Το χημικό στοιχείο άζωτο σχηματίζει μόνο μία απλή ουσία. Η ουσία αυτή είναι αέρια και σχηματίζεται από διατομικά μόρια, δηλ. έχει τον τύπο N 2 . Παρόλα αυτά χημικό στοιχείοΤο άζωτο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα, το μοριακό άζωτο N 2 είναι μια εξαιρετικά αδρανής ουσία. Το γεγονός αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι στο μόριο του αζώτου λαμβάνει χώρα ένας εξαιρετικά ισχυρός τριπλός δεσμός (N≡N). Για το λόγο αυτό, σχεδόν όλες οι αντιδράσεις με το άζωτο προχωρούν μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες.

Αλληλεπίδραση αζώτου με μέταλλα

Η μόνη ουσία που αντιδρά με το άζωτο υπό κανονικές συνθήκες είναι το λίθιο:

Ενδιαφέρον είναι το γεγονός ότι με άλλα ενεργά μέταλλα, π.χ. αλκαλική και αλκαλική γη, το άζωτο αντιδρά μόνο όταν θερμαίνεται:

Η αλληλεπίδραση του αζώτου με μέταλλα μέσης και χαμηλής δραστικότητας (εκτός από Pt και Au) είναι επίσης δυνατή, αλλά απαιτεί ασύγκριτα υψηλότερες θερμοκρασίες.

Τα ενεργά νιτρίδια μετάλλων υδρολύονται εύκολα από το νερό:

Καθώς και όξινα διαλύματα, για παράδειγμα:

Αλληλεπίδραση αζώτου με αμέταλλα

Το άζωτο αντιδρά με το υδρογόνο όταν θερμαίνεται παρουσία καταλυτών. Η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, επομένως, για να αυξηθεί η απόδοση αμμωνίας στη βιομηχανία, η διαδικασία πραγματοποιείται στο υψηλή πίεση:

Ως αναγωγικός παράγοντας, το άζωτο αντιδρά με το φθόριο και το οξυγόνο. Με το φθόριο, η αντίδραση προχωρά υπό τη δράση μιας ηλεκτρικής εκκένωσης:

Με το οξυγόνο, η αντίδραση προχωρά υπό την επίδραση ηλεκτρικής εκκένωσης ή σε θερμοκρασία μεγαλύτερη από 2000 ° C και είναι αναστρέψιμη:

Από τα αμέταλλα, το άζωτο δεν αντιδρά με αλογόνα και θείο.

Η αλληλεπίδραση του αζώτου με σύνθετες ουσίες

Χημικές ιδιότητες του φωσφόρου

Υπάρχουν αρκετές αλλοτροπικές τροποποιήσεις του φωσφόρου, ιδιαίτερα ο λευκός φώσφορος, ο κόκκινος και ο μαύρος φώσφορος.

Ο λευκός φώσφορος σχηματίζεται από τέσσερα ατομικά μόρια P 4 και δεν αποτελεί σταθερή τροποποίηση του φωσφόρου. Δηλητηριώδης. Σε θερμοκρασία δωματίου, είναι μαλακό και, όπως το κερί, κόβεται εύκολα με ένα μαχαίρι. Στον αέρα, οξειδώνεται αργά και λόγω των ιδιαιτεροτήτων του μηχανισμού μιας τέτοιας οξείδωσης, λάμπει στο σκοτάδι (το φαινόμενο της χημειοφωταύγειας). Ακόμη και με χαμηλή θέρμανση, είναι δυνατή η αυθόρμητη ανάφλεξη του λευκού φωσφόρου.

Από όλες τις αλλοτροπικές τροποποιήσεις, ο λευκός φώσφορος είναι ο πιο δραστικός.

Ο κόκκινος φώσφορος αποτελείται από μακρά μόρια μεταβλητής σύστασης P n . Κάποιες πηγές αναφέρουν ότι έχει ατομική δομή, αλλά είναι ακόμα πιο σωστό να θεωρήσουμε τη δομή του ως μοριακή. Λόγω δομικών χαρακτηριστικών, είναι λιγότερο δραστική ουσίαΣε σύγκριση με τον λευκό φώσφορο, συγκεκριμένα, σε αντίθεση με τον λευκό φώσφορο, οξειδώνεται πολύ πιο αργά στον αέρα και απαιτεί ανάφλεξη για να αναφλεγεί.

