Azot- element al perioadei a 2-a a grupei V A Tabelul periodic, număr de serie 7. Formula electronică a atomului [ 2 He]2s 2 2p 3 , stări de oxidare caracteristice 0, -3, +3 și +5, mai rar +2 și +4 etc. starea N v este considerată relativ grajd.

Scara stărilor de oxidare pentru azot:
+5-N2O5, NO3, NaN03, AgN03

3 – N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3-NH3, NH4, NH3*H2O, NH2CI, Li3N, CI3N.

Azotul are o electronegativitate mare (3,07), a treia după F și O. Prezintă proprietăți nemetalice (acide) tipice, formând diferiți acizi, săruri și compuși binari care conțin oxigen, precum și cationul de amoniu NH 4 și sărurile sale.

În natură - şaptesprezecelea după elementul de abundență chimică (al nouălea dintre nemetale). Un element vital pentru toate organismele.

N 2

Substanță simplă. Este format din molecule nepolare cu o legătură ˚σππ N≡N foarte stabilă, aceasta explică inerția chimică a elementului în condiții normale.

Gaz incolor insipid și inodor, se condensează într-un lichid incolor (spre deosebire de O 2).

Componenta principală a aerului este 78,09% din volum, 75,52% din masă. Azotul fierbe departe de aerul lichid înainte ca oxigenul. Puțin solubil în apă (15,4 ml/1 l H 2 O la 20 ˚C), solubilitatea azotului este mai mică decât cea a oxigenului.

La temperatura camerei, N2 reacționează cu fluorul și, în foarte mică măsură, cu oxigenul:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reacția reversibilă de a produce amoniac are loc la o temperatură de 200˚C, sub presiune de până la 350 atm și întotdeauna în prezența unui catalizator (Fe, F 2 O 3, FeO, în laborator cu Pt)

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a randamentului de amoniac ar trebui să apară odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este foarte scăzută, astfel încât procesul se desfășoară la 450-500 ˚C, obținându-se un randament de amoniac de 15%. N2 şi H2 nereacţionat sunt returnaţi în reactor şi astfel cresc gradul de reacţie.

Azotul este pasiv din punct de vedere chimic în raport cu acizii și alcalii și nu suportă arderea.

Chitanță V industrie– distilarea fracționată a aerului lichid sau îndepărtarea oxigenului din aer prin mijloace chimice, de exemplu, prin reacția 2C (cocs) + O 2 = 2CO la încălzire. În aceste cazuri se obține azot, care conține și impurități ale gazelor nobile (în principal argon).

În laborator, cantități mici de azot pur chimic pot fi obținute prin reacția de comutare cu încălzire moderată:

N-3H4N3O2(T) = N20 + 2H2O (60-70)

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

Folosit pentru sinteza amoniacului. Acid azotic și alte produse care conțin azot, ca mediu inert pentru procesele chimice și metalurgice și depozitarea substanțelor inflamabile.

N.H. 3

Compus binar, starea de oxidare a azotului este – 3. Gaz incolor cu miros caracteristic ascuțit. Molecula are structura unui tetraedru incomplet [: N(H) 3 ] (hibridare sp 3). Prezența unei perechi donatoare de electroni pe orbitalul hibrid sp 3 al azotului din molecula NH 3 determină reacția caracteristică de adăugare a unui cation de hidrogen, care are ca rezultat formarea unui cation. amoniu NH4. Se lichefiază sub presiune excesivă la temperatura camerei. În stare lichidă, se asociază prin legături de hidrogen. Instabil termic. Foarte solubil în apă (mai mult de 700 l/1 l H 2 O la 20˚C); ponderea într-o soluție saturată este de 34% în greutate și 99% în volum, pH = 11,8.

Foarte reactiv, predispus la reacții de adiție. Arde în oxigen, reacționează cu acizii. Prezintă proprietăți reducătoare (datorită N -3) și oxidante (datorită H +1). Se usucă numai cu oxid de calciu.

