, soğutma ve genleşme döngüleri sıvılaşmasına yol açar. Sıvı hava, sıcaklıkta yavaş bir artışla fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur. Önce soy gazlar salınır, sonra azot ve sıvı oksijen kalır. Saflaştırma, çoklu fraksiyonlama işlemleriyle elde edilir. Bu yöntem, esas olarak endüstri ve tarım için çeşitli azot içeren bileşiklerin üretimi için teknolojide bir hammadde olan amonyak sentezi için yılda milyonlarca ton azot üretir. Ek olarak, oksijen varlığının kabul edilemez olduğu durumlarda genellikle saflaştırılmış bir nitrojen atmosferi kullanılır.Laboratuvar yöntemleri. Laboratuvarda az miktarda nitrojen elde edilebilir. Farklı yollar amonyak veya amonyum iyonunu oksitleyerek, örneğin:Amonyum iyonunun nitrit iyonu tarafından oksidasyon süreci çok uygundur:Diğer yöntemler de bilinmektedir - ısıtma üzerine azidlerin ayrışması, amonyağın bakır (II) oksit ile ayrışması, nitritlerin sülfamik asit veya üre ile etkileşimi:Amonyağın yüksek sıcaklıklarda katalitik ayrışması sırasında azot da elde edilebilir: Fiziki ozellikleri. Azotun bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 1.

Tablo 1. AZOTUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Yoğunluk, g / cm3	0.808 (sıvı)
Erime noktası, ° С	–209,96
Kaynama noktası, ° С	–195,8
Kritik sıcaklık, ° С	–147,1
Kritik basınç, atm a	33,5
Kritik yoğunluk, g / cm 3 A	0,311
Özgül ısı, J / (molP K)	14.56 (15°C)
Pauling elektronegatifliği	3
kovalent yarıçap,	0,74
kristal yarıçap,	1.4 (M 3-)
İyonlaşma potansiyeli, V b
ilk	14,54
ikinci	29,60
a Yoğunlukların oluştuğu sıcaklık ve basınçnitrojen sıvı ve gaz hali aynıdır. B 1 mol atomik nitrojen başına ilk dış ve sonraki elektronları çıkarmak için gereken enerji miktarı.

Kimyasal özellikler. Daha önce belirtildiği gibi, normal sıcaklık ve basınç koşulları altında nitrojenin baskın özelliği, eylemsizliği veya düşük kimyasal aktivitesidir. Azotun elektronik yapısı 2 için bir elektron çifti içerir. s-seviye ve üç yarı dolu 2 r-orbitaller, yani bir nitrojen atomu dörtten fazla diğer atomu bağlayamaz, yani. koordinasyon sayısı dörttür. Küçük boyutlu atom, kendisiyle ilişkilendirilebilecek atom veya atom gruplarının sayısını da sınırlar. Bu nedenle, VA alt grubunun diğer üyelerinin birçok bileşiğinin ya nitrojen bileşikleri arasında hiçbir analogu yoktur ya da analog nitrojen bileşikleri kararsızdır. Yani, PCI 5 Kararlı bir bileşiktir ve NCl 5 bulunmuyor. Bir nitrojen atomu, başka bir nitrojen atomuna bağlanarak hidrazin N gibi oldukça kararlı birkaç bileşik oluşturabilir. 2 H 4 ve metal azidler MN 3 ... Bu tür bir bağ, kimyasal elementler için olağandışıdır (karbon ve silikon hariç). NS yüksek sıcaklıklar nitrojen, kısmen iyonik nitrürler oluşturmak için birçok metalle reaksiyona girer M x N y ... Bu bileşiklerde azot negatif yüklüdür. Tablo 2, ilgili bileşiklerin oksidasyon durumlarını ve örneklerini gösterir.

Tablo 2. AZOT OKSİDASYON DERECELERİ VE İLGİLİ BİLEŞİKLER
Paslanma durumu	Bağlantı örnekleri
	Amonyak NH 3, amonyum iyonu NH 4 +, nitrürler M 3 N 2
	Hidrazin N 2 H 4
	Hidroksilamin NH 2 OH
	sodyum hiponitrit Na 2 N 2 O 2, nitrik oksit (I) N 2 O
	Nitrik oksit (II) HAYIR
	Nitrik oksit (III) N 2 O 3, sodyum nitrit NaNO 2
	Nitrik oksit (IV) NO 2, dimer N 2 O 4
	Nitrik oksit (V) N 2 O 5 , Nitrik asit HNO3 ve tuzları (nitratlar)