Ο μαύρος φώσφορος αποτελείται από συνεχείς αλυσίδες P n και έχει δομή σε στρώματα παρόμοια με αυτή του γραφίτη, γι' αυτό και μοιάζει. Αυτή η αλλοτροπική τροποποίηση έχει ατομική δομή. Η πιο σταθερή από όλες τις αλλοτροπικές τροποποιήσεις του φωσφόρου, η πιο χημικά παθητική. Για το λόγο αυτό, συζητείται παρακάτω Χημικές ιδιότητεςο φώσφορος πρέπει να αποδοθεί κυρίως στον λευκό και τον κόκκινο φώσφορο.

Η αλληλεπίδραση του φωσφόρου με τα αμέταλλα

Η αντιδραστικότητα του φωσφόρου είναι υψηλότερη από αυτή του αζώτου. Έτσι, ο φώσφορος μπορεί να καεί μετά την ανάφλεξη υπό κανονικές συνθήκες, σχηματίζοντας οξείδιο οξέος R 2 O 5:

και με έλλειψη οξυγόνου, οξείδιο του φωσφόρου (III):

Η αντίδραση με αλογόνα προχωρά επίσης εντατικά. Έτσι, κατά τη διάρκεια της χλωρίωσης και της βρωμίωσης του φωσφόρου, ανάλογα με τις αναλογίες των αντιδραστηρίων, σχηματίζονται τριαλογονίδια ή πεντααλογονίδια φωσφόρου:

Λόγω των σημαντικά ασθενέστερων οξειδωτικών ιδιοτήτων του ιωδίου σε σύγκριση με άλλα αλογόνα, είναι δυνατή η οξείδωση του φωσφόρου με ιώδιο μόνο σε κατάσταση οξείδωσης +3:

Σε αντίθεση με το άζωτο ο φώσφορος δεν αντιδρά με το υδρογόνο.

Η αλληλεπίδραση του φωσφόρου με τα μέταλλα

Ο φώσφορος αντιδρά όταν θερμαίνεται με ενεργά μέταλλα και μέταλλα μέσης δραστικότητας για να σχηματίσει φωσφίδια:

Τα φωσφίδια των ενεργών μετάλλων, όπως τα νιτρίδια, υδρολύονται από το νερό:

Καθώς και υδατικά διαλύματα μη οξειδωτικών οξέων:

Η αλληλεπίδραση του φωσφόρου με πολύπλοκες ουσίες

Ο φώσφορος οξειδώνεται από οξειδωτικά οξέα, ιδίως με συμπυκνωμένα νιτρικά και θειικά οξέα:

Πρέπει να γνωρίζετε ότι ο λευκός φώσφορος αντιδρά με υδατικά διαλύματα αλκαλίων. Ωστόσο, λόγω της ιδιαιτερότητας, δεν απαιτείται ακόμη η δυνατότητα καταγραφής των εξισώσεων τέτοιων αλληλεπιδράσεων για την Εξέταση Ενιαίου Κράτους στη Χημεία.

Παρόλα αυτά, για όσους διεκδικούν 100 βαθμούς, για τη δική τους ηρεμία, μπορείτε να θυμηθείτε τα ακόλουθα χαρακτηριστικά της αλληλεπίδρασης του φωσφόρου με τα αλκαλικά διαλύματα στο κρύο και όταν θερμαίνεται.