Reacții calitative - formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos, înnegrirea unei bucăți de hârtie umezită cu o soluție de Hg 2 (NO3) 2.

Un produs intermediar în sinteza HNO3 și a sărurilor de amoniu. Folosit la producerea de sifon, îngrășăminte cu azot, coloranți, explozivi; amoniacul lichid este un agent frigorific. Otrăvitoare.
Ecuațiile celor mai importante reacții:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) „fum” alb
4NH 3 + 3O 2 (aer) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura camerei, presiune)
Chitanță.ÎN laboratoare– deplasarea amoniacului din sărurile de amoniu la încălzire cu var sodic: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Sau fierberea unei soluții apoase de amoniac și apoi uscarea gazului.
În industrie Amoniacul este produs din azot și hidrogen. Produs de industrie fie sub formă lichefiată, fie sub formă de soluție apoasă concentrată sub denumirea tehnică apa cu amoniac.

Hidrat de amoniacN.H. 3 * H 2 O. Legătura intermoleculară. Alb, în ​​rețeaua cristalină – molecule de NH 3 și H 2 O legate printr-o legătură slabă de hidrogen. Prezent în soluție apoasă de amoniac, fundație slabă(produși de disociere – cation NH 4 și anion OH). Cationul de amoniu are o structură tetraedrică regulată (hibridare sp 3). Instabil termic, se descompune complet atunci când soluția este fiartă. Neutralizat de acizi puternici. Prezintă proprietăți reducătoare (datorite N-3) într-o soluție concentrată. Acesta suferă reacții de schimb ionic și de complexare.

Reacție calitativă – formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos. Este folosit pentru a crea un mediu ușor alcalin în soluție în timpul precipitării hidroxizilor amfoteri.
O soluție de amoniac 1 M conține în principal NH 3 *H 2 O hidrat și doar 0,4% ioni NH 4 OH (datorită disocierii hidratului); Astfel, „hidroxidul de amoniu NH4OH” ionic practic nu este conținut în soluție și nu există un astfel de compus în hidratul solid.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (fierbe cu NaOH)
NH 3 H 2 O + HCI (diluat) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH3H2O) (conc.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (conc.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (conc.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (conc.) + NiCl2 = CI2 + 6H2O
O soluție de amoniac diluată (3-10%) este adesea numită amoniac(numele a fost inventat de alchimiști), iar soluția concentrată (18,5 - 25%) - soluție de amoniac(produs de industrie).

Oxizi de azot

Monoxid de azotNU

Oxid care nu formează sare. Gaz incolor. Radical, conține o legătură σπ covalentă (N꞊O), în stare solidă un dimer de N 2 O 2 co conexiune N-N. Extrem de stabil termic. Sensibilă la oxigenul aerului (devine maro). Puțin solubil în apă și nu reacționează cu ea. Chimic pasiv față de acizi și alcalii. Când este încălzit, reacţionează cu metale şi nemetale. un amestec foarte reactiv de NO și NO 2 („gaze azotate”). Intermediar în sinteza acid azotic.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (roșu) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reacții la amestecuri de NO și NO 2:
NO + NO2 +H2O = 2HNO2 (p)
NO + NO2 + 2KOH(dil.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Chitanță V industrie: oxidarea amoniacului cu oxigen pe catalizator, in laboratoare— interacțiunea acidului azotic diluat cu agenți reducători:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NU+ 4H20
sau reducerea nitraților:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NU + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioxid de azotNU 2