Nitrürler. Daha elektropozitif elementler, metaller ve metal olmayan - nitrürler - içeren azot bileşikleri, karbürlere ve hidritlere benzer. M - N bağının doğasına bağlı olarak iyonik, kovalent ve ara tipte bir bağa bölünebilirler. Kural olarak, bunlar kristal maddelerdir.İyonik nitrürler. Bu bileşiklerdeki bağ, iyon N oluşumu ile elektronların metalden nitrojene geçişini içerir. 3– ... Bu nitrürler Li içerir 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 ve Cu 3 N 2 ... Lityuma ek olarak, diğer alkali metaller IA, nitrür alt grubunu oluşturmaz. İyonik nitrürler yüksek erime noktalarına sahiptir, su ile reaksiyona girerek NH oluşturur 3 ve metal hidroksitler.Kovalent nitrürler. Azot elektronları, azottan başka bir atoma aktarmadan başka bir elementin elektronlarıyla birlikte bir bağ oluşumuna katıldıklarında, kovalent bağ ile nitrürler oluşur. Hidrojen nitrürler (örneğin amonyak ve hidrazin), nitrojen halojenürler (NF) gibi tamamen kovalenttir. 3 ve NCI3 ). Kovalent nitrürler, örneğin Si'yi içerir. 3 N 4, P 3 N 5 ve BN oldukça kararlı beyaz maddelerdir ve BN'nin iki allotropik modifikasyonu vardır: altıgen ve elmas benzeri. İkincisi ne zaman oluşur yüksek basınçlar ve sıcaklıklar ve elmasınkine yakın bir sertliğe sahiptir.Ara tip bağ içeren nitrürler. NH ile reaksiyona giren geçiş elementleri 3 yüksek sıcaklıklarda azot atomlarının düzenli aralıklarla metal atomları arasında dağıldığı alışılmadık bir bileşik sınıfı oluşturur. Bu bileşiklerde elektronların net bir yer değiştirmesi yoktur. Bu tür nitrürlerin örnekleri Fe'dir. 4 K, B 2 K, Mo 2 K, Mn 3 N 2 ... Bu bileşikler genellikle tamamen inerttir ve iyi elektriksel iletkenliğe sahiptir.Azot hidrojen bileşikleri. Azot ve hidrojen, hidrokarbonlara belli belirsiz benzeyen bileşikler oluşturmak için etkileşime girer. (Ayrıca bakınız ORGANİK KİMYA)... Uzun zincirlerde de kararlı olan hidrokarbonların aksine, zincirdeki azot atomlarının sayısındaki artışla hidrojen azotunun kararlılığı azalır. En önemli hidrojen nitrürler amonyak NH'dir. 3 ve hidrazin N2H4 ... Ayrıca hidrazoik asit HNNN (HN 3). Amonyak NH3. Amonyak, modern ekonominin en önemli sanayi ürünlerinden biridir. 20. yüzyılın sonunda. ABD yaklaşık üretti. Yılda 13 milyon ton amonyak (susuz amonyak cinsinden).Molekül yapısı. NH3 molekülü neredeyse piramidal bir yapıya sahiptir. H – N – H bağ açısı 107'dir° , tetrahedral açıya yakın olan 109° ... Paylaşılmamış bir elektron çifti, bağlı bir gruba eşdeğerdir; sonuç olarak, nitrojenin koordinasyon sayısı 4'tür ve nitrojen, tetrahedronun merkezinde yer alır.Amonyak özellikleri. Amonyağın suya kıyasla bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 3.

Tablo 3. AMONYAK VE SUYUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Mülk
Yoğunluk, g / cm3	0,65 (-10°C)	1.00 (4.0°C)
Erime noktası, ° С	–77,7	0
Kaynama noktası, ° С	–33,35	100
Kritik sıcaklık, ° С	132	374
Kritik basınç, atm	112	218
Buharlaşma entalpisi, J / g	1368 (-33°C)	2264 (100°C)
Erime entalpisi, J / g	351 (-77°C)	334 (0°C)
Spesifik elektrik iletkenliği	5Ch 10 –11 (–33 ° C)	4Ch 10 –8 (18 °C)

Molekül ağırlıklarının yakınlığına ve moleküler yapı benzerliğine rağmen amonyağın kaynama ve erime noktaları suya göre çok daha düşüktür. Bunun nedeni, sudaki moleküller arası bağların amonyaktan nispeten daha yüksek mukavemetidir (böyle bir moleküller arası bağa hidrojen denir).Bir çözücü olarak amonyak. Sıvı amonyağın yüksek dielektrik sabiti ve dipol momenti, onu polar veya iyonik inorganik maddeler için bir çözücü olarak kullanıma uygun hale getirir. Amonyak çözücüsü, su ile etil alkol gibi organik çözücüler arasında bir ara maddedir. Alkali ve toprak alkali metaller amonyakta çözünerek koyu mavi çözeltiler oluşturur. Şemaya göre çözeltide değerlik elektronlarının çözünmesi ve iyonlaşmasının meydana geldiği varsayılabilir.Mavi renk, elektronların çözünmesi ve hareketiyle veya bir sıvıdaki "deliklerin" hareketliliği ile ilişkilidir. Sıvı amonyakta yüksek sodyum konsantrasyonunda, çözelti bronz bir renk alır ve yüksek elektrik iletkenliğine sahiptir. Bağlanmamış alkali metal, amonyak buharlaştırılarak veya sodyum klorür ilave edilerek böyle bir çözeltiden geri kazanılabilir. Amonyak içindeki metal çözeltileri iyi indirgeyici maddelerdir. Sıvı amonyakta otoiyonizasyon meydana gelirsuda gerçekleşen sürece benzer:Her iki sistemin bazı kimyasal özellikleri tabloda karşılaştırılmıştır. 4.

Çözücü olarak sıvı amonyak, bileşenlerin su ile hızlı etkileşimi (örneğin oksidasyon ve indirgeme) nedeniyle suda reaksiyonların gerçekleştirilmesinin imkansız olduğu bazı durumlarda avantajlıdır. Örneğin, sıvı amonyakta kalsiyum, CaCl2 ve K'yi oluşturmak üzere KCl ile reaksiyona girer, çünkü CaCl2 sıvı amonyakta çözünmez ve K çözünürdür ve reaksiyon tamamen ilerler. Suda, Ca'nın su ile hızlı etkileşimi nedeniyle böyle bir reaksiyon imkansızdır.