Στο κρύο, η αλληλεπίδραση του λευκού φωσφόρου με τα αλκαλικά διαλύματα προχωρά αργά. Η αντίδραση συνοδεύεται από το σχηματισμό ενός αερίου με τη μυρωδιά σάπιου ψαριού - φωσφίνη και μια ένωση με μια σπάνια κατάσταση οξείδωσης του φωσφόρου +1:

Όταν ο λευκός φώσφορος αλληλεπιδρά με ένα συμπυκνωμένο αλκαλικό διάλυμα, απελευθερώνεται υδρογόνο κατά τη διάρκεια του βρασμού και σχηματίζεται φωσφόρος:

Ενώσεις με αμέταλλα

Όλα τα αλογονίδια του αζώτου NG 3 είναι γνωστά. Το τριφθορίδιο NF 3 λαμβάνεται από την αλληλεπίδραση του φθορίου με την αμμωνία:

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

Το τριφθοριούχο άζωτο είναι ένα άχρωμο τοξικό αέριο του οποίου τα μόρια έχουν πυραμιδική δομή. Τα άτομα φθορίου βρίσκονται στη βάση της πυραμίδας και η κορυφή καταλαμβάνεται από ένα άτομο αζώτου με ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Σε διάφορα χημικά αντιδραστήρια και στη θέρμανση, το NF 3 είναι πολύ σταθερό.

Τα υπόλοιπα τριαλογονίδια του αζώτου είναι ενδόθερμα και επομένως ασταθή και αντιδραστικά. Το NCl 3 σχηματίζεται περνώντας αέριο χλώριο σε ένα ισχυρό διάλυμα χλωριούχου αμμωνίου:

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

Το τριχλωριούχο άζωτο είναι ένα πολύ πτητικό (t bp = 71 βαθμοί C) υγρό με έντονη οσμή. Μια ελαφρά θέρμανση ή πρόσκρουση συνοδεύεται από έκρηξη με απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας. Σε αυτή την περίπτωση, το NCl 3 αποσυντίθεται σε στοιχεία. Τα τριαλογονίδια NBr 3 και NI 3 είναι ακόμη λιγότερο σταθερά.

Τα παράγωγα αζώτου με τα χαλκογόνα είναι πολύ ασταθή λόγω της ισχυρής ενδόθερμικότητάς τους. Όλα είναι ελάχιστα μελετημένα, εκρήγνυνται όταν θερμαίνονται και χτυπάνε.

Συνδέσεις με μέταλλα

Τα νιτρίδια που μοιάζουν με άλατα λαμβάνονται με απευθείας σύνθεση από μέταλλα και άζωτο. Τα νιτρίδια που μοιάζουν με άλατα αποσυντίθενται με νερό και αραιά οξέα:

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

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Και οι δύο αντιδράσεις αποδεικνύουν τη βασική φύση των ενεργών νιτριδίων μετάλλων.

Τα νιτρίδια που μοιάζουν με μέταλλα λαμβάνονται με θέρμανση μετάλλων σε ατμόσφαιρα αζώτου ή αμμωνίας. Οξείδια, αλογονίδια και υδρίδια μετάλλων μετάπτωσης μπορούν να χρησιμοποιηθούν ως πρώτες ύλες:

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

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

Η χρήση αζωτούχων και αζωτούχων ενώσεων

Το εύρος του αζώτου είναι πολύ μεγάλο - η παραγωγή λιπασμάτων, εκρηκτικά, αμμωνία, που χρησιμοποιείται στην ιατρική. Τα λιπάσματα που περιέχουν άζωτο είναι τα πιο πολύτιμα. Τέτοια λιπάσματα περιλαμβάνουν νιτρικό αμμώνιο, ουρία, αμμωνία, νιτρικό νάτριο. Το άζωτο είναι αναπόσπαστο μέρος των μορίων πρωτεΐνης, γι' αυτό και τα φυτά το χρειάζονται για φυσιολογική ανάπτυξη και ανάπτυξη. Τέτοιος σημαντική σύνδεσηάζωτο με υδρογόνο, όπως η αμμωνία, χρησιμοποιείται σε μονάδες ψύξης, η αμμωνία, που κυκλοφορεί μέσω ενός κλειστού συστήματος σωλήνων, αφαιρεί ένας μεγάλος αριθμός απόζεστασιά. Το νιτρικό κάλιο χρησιμοποιείται για την παραγωγή μαύρης σκόνης και η πυρίτιδα χρησιμοποιείται στα κυνηγετικά τουφέκια, για την εξερεύνηση μεταλλευμάτων που βρίσκονται υπόγεια. Η πυρίτιδα χωρίς καπνό λαμβάνεται από πυροξυλίνη, έναν εστέρα κυτταρίνης και νιτρικό οξύ. Τα οργανικά εκρηκτικά με βάση το άζωτο χρησιμοποιούνται για σήραγγες στα βουνά (TNT, νιτρογλυκερίνη).