Oxidul acid, corespunde condiționat la doi acizi - HNO 2 și HNO 3 (acidul pentru N 4 nu există). Gaz brun, la temperatura camerei un monomer NO 2, la rece un dimer lichid incolor N 2 O 4 (tetroxid de diazot). Reacționează complet cu apa și alcalii. Un agent oxidant foarte puternic care provoacă coroziunea metalelor. Folosit pentru sinteza acidului azotic și a nitraților anhidri, ca oxidant de combustibil pentru rachete, purificator de ulei din sulf și catalizator de oxidare compusi organici. Otrăvitoare.
Ecuația celor mai importante reacții:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (la frig)
3NO2 + H20 = 3HNO3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diluat) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (cat. Pt, Ni)
NO2 + 2HI(p) = NO + I2 ↓ + H2O
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)
Chitanță: V industrie - oxidarea NO de către oxigenul atmosferic, în laboratoare– interacțiunea acidului azotic concentrat cu agenți reducători:
6HNO 3 (conc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., hor.) + P (roșu) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oxid de diazotN 2 O

Un gaz incolor cu miros plăcut („gaz de râs”), N꞊N꞊О, stare formală de oxidare a azotului +1, slab solubil în apă. Sprijină arderea grafitului și magneziului:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Obținut prin descompunerea termică a nitratului de amoniu:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
folosit în medicină ca anestezic.

Trioxid de diazotN 2 O 3

La temperaturi scăzute – lichid albastru, ON꞊NO 2, stare formală de oxidare a azotului +3. La 20 ˚C, se descompune 90% într-un amestec de NO incolor și NO 2 maro („gaze azotate”, fum industrial – „coada de vulpe”). N 2 O 3 – oxid acid, la rece cu apa formeaza HNO 2, la incalzire reactioneaza diferit:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO
Cu alcalii dă săruri HNO2, de exemplu NaNO2.
Obținut prin reacția NO cu O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) sau cu NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
cu răcire puternică. „Gazele azotate” sunt, de asemenea, periculoase pentru mediu și acționează ca catalizatori pentru distrugerea stratului de ozon din atmosferă.

Pentoxid de diazot N 2 O 5

incolor, solid, O 2 N – O – NO 2, starea de oxidare a azotului este +5. La temperatura camerei se descompune în NO 2 şi O 2 în 10 ore. Reacționează cu apa și alcalii ca un oxid acid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Preparat prin deshidratarea acidului azotic fumos:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
sau oxidarea NO 2 cu ozon la -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitriți și nitrați

Nitritul de potasiuKNO 2 . Alb, higroscopic. Se topește fără descompunere. Stabil în aer uscat. Foarte solubil în apă (formând o soluție incoloră), se hidrolizează la anion. Un agent oxidant și reducător tipic într-un mediu acid, reacționează foarte lent într-un mediu alcalin. Intră în reacții de schimb ionic. Reacții calitative asupra ionului NO 2 - decolorarea soluției violete de MnO 4 și apariția unui precipitat negru la adăugarea ionilor I. Se utilizează la producerea coloranților, ca reactiv analitic pentru aminoacizi și ioduri, și component al reactivilor fotografici .
ecuația celor mai importante reacții:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (de ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (saturat) + NH 4 + (saturat) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (negru) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (diluat) + Ag + = AgNO 2 (galben deschis)↓
Chitanță Vindustrie– reducerea nitratului de potasiu în procesele:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (conc.) + Pb (burete) + H2O = KNO 2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate potasiu KNO 3
Denumirea tehnică potasă, sau indian sare , salitrul. Alb, se topește fără descompunere și se descompune la încălzire ulterioară. Stabil în aer. Foarte solubil în apă (cu nivel ridicat endo-efect, = -36 kJ), fără hidroliză. Un agent oxidant puternic în timpul fuziunii (datorită eliberării de oxigen atomic). În soluție se reduce numai de hidrogen atomic (în mediu acid la KNO 2, în mediu alcalin la NH 3). Este folosit în producția de sticlă, ca conservant alimentar, component al amestecurilor pirotehnice și îngrășăminte minerale.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, HCI dil.) = KNO2 + H2O

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

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

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustie)

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)

Chitanță: în industrie
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

si in laborator:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

Fiind în natură.