Amonyak almak. gazlı NH3 güçlü bir bazın etkisi altında amonyum tuzlarından salınır, örneğin NaOH:Yöntem laboratuvar koşullarında uygulanabilir. Küçük amonyak bitkileri de Mg gibi nitrürlerin hidrolizine dayanır. 3 N 2 , Su. Kalsiyum siyanamid CaCN 2 su ile temasında da amonyak oluşturur. Amonyak üretmenin ana endüstriyel yöntemi, yüksek sıcaklık ve basınçlarda atmosferik nitrojen ve hidrojenden katalitik sentezidir:Bu sentez için hidrojen, hidrokarbonların termal parçalanması, su buharının kömür veya demir üzerindeki etkisi, alkollerin su buharı ile ayrışması veya suyun elektrolizi ile elde edilir. Amonyak sentezi için, işlem koşullarında (sıcaklık, basınç, katalizör) farklılık gösteren birçok patent elde edilmiştir. Bir yol var endüstriyel üretim kömürün termal damıtılmasında. F. Gaber ve K. Bosch isimleri, amonyak sentezinin teknolojik gelişimi ile ilişkilidir.

Tablo 4. SULU VE AMONYAK ORTAMLARINDAKİ REAKSİYONLARIN KARŞILAŞTIRILMASI
Su ortamı	Amonyak ortamı
nötralizasyon
OH - + H30 + ® 2H 2 O	NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3
Hidroliz (protoliz)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl -	PCl 5 + 4NH3 PNCl2 + 3NH 4 + + 3Cl -
ikame
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
çözüm (kompleksleşme )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl -	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl -
amfoterisite
Zn 2+ + 2OH - Zn (OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 - Zn (NH 2) 2
Zn (OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn (NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn (OH) 2 + 2OH - Zn (OH) 4 2–	Zn (NH 2) 2 + 2NH 2 - Zn (NH 2) 4 2–