Αζωτο- στοιχείο της 2ης περιόδου του V A-group Περιοδικό σύστημα, σειριακός αριθμός 7. Ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου είναι [ 2 He] 2s 2 2p 3, οι χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης είναι 0, -3, +3 και +5, λιγότερο συχνά +2 και +4, κ.λπ. το N v κατάσταση θεωρείται σχετικά σταθερή.

Κλίμακα κατάστασης οξείδωσης αζώτου:
+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 2Cl, Li 3 N, Cl 3N.

Το άζωτο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (3,07), το τρίτο μετά το F και το O. Επιδεικνύει τυπικές μη μεταλλικές (όξινες) ιδιότητες, ενώ σχηματίζει διάφορα οξέα, άλατα και δυαδικές ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο, καθώς και το κατιόν αμμωνίου NH 4 και του άλατα.

Στη φύση - δέκατος έβδομοςκατά στοιχείο χημικής αφθονίας (ένατο μεταξύ των μη μετάλλων). Ένα ζωτικό στοιχείο για όλους τους οργανισμούς.

Ν 2

Απλή ουσία. Αποτελείται από μη πολικά μόρια με πολύ σταθερό δεσμό N≡N ˚σππ, ο οποίος εξηγεί τη χημική αδράνεια του στοιχείου υπό κανονικές συνθήκες.

άχρωμο αέριοάγευστο και άοσμο, συμπυκνώνεται σε άχρωμο υγρό (σε αντίθεση με το O 2 ).

Το κύριο συστατικό του αέρα είναι 78,09% κατ' όγκο, 75,52 κατά μάζα. Το άζωτο βράζει από τον υγρό αέρα πριν βράσει το οξυγόνο. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (15,4 ml / 1 l H 2 O στους 20 ˚C), η διαλυτότητα του αζώτου είναι μικρότερη από αυτή του οξυγόνου.

Σε θερμοκρασία δωματίου, το N 2 αντιδρά με το φθόριο και, σε πολύ μικρό βαθμό, με το οξυγόνο:

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

Η αναστρέψιμη αντίδραση λήψης αμμωνίας προχωρά σε θερμοκρασία 200˚C, υπό πίεση έως 350 atm, και πάντα παρουσία καταλύτη (Fe, F 2 O 3 , FeO, στο εργαστήριο σε Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, μια αύξηση στην απόδοση αμμωνίας θα πρέπει να συμβεί με αύξηση της πίεσης και μείωση της θερμοκρασίας. Ωστόσο, ο ρυθμός αντίδρασης σε χαμηλές θερμοκρασίες είναι πολύ χαμηλός, επομένως η διαδικασία πραγματοποιείται στους 450-500 ˚C, φτάνοντας σε απόδοση 15% αμμωνίας. Τα N2 και H2 που δεν αντέδρασαν επιστρέφουν στον αντιδραστήρα και έτσι αυξάνουν την έκταση της αντίδρασης.

Το άζωτο είναι χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια, δεν υποστηρίζει την καύση.

Παραλαβήσε βιομηχανία- κλασματική απόσταξη υγρού αέρα ή χημική αφαίρεση οξυγόνου από τον αέρα, για παράδειγμα, με την αντίδραση 2C (οπτάνθρακα) + O 2 \u003d 2CO όταν θερμαίνεται. Σε αυτές τις περιπτώσεις λαμβάνεται άζωτο, το οποίο περιέχει και προσμίξεις ευγενών αερίων (κυρίως αργό).