Azotul se găsește în natură în principal în stare liberă. În aer, fracția sa de volum este de 78,09%, iar fracția sa de masă este de 75,6%. Compușii de azot se găsesc în cantități mici în sol. Azotul face parte din proteine ​​și din mulți compuși organici naturali. Conținutul total de azot din scoarța terestră este de 0,01%.

Chitanță.

În tehnologie, azotul este obținut din aerul lichid. După cum știți, aerul este un amestec de gaze, în principal azot și oxigen. Aerul uscat de la suprafața Pământului conține (în fracțiuni de volum): azot 78,09%, oxigen 20,95%, gaze nobile 0,93%, monoxid de carbon (IV) 0,03%, precum și impurități aleatorii - praf, microorganisme, hidrogen sulfurat, oxid de sulf ( IV), etc. Pentru a obține azot, aerul este transferat într-o stare lichidă, iar apoi azotul este separat de oxigenul mai puțin volatil prin evaporare (adică punctul de fierbere al azotului -195,8 °C, oxigen -183 °C). Azotul obtinut in acest fel contine impuritati ale gazelor nobile (in principal argon). Azotul pur poate fi obținut în condiții de laborator prin descompunerea nitritului de amoniu atunci când este încălzit:

NH4NO2 = N2 + 2H2O

Proprietăți fizice. Azotul este un gaz incolor, inodor și fără gust, mai ușor decât aerul. Solubilitatea în apă este mai mică decât cea a oxigenului: la 20 0 C, 15,4 ml de azot se dizolvă în 1 litru de apă (oxigen 31 ml). Prin urmare, în aerul dizolvat în apă, conținutul de oxigen în raport cu azotul este mai mare decât în ​​atmosferă. Solubilitatea scăzută a azotului în apă, precum și punctul său de fierbere foarte scăzut, se explică prin interacțiuni intermoleculare foarte slabe atât între moleculele de azot și apă, cât și între moleculele de azot.

Azotul natural este format din doi izotopi stabili cu numere de masă 14 (99,64%) și 15 (0,36%).

Proprietăți chimice.

La temperatura camerei, azotul se combină direct doar cu litiu:

6Li + N2 = 2Li3N

Reacționează cu alte metale doar la temperaturi ridicate, formând nitruri. De exemplu:

3Ca + N2 = Ca3N2, 2Al + N2 = 2AlN

Azotul se combină cu hidrogenul în prezența unui catalizator la tensiune arterială crescută si temperatura:

N2 + 3H2 = 2NH3

La temperatura arcului electric (3000-4000 de grade), azotul se combină cu oxigenul:

Aplicație.ÎN cantitati mari azotul este folosit pentru a produce amoniac. Folosit pe scară largă pentru a crea un mediu inert - umplerea lămpilor electrice incandescente și spațiul liber în termometrele cu mercur, atunci când pompați lichide inflamabile. Este folosit pentru nitrarea suprafeței produselor din oțel, de exemplu. satureaza-le suprafata cu azot la temperaturi ridicate. Ca rezultat, în stratul de suprafață se formează nitruri de fier, care conferă oțelului o duritate mai mare. Acest oțel poate rezista la încălzire până la 500 °C fără a-și pierde duritatea.

Azotul este important pentru viața plantelor și animalelor, deoarece face parte din substanțele proteice. Compușii de azot sunt utilizați în producția de îngrășăminte minerale, explozivi și în multe industrii.

Întrebarea nr. 48.

Amoniacul, proprietățile sale, metodele de producție. Utilizarea amoniacului în economia națională. Hidroxid de amoniu. Sărurile de amoniu, proprietățile și aplicațiile lor. Îngrășăminte cu azot cu azot sub formă de amoniu. Reacția calitativă la ionul de amoniu.

amoniac - un gaz incolor cu un miros caracteristic, aproape de două ori mai ușor decât aerul. Când presiunea este crescută sau răcită, se lichefiază cu ușurință într-un lichid incolor. Amoniacul este foarte solubil în apă. O soluție de amoniac în apă se numește apa cu amoniac sau amoniac. La fierbere, amoniacul dizolvat se evaporă din soluție.