Amonyağın kimyasal özellikleri. Tabloda belirtilen reaksiyonlara ek olarak. 4, amonyak su ile reaksiyona girerek NH bileşiğini oluşturur 3 H H2 Genellikle yanlışlıkla amonyum hidroksit olduğu düşünülen O, NH 4 AH; aslında varoluş NH40H Çözümde kanıtlanmadı. Su çözümü amonyak ("amonyak") esas olarak NH3, H2O ve düşük konsantrasyonlarda NH iyonlarından oluşur 4 + ve OH - ayrışma sırasında oluşanAmonyağın ana karakteri, yalnız bir elektron çifti azotun varlığı ile açıklanır: NH 3. Bu nedenle NH3 En yüksek nükleofilik aktiviteye sahip olan Lewis bazı, bir protonla veya bir hidrojen atomunun çekirdeğiyle bir ilişki şeklinde kendini gösterir mi:Bir elektron çiftini (elektrofilik bileşik) kabul edebilen herhangi bir iyon veya molekül, NH ile etkileşime girecektir. 3 bir koordinasyon bileşiğinin oluşumu ile. Örneğin: Sembol M + iyonu temsil eder Geçiş metali(Periyodik tablonun B-alt grupları, örneğin Cu 2+, Mn 2+ vevesaire.). Herhangi bir protik (yani H içeren) asit, amonyum nitrat NH gibi amonyum tuzları oluşturmak için sulu çözelti içinde amonyak ile reaksiyona girer. 4 HAYIR 3 , amonyum klorür NH 4 Cl, amonyum sülfat (NH 4) 2 SO4 , amonyum fosfat (NH 4) 3 İÇ 4 ... Bu tuzlar yaygın olarak kullanılmaktadır. Tarım toprağa azot vermek için gübre olarak. Amonyum nitrat da ucuz bir patlayıcı olarak kullanılır; ilk olarak fuel oil (dizel yağı) ile kullanılmıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi, doğrudan toprağa verilmek için veya sulama suyuyla birlikte kullanılır. Üre NH2 KON 2 Amonyak ve karbondioksitten sentezlenerek elde edilen, aynı zamanda bir gübredir. Amonyak gazı, amidleri oluşturmak için Na ve K gibi metallerle reaksiyona girer:Amonyak, amidler oluşturmak için hidritler ve nitrürlerle reaksiyona girer:Alkali metal amidler (örn. NaNH 2) N2 ile reaksiyona girer O ısıtıldığında azidler oluşturur: gazlı NH3 Görünüşe göre amonyağın N'ye ayrışmasının bir sonucu olarak oluşan hidrojen nedeniyle, ağır metallerin oksitlerini yüksek sıcaklıklarda metallere indirger. 2 ve H2: NH molekülündeki hidrojen atomları 3 halojen ile değiştirilebilir. İyot, konsantre NH çözeltisi ile reaksiyona girer 3 N içeren maddelerin bir karışımını oluşturan ben 3 ... Bu madde çok kararsızdır ve en ufak bir mekanik darbede patlar. tepkimede NH 3 c Cl2 kloraminler NCl3, NHCl2 ve NH2Cl oluşur. Amonyak, sodyum hipoklorit NaOCl'ye maruz kaldığında (NaOH ve Cl2 ) nihai ürün hidrazindir:Hidrazin. Yukarıdaki reaksiyonlar, bileşim N'nin hidrazin monohidratını hazırlamak için bir yöntemi temsil eder. 2 H 4 H H 2 O. Susuz hidrazin, monohidratın BaO veya diğer dehidrasyon ajanları ile özel bir damıtılmasıyla oluşturulur. Hidrazin özellikleri, hidrojen peroksit H'ye biraz benzemektedir. 2 O 2 ... Saf susuz hidrazin– 113.5'te kaynayan renksiz higroskopik sıvı°C ; suda iyi çözünür, zayıf bir baz oluşturur Asidik bir ortamda (H + ) hidrazin, + X - tipinin çözünür hidrazonyum tuzlarını oluşturur ... Hidrazin ve bazı türevlerinin (örneğin metilhidrazin) oksijenle reaksiyona girme kolaylığı, sıvının bir bileşeni olarak kullanılmasına izin verir. roket yakıtı... Hidrazin ve tüm türevleri oldukça zehirlidir.Azot oksitler. Oksijenli bileşiklerde nitrojen, tüm oksidasyon durumlarını göstererek oksitler oluşturur: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5... Azot peroksitlerin oluşumu hakkında çok az bilgi vardır (NO 3, NO 4). Nitrik oksit (I) N2 O (dinitrojen monoksit), amonyum nitratın termal ayrışmasıyla elde edilir:Molekül doğrusal bir yapıya sahiptir.O oldukça inert oda sıcaklığı, ancak yüksek sıcaklıklarda kolayca oksitlenebilir malzemelerin yanmasını destekleyebilir. n 2 Gülme gazı olarak bilinen O, tıpta hafif anestezi için kullanılır.Nitrik oksit (II) Renksiz bir gaz olan NO, oksijen varlığında amonyağın katalitik termal ayrışmasının ürünlerinden biridir:NO ayrıca nitrik asidin termal bozunması sırasında veya bakırın seyreltik nitrik asit ile reaksiyonu sırasında oluşur:NO, basit maddelerden sentezlenerek elde edilebilir (N 2 ve O2 ) çok yüksek sıcaklıklarda, örneğin bir elektrik boşalmasında. NO molekülünün yapısında eşleşmemiş bir elektron vardır. Böyle bir yapıya sahip bileşikler, elektrik ve manyetik alanlar... Sıvı veya katı halde oksit mavi bir renge sahiptir, çünkü eşleştirilmemiş elektron sıvı halde kısmi birleşmeye ve katı halde zayıf dimerizasyona neden olur: 2NO N2O 2. Nitrik oksit (III) N2O3 (azot trioksit) - nitröz asit anhidrit: N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2. Saf N2O3 mavi bir sıvı olarak elde edilebilir Düşük sıcaklık(–20° C) NO ve NO'nun eş moleküllü bir karışımından 2. N2O3 düşük sıcaklıklarda yalnızca katı halde kararlıdır (en -102.3° C), sıvı ve gaz halinde tekrar NO ve NO'ya ayrışır. 2 . Nitrik oksit (IV) NO 2 (azot dioksit) ayrıca molekülde eşleşmemiş bir elektrona sahiptir ( yukarıyı görmek nitrik oksit (II)). Molekülün yapısında üç elektronlu bir bağ olduğu varsayılır ve molekül bir serbest radikalin özelliklerini sergiler (bir çizgi iki çift elektrona karşılık gelir):oksijen fazlalığında amonyağın katalitik oksidasyonu veya havada NO oksidasyonu ile elde edilir:ve ayrıca reaksiyonlarla:Oda sıcaklığında HAYIR 2 - gazın rengi koyu kahverengidir, eşleşmemiş bir elektronun varlığından dolayı manyetik özelliklere sahiptir. 0'ın altındaki sıcaklıklarda°C NO2 molekülü dinitrojen tetroksite dimerleşir ve -9.3'te° C dimerizasyonu tamamen ilerler: 2NA 2 N 2 O 4 ... Sıvı halde, sadece %1 NO dimerize değildir. 2 ve 100 ° 'de C, %10 N'lik bir dimer olarak kalır 2 O 4. (veya N2O4 ) tepki verir ılık su nitrik asit oluşumu ile: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 teknolojisi bu nedenle endüstriyel açıdan önemli bir ürünün elde edilmesinde bir ara aşama olarak çok önemlidir.– Nitrik asit.Nitrik oksit (V) N2O5 (modası geçmiş... nitrik asit anhidrit) - fosfor oksit P varlığında nitrik asidin dehidrasyonu ile elde edilen beyaz kristal bir madde 4 O 10: N2O5 havadaki nemde kolayca çözülür, yeniden şekillenir HNO 3. N 2 O 5'in Özellikleri denge tarafından belirlenirN2O5 - iyi oksitleyici ajan metaller ve organik bileşiklerle kolayca, bazen şiddetli bir şekilde reaksiyona girer ve temiz durumısıtıldığında patlar. olası yapı... Çözeltinin buharlaşması, varsayılan yapı H – O – N = N – O – H olan beyaz bir patlayıcı üretir. Azotlu asit HNO 2 değil saf halde bulunur, ancak baryum nitrite sülfürik asit eklendiğinde düşük konsantrasyonlu sulu çözeltiler oluşur:NO ve NO'nun eşmolar bir karışımının çözünmesi üzerine de nitröz asit oluşur. 2 (veya N2O3 ) Suda. Nitröz asit, asetik asitten biraz daha güçlüdür. İçindeki azotun oksidasyon durumu +3'tür (yapısı H – O – N = O), onlar. hem bir oksitleyici madde hem de bir indirgeyici madde olabilir. İndirgeyici ajanların etkisi altında, genellikle geri yüklenir. NUMARA ve oksidanlarla etkileşime girdiğinde nitrik aside oksitlenir.

Metaller veya iyodür iyonu gibi bazı maddelerin nitrik asitte çözünme hızı, bir safsızlık olarak bulunan nitröz asit konsantrasyonuna bağlıdır. Nitröz asit tuzları - nitritler - gümüş nitrit hariç suda kolayca çözünür.