Στο εργαστήριο, μικρές ποσότητες χημικά καθαρού αζώτου μπορούν να ληφθούν με μια αντίδραση μεταγωγής με μέτρια θέρμανση:

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

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

Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση αμμωνίας. Νιτρικό οξύ και άλλα προϊόντα που περιέχουν άζωτο ως αδρανές μέσο για χημικές και μεταλλουργικές διεργασίες και αποθήκευση εύφλεκτων ουσιών.

NH 3

Η δυαδική ένωση, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι - 3. Άχρωμο αέριο με έντονη χαρακτηριστική οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [:N(H)3] (υβριδισμός sp 3). Η παρουσία αζώτου στο μόριο NH 3 ενός ζεύγους ηλεκτρονίων δότη στο υβριδικό τροχιακό sp 3 προκαλεί μια χαρακτηριστική αντίδραση προσθήκης ενός κατιόντος υδρογόνου, με το σχηματισμό ενός κατιόντος αμμώνιο NH4. Υγροποιείται υπό θετική πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Στην υγρή κατάσταση, συνδέεται με δεσμούς υδρογόνου. Θερμικά ασταθής. Ας διαλυθεί καλά στο νερό (πάνω από 700 l/1 l H 2 O στους 20˚C). η αναλογία στο κορεσμένο διάλυμα είναι 34% κατά βάρος και 99% κατ' όγκο, pH= 11,8.

Πολύ αντιδραστικό, επιρρεπές σε αντιδράσεις προσθήκης. Καίγεται σε οξυγόνο, αντιδρά με οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές (λόγω Ν -3) και οξειδωτικές (λόγω Η +1) ιδιότητες. Ξηραίνεται μόνο με οξείδιο του ασβεστίου.

Ποιοτικές αντιδράσεις – σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl, μαύρισμα ενός κομματιού χαρτιού που έχει υγρανθεί με διάλυμα Hg 2 (NO3) 2.

Ενδιάμεσο προϊόν στη σύνθεση ΗΝΟ 3 και αλάτων αμμωνίου. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, αζωτούχων λιπασμάτων, βαφών, εκρηκτικών. Η υγρή αμμωνία είναι ψυκτικό μέσο. Δηλητηριώδης.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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) λευκός "καπνός"
4NH 3 + 3O 2 (αέρας) = 2N 2 + 6 H 2 O (καύση)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, κατ. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (θερμοκρασία δωματίου, πίεση)
Παραλαβή.ΣΤΟ εργαστήρια- εκτόπιση αμμωνίας από άλατα αμμωνίου όταν θερμαίνεται με ανθρακικό ασβέστη: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ή βράζοντας ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, ακολουθούμενο από ξήρανση του αερίου.
Στη βιομηχανίαη αμμωνία παράγεται από άζωτο με υδρογόνο. Παράγεται από τη βιομηχανία είτε σε υγροποιημένη μορφή είτε σε μορφή συμπυκνωμένου υδατικού διαλύματος με την τεχνική ονομασία αμμωνιακό νερό.

Ένυδρη αμμωνίαNH 3 * H 2 Ο. Διαμοριακή σύνδεση. Λευκό, στο κρυσταλλικό πλέγμα - μόρια NH 3 και H 2 O συνδεδεμένα με έναν ασθενή δεσμό υδρογόνου. Υπάρχει σε υδατικό διάλυμα αμμωνίας, αδύναμη βάση(προϊόντα διάστασης - κατιόν ΝΗ 4 και ανιόν ΟΗ). Το κατιόν αμμωνίου έχει κανονική τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3). Θερμικά ασταθές, αποσυντίθεται πλήρως όταν το διάλυμα βράσει. Εξουδετερώνεται από ισχυρά οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (λόγω N-3) σε συμπυκνωμένο διάλυμα. Εισέρχεται στην αντίδραση της ανταλλαγής ιόντων και του σχηματισμού συμπλόκου.