Proprietăți chimice.

Interacțiunea cu acizii:

NH3 + HCI = NH4CI, NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

Interacțiunea cu oxigenul:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Recuperarea cuprului:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Chitanță.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplicație.

Amoniacul lichid și soluțiile sale apoase sunt utilizate ca îngrășământ lichid.

Hidroxid de amoniu (hidroxid de amoniu) – NH 4 OH

Sărurile de amoniu și proprietățile lor. Sărurile de amoniu constau dintr-un cation de amoniu și un anion acid. Ele sunt similare ca structură cu sărurile corespunzătoare ale ionilor metalici cu încărcare unică. Sărurile de amoniu se obțin prin reacția amoniacului sau a soluțiilor sale apoase cu acizi. De exemplu:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

Ele prezintă proprietățile generale ale sărurilor, de ex. interacționează cu soluții de alcali, acizi și alte săruri:

NH4CI + NaOH = NaCI + H2O + NH3

2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl

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

Aplicație. Azotat de amoniu (nitrat de amoniu) NH4NO3 este utilizat ca îngrășământ cu azot și pentru producerea de explozivi - amoniți;

Sulfat de amoniu (NH4)2SO4 - ca îngrășământ ieftin cu azot;

Bicarbonat de amoniu NH4HCO3 și carbonat de amoniu (NH4)2CO3 - in Industria alimentarăîn producția de produse de cofetărie din făină ca dospitor chimic, în vopsirea țesăturilor, în producția de vitamine, în medicină;

Clorura de amoniu (amoniac) NH4Cl - in celule galvanice (baterii uscate), in timpul lipirii si cositoririi, in industria textila, ca ingrasamant, in medicina veterinara.

Îngrășăminte cu amoniu (amoniac). conțin azot sub formă de ion de amoniu și au un efect acidifiant asupra solului, ceea ce duce la o deteriorare a proprietăților acestuia și la îngrășăminte mai puțin eficiente, mai ales atunci când sunt aplicate regulat pe soluri necalcaroase, sterile. Dar aceste îngrășăminte au și avantajele lor: amoniul este mult mai puțin susceptibil la leșiere, deoarece este fixat de particulele de sol și absorbit de microorganisme și, în plus, procesul de nitrofizare are loc odată cu acesta în sol, adică. transformarea de către microorganisme în nitrați. Dintre îngrășămintele cu amoniu, clorura de amoniu este cea mai puțin potrivită pentru culturile de legume, deoarece conține destul de mult clor.

Reacția calitativă la ionul de amoniu.

O proprietate foarte importantă a sărurilor de amoniu este interacțiunea lor cu soluțiile alcaline. Această reacție este detectată de sărurile de amoniu (ion de amoniu) prin mirosul de amoniac eliberat sau prin apariția unei culori albastre pe hârtie de turnesol roșie umedă:

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

"

Compuși cu nemetale

Toate halogenurile de azot NG 3 sunt cunoscute. Trifluorura NF 3 se obține prin reacția fluorului cu amoniacul:

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

Trifluorura de azot este un gaz toxic incolor ale cărui molecule au o structură piramidală. Atomii de fluor sunt localizați la baza piramidei, iar vârful este ocupat de un atom de azot cu o pereche de electroni singuratică. NF 3 este foarte rezistent la diverse substanțe chimice și căldură.

Trihalogenurile de azot rămase sunt endoterme și, prin urmare, instabile și reactive. NCl3 se formează prin trecerea clorului gazos într-o soluție puternică de clorură de amoniu:

3CI2 + NH4CI = 4HCI + NCI3

Triclorura de azot este un lichid foarte volatil (punct de fierbere t = 71 grade C) cu un miros înțepător. O ușoară încălzire sau impact este însoțită de o explozie care eliberează o cantitate mare de căldură. În acest caz, NCl3 se descompune în elemente. Trihalogenurile NBr 3 și NI 3 sunt și mai puțin stabile.