NaNO2 boya üretiminde kullanılır.Nitrik asit HNO3 Ana kimya endüstrisinin en önemli inorganik ürünlerinden biridir. Patlayıcılar, gübreler, polimerler ve lifler, boyalar, farmasötikler vb. gibi diğer birçok inorganik ve organik maddenin teknolojilerinde kullanılır. Ayrıca bakınız KİMYASAL ELEMENTLER.EDEBİYAT Azotchik'in El Kitabı... M., 1969
B.V. Nekrasov Genel Kimyanın Temelleri... M., 1973
Azot sabitleme sorunları. İnorganik ve fiziksel kimya... M., 1982

Oksidasyon durumu –3 olan bileşikler.-3 oksidasyon durumundaki azot bileşikleri, amonyak ve metal nitrürlerle temsil edilir.

Amonyak- NH 3, karakteristik keskin kokulu, renksiz bir gazdır. Amonyak molekülü, tepesinde bir nitrojen atomu bulunan bir trigonal piramidin geometrisine sahiptir. atomik yörüngeler nitrojen var sp 3-hibrit durum. Azot-hidrojen bağlarının oluşumunda üç yörünge yer alır ve dördüncü yörünge yalnız bir elektron çifti içerir, molekül piramidal bir şekle sahiptir. Yalnız elektron çiftinin itici etkisi, bağ açısında beklenen 109,5 ° 'den 107,3 ​​° 'ye bir azalmaya yol açar.

-33.4 °C sıcaklıkta amonyak yoğunlaşarak çok yüksek buharlaşma ısısına sahip bir sıvı oluşturarak endüstriyel soğutma tesislerinde soğutucu olarak kullanılmasını sağlar.

Azot atomunda yalnız bir elektron çiftinin varlığı, verici-alıcı mekanizma ile başka bir kovalent bağ oluşturmasını sağlar. Böylece asidik bir ortamda moleküler bir amonyum katyonu - NH4 + oluşumu meydana gelir. Dördüncü kovalent bağın oluşumu, hidrojen atomlarının tek tip itilmesi nedeniyle bağ açılarının (109.5 °) hizalanmasına yol açar.

Sıvı amonyak iyi bir kendi kendine iyonlaşan çözücüdür:

2NH3NH4 + + NH2 -

amid anyonu

Alkali ve toprak alkali metalleri çözerek renkli iletken çözeltiler oluşturur. Bir katalizörün (FeCl 3) varlığında, çözünmüş metal, hidrojen salınımı ve bir amid oluşumu ile amonyak ile reaksiyona girer, örneğin:

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2

sodyum amid

Amonyak suda çok çözünür (20 °C'de, bir hacim suda yaklaşık 700 hacim amonyak çözülür). Sulu çözeltilerde zayıf baz özelliği gösterir.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 · 10 -5

Oksijen atmosferinde amonyak yanarak nitrojen oluşturur; platin katalizörde amonyak nitrik okside oksitlenir (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Bir baz olarak, amonyak asitlerle reaksiyona girerek amonyum katyon tuzları oluşturur, örneğin:

NH3 + HCl = NH4Cl

Amonyum tuzları suda kolayca çözünür ve zayıf hidrolize olur. Kristal halde, termal olarak kararsızdır. Termoliz ürünlerinin bileşimi, tuzu oluşturan asidin özelliklerine bağlıdır:

NH4Cl® NH3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Alkali amonyum tuzları sulu çözeltiler üzerinde hareket ettiğinde, ısıtıldığında amonyak açığa çıkar ve bu da kullanımı mümkün kılar. bu tepki amonyum tuzları için kalitatif bir yöntem ve amonyak üretimi için bir laboratuvar yöntemi olarak.

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

Endüstride amonyak doğrudan sentez yoluyla elde edilir.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Reaksiyon yüksek oranda tersinir olduğundan sentez, yüksek kan basıncı(100 MPa'ya kadar). İşlemi hızlandırmak için işlem, bir katalizör (katkı maddeleri tarafından desteklenen sünger demir) varlığında ve yaklaşık 500 ° C sıcaklıkta gerçekleştirilir.

nitrürler birçok metal ve metal olmayan maddenin azotla reaksiyonu sonucu oluşur. Nitrürlerin özellikleri dönem içinde düzenli olarak değişir. Örneğin, üçüncü periyodun unsurları için:

Grup I ve II'nin s-elementlerinin nitrürleri, amonyak oluşturmak üzere su ile kolayca ayrışan kristal tuz benzeri maddelerdir.

Li 3N + 3H20 = 3LiOH + NH3

Serbest halde halojen nitrürlerden sadece Cl 3 N izole edildi, asidik karakter su ile reaksiyonda kendini gösterir:

Cl 3N + 3H20 = 3HClO + NH3

Farklı doğadaki nitrürlerin etkileşimi, karışık nitrürlerin oluşumuna yol açar:

Li3N + AlN = Li3AlN2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 Gen 3

lityum nitridoalüminat nitridohermanat (IV)

Nitrürler BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4, yüksek erime noktalarına (2000-3000 ° C) sahip katı polimer maddelerdir, yarı iletken veya dielektriklerdir. D-metal nitrürler, metalik özellikler sergileyen, çok sert, ateşe dayanıklı ve kimyasal olarak kararlı, değişken bileşimli (bertholides) kristal bileşiklerdir: metalik parlaklık, elektriksel iletkenlik.

Oksidasyon durumu –2 olan bileşikler. Hidrazin - N2H4, -2 oksidasyon durumundaki en önemli inorganik nitrojen bileşiğidir.

Hidrazin, kaynama noktası 113,5 °C olan, havada dumanlı, renksiz bir sıvıdır. Hidrazin buharları son derece zehirlidir ve hava ile patlayıcı karışımlar oluşturur. Hidrazin, amonyağın sodyum hipoklorit ile oksitlenmesiyle elde edilir:

2N -3 H3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Hidrazin su ile her oranda karışabilir ve çözeltide zayıf iki asitli baz gibi davranarak iki sıra tuz oluşturur.