Ποιοτική αντίδραση– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl. Χρησιμοποιείται για τη δημιουργία ενός ελαφρώς αλκαλικού περιβάλλοντος σε διάλυμα, κατά την καθίζηση αμφοτερικών υδροξειδίων.
Ένα διάλυμα αμμωνίας 1 Μ περιέχει κυρίως ένυδρο NH 3 *H 2 O και μόνο 0,4% ιόντα NH 4 OH (λόγω διάστασης ένυδρου). Έτσι, το ιοντικό "υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH" πρακτικά δεν περιέχεται στο διάλυμα, δεν υπάρχει τέτοια ένωση ούτε στο στερεό ένυδρο.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
NH 3 H 2 O (συμπ.) = NH 3 + H 2 O (βράζει με NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (διαφορ.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Συχνά ονομάζεται αραιό διάλυμα αμμωνίας (3-10%) αμμωνία(το όνομα εφευρέθηκε από αλχημιστές) και ένα συμπυκνωμένο διάλυμα (18,5 - 25%) - διάλυμα αμμωνίας(παράγεται από τη βιομηχανία).

οξείδια του αζώτου

μονοξείδιο του αζώτουΟΧΙ

Οξείδιο που δεν σχηματίζει αλάτι. άχρωμο αέριο. Η ρίζα περιέχει έναν ομοιοπολικό δεσμό σπ (N꞊O), στη στερεά κατάσταση το διμερές N 2 O 2 co N-N σύνδεση. Εξαιρετικά θερμικά σταθερό. Ευαίσθητο στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο (γίνεται καφέ). Ελαφρώς διαλυτό στο νερό και δεν αντιδρά με αυτό. Χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια. Όταν θερμαίνεται, αντιδρά με μέταλλα και αμέταλλα. εξαιρετικά δραστικό μείγμα NO και NO 2 ("νιτρώδη αέρια"). Ενδιάμεσο προϊόν στη σύνθεση νιτρικού οξέος.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2NO + O 2 (π.χ.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (γραφίτης) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(κόκκινο) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Αντιδράσεις σε μείγματα NO και NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Παραλαβήσε βιομηχανία: οξείδωση αμμωνίας με οξυγόνο σε καταλύτη, σε εργαστήρια- αλληλεπίδραση αραιού νιτρικού οξέος με αναγωγικούς παράγοντες:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 ΟΧΙ+ 4 H 2 O
ή μείωση των νιτρικών αλάτων:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 ΟΧΙ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

διοξείδιο του αζώτουΟΧΙ 2

Το οξείδιο του οξέος αντιστοιχεί υπό όρους σε δύο οξέα - HNO 2 και HNO 3 (όξινο για το N 4 δεν υπάρχει). Καφέ αέριο, μονομερές NO 2 σε θερμοκρασία δωματίου, υγρό άχρωμο διμερές N 2 O 4 (τετροξείδιο διανιτρογόνου) στο κρύο. Αντιδρά πλήρως με νερό, αλκάλια. Πολύ ισχυρό οξειδωτικό, διαβρωτικό στα μέταλλα. Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση νιτρικού οξέος και ανύδρων νιτρικών αλάτων, ως οξειδωτικό καυσίμου πυραύλων, ως καθαριστικό λαδιού από θείο και ως καταλύτης οξείδωσης. ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ. Δηλητηριώδης.
Η εξίσωση των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (συν.) (στο κρύο)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (διαφορ.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (κατ. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Παραλαβή:σε βιομηχανία -οξείδωση του ΝΟ με ατμοσφαιρικό οξυγόνο, σε εργαστήρια– αλληλεπίδραση πυκνού νιτρικού οξέος με αναγωγικούς παράγοντες:
6HNO 3 (συμπ., βουνά) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (συμπ., ορτ.) + P (κόκκινο) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (συμπ., βουνά) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

οξείδιο του αζώτουΝ 2 Ο

Άχρωμο αέριο με ευχάριστη οσμή ("αέριο γέλιου"), N꞊N꞊О, επίσημη κατάσταση οξείδωσης αζώτου +1, ελάχιστα διαλυτό στο νερό. Υποστηρίζει την καύση γραφίτη και μαγνησίου:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Λαμβάνεται με θερμική αποσύνθεση νιτρικού αμμωνίου:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
χρησιμοποιείται στην ιατρική ως αναισθητικό.