Derivații de azot cu calcogeni sunt foarte instabili datorită endotermicității lor puternice. Toate sunt prost studiate și explodează atunci când sunt încălzite și impactate.

Conexiuni la metale

Nitrururile asemănătoare sării sunt obținute prin sinteză directă din metale și azot. Nitrururile asemănătoare sării se descompun cu apă și acizi diluați:

Mg3N2 + 6N2 = 3 Mg(OH)2 + 2NH3

Ca3N2 + 8HCI = 3CaCI2 + 2NH4CI

Ambele reacții dovedesc natura de bază a nitrururilor metalice active.

Nitrururile asemănătoare metalelor sunt produse prin încălzirea metalelor într-o atmosferă de azot sau amoniac. Ca materii prime pot fi utilizate oxizii, halogenuri și hidruri ale metalelor tranziționale:

2Ta + N2 = 2TaN; Mn2O3 + 2NH3 = 2 MnN + 3H2O

CrCI3 + NH3 = CrN + 3HCI; 2TiN2 + 2NH3 = 2TiN +5H2

Aplicarea compușilor care conțin azot și azot

Domeniul de aplicare a azotului este foarte larg - producția de îngrășăminte, explozivi, amoniac, care este utilizat în medicină. Îngrășămintele care conțin azot sunt cele mai valoroase. Astfel de îngrășăminte includ nitrat de amoniu, uree, amoniac și azotat de sodiu. Azotul este o parte integrantă a moleculelor de proteine, motiv pentru care plantele au nevoie de el pentru creșterea și dezvoltarea normală. Acest conexiune importantă azotul cu hidrogen, ca și amoniacul, este utilizat în unitățile frigorifice; amoniacul, care circulă printr-un sistem de conducte închise, se evaporă un numar mare de căldură. Nitratul de potasiu este folosit pentru a produce pulbere neagră, iar praful de pușcă este folosit la puști de vânătoare și pentru explorarea zăcămintelor de minereu aflate în subteran. Pulberea neagră se obține din piroxilină, un ester al celulozei și acidului azotic. Organic explozivi pe bază de azot este folosit pentru tuneluri în munți (TNT, nitroglicerină).

Elementul chimic azotul formează o singură substanță simplă. Această substanță este gazoasă și este formată din molecule biatomice, adică. are formula N2. In ciuda faptului ca element chimic azotul are electronegativitate mare; azotul molecular N2 este o substanță extrem de inertă. Acest fapt se datorează faptului că molecula de azot conține o legătură triplă extrem de puternică (N≡N). Din acest motiv, aproape toate reacțiile cu azotul apar numai la temperaturi ridicate.

Interacțiunea azotului cu metalele

Singura substanță care reacționează cu azotul în condiții normale este litiul:

Un fapt interesant este că, cu restul metalelor active, i.e. alcalin și alcalino-pământos, azotul reacționează numai atunci când este încălzit:

Interacțiunea azotului cu metale de activitate medie și scăzută (cu excepția Pt și Au) este de asemenea posibilă, dar necesită temperaturi incomparabil mai ridicate.

Nitrururile metalelor active sunt ușor hidrolizate de apă:

Precum și soluții acide, de exemplu:

Interacțiunea azotului cu nemetale

Azotul reacționează cu hidrogenul atunci când este încălzit în prezența catalizatorilor. Reacția este reversibilă, prin urmare, pentru a crește randamentul de amoniac în industrie, procesul se desfășoară la presiune ridicată:

Ca agent reducător, azotul reacționează cu fluorul și oxigenul. Reacția cu fluor are loc sub acțiunea unei descărcări electrice:

Reacția cu oxigenul are loc sub influența unei descărcări electrice sau la o temperatură mai mare de 2000 o C și este reversibilă:

Dintre nemetale, azotul nu reacționează cu halogenii și sulful.