N2H4 + H20N2H5 + + OH -, Kb = 9.3 x 10 -7;

hidrozonyum katyonu

N2H5 + + H20N2H6 2+ + OH -, Kb = 8.5 × 10 -15;

dihidrosonyum katyonu

N2H4 + HC1 N2H5CI; N2H5Cl + HCl N2H6Cl2

hidrozonyum klorür dihidrosonyum diklorür

Hidrazin en güçlü indirgeyici ajandır:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Simetrik olmayan dimetilhidrazin (heptil), roket yakıtı olarak yaygın olarak kullanılmaktadır.

Oksidasyon durumu -1 olan bileşikler. Hidroksilamin - NH 2 OH - oksidasyon durumundaki ana inorganik azot bileşiği -1.

Hidroksilamin, elektroliz sırasında izolasyon sırasında nitrik asidin hidrojen ile indirgenmesiyle elde edilir:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O

Renksiz kristal bir maddedir (en 33 °C), suda kolayca çözünür, içinde zayıf bir baz özelliği gösterir. Asitler ile hidroksilamonyum tuzları verir - suda çözünür, stabil renksiz maddeler.

NH 2 OH + H 2 O + + OH -, K b = 2 × 10 -8

hidroksilamonyum iyonu

NH 2 OH molekülündeki nitrojen atomu bir ara oksidasyon durumu sergiler (-3 ile +5 arasında), bu nedenle hidroksilamin hem indirgeyici ajan hem de oksitleyici ajan olarak hareket edebilir:

2N -1 H2OH + I2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H20;

indirgen madde

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

oksitleyici ajan

NH 2 OH, ısıtıldığında orantısızlığa uğrayarak kolayca ayrışır:

3N-1 H20H = N02 + N-3H3 + 3H20;

+1 oksidasyon durumuna sahip bileşikler. Nitrik oksit (I) - N 2 O (azot oksit, gülme gazı). Molekülünün yapısı, bu bileşiğin sadece resmi olarak nitrik oksit (I) olarak kabul edilebileceğini gösteren iki değerlik şemasının rezonansı ile iletilebilir, gerçekte nitrojen oksonitrid (V) - ON +5 N -3.

N 2 O, hafif hoş bir kokuya sahip renksiz bir gazdır. Küçük konsantrasyonlarda sınırsız eğlence nöbetlerine neden olur, büyük dozlarda genel anestezik etkiye sahiptir. Tıpta anestezi için nitröz oksit (%80) ve oksijen (%20) karışımı kullanılmıştır.

Laboratuvar koşullarında nitrik oksit (I), amonyum nitratın ayrıştırılmasıyla elde edilebilir. Bu yöntemle elde edilen N 2 O, aşırı derecede toksik olan yüksek nitrojen oksitlerin safsızlıklarını içerir!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Kimyasal özellikler açısından, nitrik oksit (I) tipik bir tuz oluşturmayan oksittir, su, asitler ve alkalilerle reaksiyona girmez. Isıtıldığında oksijen ve nitrojen oluşturmak üzere ayrışır. Bu nedenle, N 2 O oksitleyici bir ajan olarak hareket edebilir, örneğin:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

Oksidasyon durumu +2 olan bileşikler. Nitrik oksit (II) - NO renksiz bir gazdır, aşırı derecede zehirlidir. Havada, daha az toksik olmayan nitrojen oksit (IV) oluşturmak için oksijen tarafından hızla oksitlenir. Endüstride NO, platin katalizör üzerinde amonyağın oksitlenmesi veya havanın bir elektrik arkından (3000-4000 °C) geçirilmesiyle elde edilir.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H20; N 2 + O 2 = 2NA

Nitrik oksit (II) üretmek için laboratuvar yöntemi, bakırın seyreltik nitrik asit ile etkileşimidir.

3Cu + 8HNO 3 (dil.) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Nitrik oksit (II), tuz oluşturmayan bir oksittir, güçlü bir indirgeyici ajandır, oksijen ve halojenlerle kolayca reaksiyona girer.

2NO + O2 = 2NO2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

nitrosil klorür

Aynı zamanda, güçlü indirgeyici maddelerle etkileşime girdiğinde NO, oksitleyici bir maddenin işlevini yerine getirir:

2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4P = 5N 2 + 2P 2 O 5

Oksidasyon durumu +3 olan bileşikler. Nitrik oksit (III) - N 2 O 3 - yoğun sıvı mavi renkli(tc. -100°C). Düşük sıcaklıklarda sadece sıvı ve katı halde kararlıdır. Görünüşe göre iki biçimde var:

Nitrik oksit (III), NO ve NO2 buharlarının ortak yoğuşmasıyla elde edilir. Sıvılarda ve buharlarda ayrışır.

NO 2 + NO N 2 O 3

Tipik asidik oksit özellikleri. Su ile reaksiyona girer, nitröz asit oluşturur, alkalilerle tuz oluşturur - nitritler.

N203 + H20 = 2HNO2; N203 + 2NaOH = 2NaNO2 + H20

Azotlu asit- orta kuvvette asit (Ka = 1 × 10 -4). Saf haliyle izole değildir; çözeltilerde iki totomerik biçimde bulunur (tautomerler dinamik dengede izomerlerdir).

nitrit-form nitro-form

Nitröz asit tuzları stabildir. Nitrit anyonu, belirgin bir redoks ikiliği sergiler. Koşullara bağlı olarak, hem oksitleyici bir ajanın işlevini hem de bir indirgeyici ajanın işlevini yerine getirebilir, örneğin:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

oksitleyici ajan

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

indirgen madde

Nitröz asit ve nitritler orantısız olma eğilimindedir:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

+4 oksidasyon durumuna sahip bileşikler. Nitrik oksit (IV) - NO 2, keskin, hoş olmayan bir kokuya sahip kahverengi bir gazdır. Son derece zehirli! Endüstride NO2, NO'nun oksidasyonu ile üretilir. NO2 üretmek için laboratuvar yöntemi, bakırın konsantre nitrik asit ile etkileşimi ve ayrıca kurşun nitratın termal ayrışmasıdır.

Cu + 4HNO3 (kons.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO2 + 2H20;

2Pb (NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

NO2 molekülünün bir eşleşmemiş elektronu vardır ve kararlı bir serbest radikaldir, bu nedenle nitrik oksit kolayca dimerleşebilir.

Dimerizasyon işlemi tersine çevrilebilir ve sıcaklığa çok duyarlıdır:

paramanyetik, diyamanyetik,

kahverengi renksiz

Azot dioksit, su ile reaksiyona girerek nitrik ve nitröz asit (karışık anhidrit) karışımı oluşturan asidik bir oksittir.

2NO2 + H20 = HNO2 + HNO3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

+5 oksidasyon durumuna sahip bileşikler. Nitrik oksit (V) - N 2 O 5 beyaz kristalli bir maddedir. Nitrik asidin dehidrasyonu veya nitrik oksidin (IV) ozon ile oksidasyonu ile elde edilir:

2HNO3 + P205 = N2O5 + 2HP03; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Kristal haldeyken, N 2 O 5, buharda (sıcaklık 33 ° C) - moleküler - + - tuz benzeri bir yapıya sahiptir.

N 2 O 5 - asidik oksit - nitrik asit anhidrit:

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

Nitrik asit- HNO 3, 84.1 °C kaynama noktasına sahip renksiz bir sıvıdır, ısıtıldığında ve ışığa maruz kaldığında ayrışır.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Azot dioksitin safsızlıkları, konsantre nitrik aside sarı-kahverengi bir renk verir. Nitrik asit su ile her oranda karışır ve en kuvvetli mineral asitlerden biridir, çözeltide tamamen ayrışır.

Nitrik asit molekülünün yapısı aşağıdaki yapısal formüllerle açıklanmaktadır:

HNO3'ün yapısal formülünün yazılmasındaki zorluklar, bu bileşikte +5 oksidasyon durumunu sergileyen azotun ikinci periyodun bir elementi olarak sadece dört kovalent bağ oluşturabilmesi gerçeğinden kaynaklanmaktadır.

Nitrik asit en güçlü oksidanlardan biridir. Geri kazanımının derinliği birçok faktöre bağlıdır: konsantrasyon, sıcaklık, indirgeyici ajan. Genellikle, nitrik asit ile oksidasyon, indirgeme ürünlerinin bir karışımını oluşturur:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Metal olmayan ve aktif olmayan metallerin konsantre nitrik asidi ile oksidasyonun baskın ürünü nitrik oksittir (IV):

I 2 + 10HNO3 (kons) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H20;

Pb + 4HNO 3 (kons) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Konsantre nitrik asit, demir ve alüminyumu pasifleştirir. Alüminyum seyreltik nitrik asitle bile pasifleştirilir. Herhangi bir konsantrasyondaki nitrik asidin altın, platin, tantal, rodyum ve iridyum üzerinde etkisi yoktur. Altın ve platin, 1: 3 oranında konsantre nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımı olan aqua regia'da çözülür.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Aqua regia'nın güçlü oksitleyici etkisi, nitrosil klorürün ayrışması sırasında atomik klor oluşumundan kaynaklanır - nitrik asidin hidrojen klorür ile etkileşiminin ürünü.

HNO3 + 3HCl = Cl2 + NOCl + 2H20;

NOCl = HAYIR + Cl ×

Düşük aktiviteli metaller için etkili bir çözücü, konsantre nitrik ve hidroflorik asitlerin bir karışımıdır.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

Seyreltilmiş nitrik asit, metal olmayanlar ve düşük aktiviteli metallerle etkileşime girdiğinde, esas olarak nitrik okside (II) indirgenir, örneğin:

3P + 5HNO3 (dekomp) + 2H20 = 3H 3P04 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (dekomp) = 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Aktif metaller seyreltik nitrik asidi örneğin N 2 O, N 2 veya NH 4 NO 3'e indirger

4Zn + 10HNO 3 (seyreltilmiş) = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Nitrik asidin büyük kısmı gübre ve patlayıcı üretimi için kullanılır.

Endüstride nitrik asit elde edin, ilk aşamada farklılık gösteren temas veya ark yöntemiyle - nitrik oksit üretimi (II). Ark yöntemi, bir elektrik arkından hava geçirilerek NO üretimine dayanır. Temas yönteminde, platin katalizör üzerinde amonyağın oksijenle oksitlenmesiyle NO üretilir. Ayrıca, nitrik oksit (II), atmosferik oksijen tarafından nitrik oksite (IV) oksitlenir. NO2'nin suda oksijen varlığında çözülmesiyle %60-65 konsantrasyonda nitrik asit elde edilir.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Gerekirse nitrik asit, konsantre sülfürik asit ile damıtılarak konsantre edilir. Laboratuvarda, konsantre sülfürik asidin ısıtıldığında kristalli sodyum nitrat üzerindeki etkisiyle %100 nitrik asit üretilebilir.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (kons) = HNO 3 + NaHSO 4

Nitrik asit tuzları- nitratlar - suda iyi çözünür, termal olarak kararsız. Magnezyumun solundaki standart elektrot potansiyelleri serisinde duran aktif metallerin (lityum hariç) nitratlarının ayrışması, nitrit oluşumuna yol açar. Örneğin:

2KNO3 = 2KNO2 + O2

Lityum ve magnezyum nitratların yanı sıra magnezyumun sağındaki standart elektrot potansiyelleri serisinde bulunan metal nitratların bozunması sırasında bakıra kadar bir nitrik oksit (IV) ve oksijen karışımı salınır. Örneğin:

2Cu (NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Aktivite serisinin sonunda bulunan metal nitratlar, serbest metale ayrışır:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Sodyum, potasyum ve amonyum nitratlar, barut ve patlayıcıların yanı sıra yaygın olarak kullanılmaktadır. azotlu gübreler(güherçile). Amonyum sülfat, amonyak suyu ve tam bir karbonik asit amidi olan karbamid (üre) de gübre olarak kullanılır:

hidrojen azid(dinitridonitrat) - HN 3 (HNN 2) keskin kokulu, renksiz uçucu bir sıvıdır (mp -80 °C, bp 37 °C). Merkezi nitrojen atomu sp-hibridizasyonundadır, oksidasyon durumu +5'tir, ona bitişik atomlar oksidasyon durumuna –3 sahiptir. Molekül yapısı:

Sulu bir HN3 - hidrazoik asit çözeltisi, kuvvet olarak asetik aside yakındır, Ka = 2.6 × 10 -5. Seyreltik çözeltilerde kararlıdır. Hidrazin ve nitröz asidin etkileşimi ile elde edilir:

N 2 H 4 + HNO 2 = HN 3 + 2H 2 O

Oksitleyici özellikler açısından HN 3 (HN +5 N 2) nitrik aside benzer. Bu nedenle, bir metalin nitrik asit ile etkileşimi sırasında nitrik oksit (II) ve su oluşursa, o zaman hidrazoik asit - nitrojen ve amonyak ile. Örneğin,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu (N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

HN 3 ve HCl karışımı aqua regia gibi davranır. Hidrazoik asit tuzları - azitler. Sadece alkali metallerin azidleri nispeten kararlıdır; > 300 ° C sıcaklıklarda patlama olmadan yok edilirler. Geri kalanlar, çarpma veya ısınma üzerine bir patlama ile parçalanır. Kapsül imalatında kurşun azid kullanılır:

Pb (N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Azidlerin hazırlanması için ilk ürün, sodyum amid ve nitrik oksidin (I) reaksiyonu sonucu oluşan NaN3'tür:

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2 Fosfor

Fosfor, doğada bir izotop - 31 P ile temsil edilir, fosfor clarke %0.05 mol'dür. Fosfat mineralleri şeklinde oluşur: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F, Cl, OH) - apatitler. Hayvanların ve insanların kemik ve dişlerinin yanı sıra nükleik asitlerin (DNA ve RNA) ve adenosin fosforik asitlerin (ATP, ADP ve AMP) bileşimine dahildir.

Fosfor, silikon dioksit varlığında fosforitin kok ile indirgenmesiyle elde edilir.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Basit bir madde - fosfor - beyaz, kırmızı ve siyah fosforun ana olduğu birkaç allotropik modifikasyon oluşturur. Beyaz fosfor, fosfor buharlarının yoğunlaşmasıyla oluşur ve beyaz mumsu bir maddedir (en 44 °C), suda çözünmez, bazı organik çözücülerde çözünür. Beyaz fosfor moleküler bir yapıya sahiptir ve tetrahedral P 4 moleküllerinden oluşur.

Bağ gerilimi (P-P-P bağ açısı sadece 60 ° 'dir) beyaz fosforun yüksek reaktivitesini ve toksisitesini belirler ( öldürücü doz yaklaşık 0.1 g). Beyaz fosfor yağlarda yüksek oranda çözünür olduğundan, süt zehirlenmelerde panzehir olarak kullanılamaz. Havada, beyaz fosfor kendiliğinden tutuşur, bu nedenle bir su tabakası altında hava geçirmez şekilde kapatılmış kimyasal bir kapta saklanır.

Kırmızı fosfor polimer bir yapıya sahiptir. Beyaz fosforun ısıtılması veya ışıkla ışınlanmasıyla elde edilir. Beyaz fosforun aksine, biraz reaktiftir ve toksik değildir. Bununla birlikte, artık beyaz fosfor miktarları kırmızı fosfora toksisite verebilir!

Siyah fosfor, beyaz fosforun 120 bin atm basınç altında ısıtılmasıyla elde edilir. Polimer bir yapıya sahiptir, yarı iletken özelliklere sahiptir, kimyasal olarak kararlıdır ve toksik değildir.

Kimyasal özellikler. Beyaz fosfor, oda sıcaklığında atmosferik oksijen tarafından kendiliğinden oksitlenir (ısıtıldığında kırmızı ve siyah fosfor oksidasyonu meydana gelir). Reaksiyon iki aşamada ilerler ve lüminesans (kemilüminesans) eşlik eder.

2P + 3O2 = 2P203; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Fosforun kükürt ve halojenlerle etkileşimi de adım adım gerçekleşir.

2P + 3Cl2 = 2PC13; PCl3 + Cl2 = PCl5

Aktif metallerle etkileşime girdiğinde fosfor, oksidasyon durumunda -3'te fosfitler - fosfor bileşikleri oluşturan bir oksitleyici ajan görevi görür.

3Ca + 2P = Ca3P2

Oksitleyici asitlerle (nitrik ve konsantre sülfürik asitler), fosfor fosforik aside oksitlenir.

P + 5HNO 3 (kons.) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Alkali çözeltilerle kaynatıldığında beyaz fosfor orantısızlaşır:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

fosfin potasyum hipofosfit