τριοξείδιο του αζώτουΝ 2 Ο 3

Σε χαμηλές θερμοκρασίες, είναι ένα μπλε υγρό, ON꞊NO 2, η τυπική κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +3. Στους 20 ˚C, αποσυντίθεται κατά 90% σε ένα μείγμα άχρωμου NO και καφέ NO 2 («νιτρώδη αέρια», βιομηχανικός καπνός - «ουρά αλεπούς»). N 2 O 3 - οξείδιο οξέος, σχηματίζει HNO 2 με νερό στο κρύο, αντιδρά διαφορετικά όταν θερμαίνεται:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Με αλκάλια δίνει άλατα HNO 2, για παράδειγμα NaNO 2 .
Λαμβάνεται από την αλληλεπίδραση του NO με O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) ή με το NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
με ισχυρή ψύξη. Τα «νιτρώδη αέρια» και επικίνδυνα για το περιβάλλον, δρουν ως καταλύτες για την καταστροφή του στρώματος του όζοντος της ατμόσφαιρας.

πεντοξείδιο του διζώτου Ν 2 Ο 5

άχρωμος, στερεός, O 2 N - O - NO 2, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +5. Σε θερμοκρασία δωματίου, αποσυντίθεται σε NO 2 και O 2 σε 10 ώρες. Αντιδρά με νερό και αλκάλια ως όξινο οξείδιο:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Λαμβάνεται με αφυδάτωση του ατμίζοντος νιτρικού οξέος:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
ή οξείδωση του NO 2 με όζον στους -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Νιτρώδη και νιτρικά

Νιτρώδες κάλιοKNO 2 . Λευκό, υγροσκοπικό. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση. Σταθερό σε ξηρό αέρα. Ας διαλυθεί πολύ καλά στο νερό (δημιουργώντας άχρωμο διάλυμα), υδρολύεται σε ανιόν. Ένας τυπικός οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας σε όξινο περιβάλλον, αντιδρά πολύ αργά σε αλκαλικό περιβάλλον. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν NO 2 - αποχρωματισμός του ιώδους διαλύματος MnO 4 και εμφάνιση μαύρου ιζήματος όταν προστίθενται ιόντα I. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή χρωστικών, ως αναλυτικό αντιδραστήριο για αμινοξέα και ιωδίδια, συστατικό της φωτογραφικής αντιδραστήρια.
εξίσωση των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (συγκ.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (π.χ.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (ιώδες) \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 - (κορεσμένο) + NH 4 + (κορεσμένο) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (μαύρο) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (ανοιχτό κίτρινο) ↓
Παραλαβή σεβιομηχανία– ανάκτηση νιτρικού καλίου στις διεργασίες:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (συγ.) + Pb (σφουγγάρι) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat κάλιο KNO 3
τεχνική ονομασία κάλιο,ή Ινδόςάλας , αλάτι.Λευκό, λιώνει χωρίς αποσύνθεση, αποσυντίθεται με περαιτέρω θέρμανση. Ανθεκτικό στον αέρα. Πολύ διαλυτό στο νερό (υψηλή ενδο-επίδραση, = -36 kJ), δεν υπάρχει υδρόλυση. Ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας όταν συντήκεται (λόγω της απελευθέρωσης ατομικού οξυγόνου). Σε διάλυμα, ανάγεται μόνο με ατομικό υδρογόνο (σε όξινο μέσο σε KNO 2, σε αλκαλικό μέσο σε NH 3). Χρησιμοποιείται στην παραγωγή γυαλιού ως συντηρητικό τροφίμων, συστατικό πυροτεχνικών μιγμάτων και ορυκτών λιπασμάτων.

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

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, συμπ. ΚΟΗ) = 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 (γραφίτης) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (καύση)

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

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

Παραλαβή: στη βιομηχανία
4KOH (οριζόντια) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

και στο εργαστήριο:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