Interacțiunea azotului cu substanțe complexe

Proprietățile chimice ale fosforului

Există mai multe modificări alotropice ale fosforului, în special fosforul alb, fosforul roșu și fosforul negru.

Fosforul alb este format din molecule tetraatomice P4 și nu este o modificare stabilă a fosforului. Otrăvitoare. La temperatura camerei este moale și, ca ceara, se taie ușor cu un cuțit. Se oxidează lent în aer și, datorită particularităților mecanismului unei astfel de oxidări, strălucește în întuneric (fenomenul chemiluminiscenței). Chiar și cu încălzire scăzută, este posibilă aprinderea spontană a fosforului alb.

Dintre toate modificările alotrope, fosforul alb este cel mai activ.

Fosforul roșu este format din molecule lungi de compoziție variabilă Pn. Unele surse indică faptul că are structura atomica, dar este și mai corect să luăm în considerare structura sa moleculară. Datorită caracteristicilor structurale, este mai puțin substanta activaîn comparație cu fosforul alb, în ​​special, spre deosebire de fosforul alb, se oxidează mult mai lent în aer și necesită aprindere pentru a se aprinde.

Fosforul negru este format din lanțuri continue de P n și are o structură stratificată similară cu structura grafitului, motiv pentru care arată similar cu acesta. Această modificare alotropică are o structură atomică. Cea mai stabilă dintre toate modificările alotropice ale fosforului, cea mai pasivă din punct de vedere chimic. Din acest motiv, discutat mai jos Proprietăți chimice Fosforul trebuie clasificat în primul rând ca fosfor alb și roșu.

Interacțiunea fosforului cu nemetale

Reactivitatea fosforului este mai mare decât cea a azotului. Astfel, fosforul este capabil să ardă după aprindere în condiții normale, formând oxid acid P 2 O 5:

și cu lipsă de oxigen, oxid de fosfor (III):

Reacția cu halogenii este de asemenea intensă. Astfel, în timpul clorării și bromării fosforului, în funcție de proporțiile de reactivi, se formează trihalogenuri sau pentahalogenuri de fosfor:

Datorită proprietăților de oxidare semnificativ mai slabe ale iodului în comparație cu alți halogeni, oxidarea fosforului cu iod este posibilă numai la starea de oxidare +3:

Spre deosebire de azot fosforul nu reacționează cu hidrogenul.

Interacțiunea fosforului cu metalele

Fosforul reacționează atunci când este încălzit cu metale active și metale cu activitate intermediară pentru a forma fosfuri:

Fosfurile metalelor active, cum ar fi nitrururile, sunt hidrolizate de apă:

Precum și soluții apoase de acizi neoxidanți:

Interacțiunea fosforului cu substanțe complexe

Fosforul este oxidat de acizii oxidanți, în special de acizii azotic și sulfuric concentrați:

Trebuie să știți că fosforul alb reacționează cu soluțiile apoase de alcalii. Cu toate acestea, din cauza specificității, capacitatea de a scrie ecuații pentru astfel de interacțiuni la examenul de stat unificat în chimie nu a fost încă necesară.

Cu toate acestea, pentru cei care pretind 100 de puncte, pentru propria lor liniște sufletească, vă puteți aminti următoarele caracteristici ale interacțiunii fosforului cu soluțiile alcaline la rece și la încălzire.

La rece, interacțiunea fosforului alb cu soluțiile alcaline se desfășoară lent. Reacția este însoțită de formarea unui gaz cu miros de pește putred - fosfină și un compus cu o stare de oxidare rară a fosforului +1:

Când fosforul alb reacționează cu o soluție alcalină concentrată în timpul fierberii, se eliberează hidrogen și se formează fosfit: