Megtalálás a természetben.

A nitrogén a természetben főleg szabad állapotban fordul elő. Levegőben térfogathányada 78,09%, tömeghányada 75,6%. A nitrogénvegyületek kis mennyiségben megtalálhatók a talajban. A nitrogén fehérjék és számos természetes szerves vegyület alkotóeleme. A földkéreg összes nitrogéntartalma 0,01%.

Nyugta.

A gépészetben a nitrogént folyékony levegőből nyerik. Mint ismeretes, a levegő gázok, főként nitrogén és oxigén keveréke. A Föld felszínén lévő száraz levegő (térfogatrészekben): nitrogén 78,09%, oxigén 20,95%, nemesgázok 0,93%, szén-monoxid (IV) 0,03%, valamint véletlenszerű szennyeződések - por, mikroorganizmusok, hidrogén-szulfid, kén-oxid ( IV). Az így nyert nitrogén nemesgázok (főleg argon) szennyeződéseit tartalmazza. Tiszta nitrogént lehet előállítani a laboratóriumban az ammónium-nitrit hevítés közbeni lebontásával:

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

fizikai tulajdonságok. A nitrogén színtelen, szagtalan és íztelen gáz, könnyebb a levegőnél. Vízben való oldhatósága kisebb, mint az oxigéné: 20 0 C-on 15,4 ml nitrogén (31 ml oxigén) oldódik fel 1 liter vízben. Ezért a vízben oldott levegőben a nitrogénhez viszonyított oxigéntartalom nagyobb, mint a légkörben. A nitrogén vízben való csekély oldhatósága, valamint nagyon alacsony forráspontja a nitrogén- és vízmolekulák, valamint a nitrogénmolekulák közötti nagyon gyenge intermolekuláris kölcsönhatásokkal magyarázható.

A természetes nitrogén két stabil izotópból áll, amelyek tömegszáma 14 (99,64%) és 15 (0,36%).

Kémiai tulajdonságok.

Szobahőmérsékleten a nitrogén közvetlenül csak lítiummal egyesül:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Más fémekkel csak magas hőmérsékleten lép reakcióba, nitrideket képezve. Például:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, 2Al + N 2 \u003d 2AlN

A nitrogén hidrogénnel egyesül katalizátor jelenlétében, magas nyomáson és hőmérsékleten:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Az elektromos ív hőmérsékletén (3000-4000 fok) a nitrogén oxigénnel egyesül:

Alkalmazás. A nitrogént nagy mennyiségben használják fel ammónia előállítására. Széles körben használják közömbös környezet létrehozására - elektromos izzólámpák feltöltésére és higanyhőmérők szabad helyére, gyúlékony folyadékok szivattyúzásakor. Nitridnek az acéltermékek felületét, t. felületüket magas hőmérsékleten nitrogénnel telítik. Ennek eredményeként a felületi rétegben vas-nitridek képződnek, amelyek nagyobb keménységet adnak az acélnak. Az ilyen acél akár 500 °C-ig is ellenáll a melegítésnek anélkül, hogy elveszítené keménységét.

A nitrogén fontos a növények és állatok életében, mivel a fehérjeanyagok része. A nitrogénvegyületeket ásványi műtrágyák, robbanóanyagok gyártásában és számos iparágban használják.

48-as számú kérdés.

Az ammónia, tulajdonságai, előállítási módjai. Az ammónia felhasználása a nemzetgazdaságban. Ammónium-hidroxid. Ammóniumsók, tulajdonságaik és alkalmazásaik. Nitrogén műtrágyák a nitrogén ammónium formájával. Kvalitatív reakció az ammóniumionra.

Ammónia - színtelen, jellegzetes szagú, a levegőnél majdnem kétszer könnyebb gáz. Ha a nyomást növeljük vagy lehűtjük, könnyen elfolyósodik színtelen folyadékká. Az ammónia vízben nagyon jól oldódik. Az ammónia vizes oldatát ún ammóniás víz vagy ammónia. Forrás közben az oldott ammónia elpárolog az oldatból.

Kémiai tulajdonságok.

Kölcsönhatás savakkal:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 \u003d NH 4 H 2 PO 4

Kölcsönhatás oxigénnel:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

Réz visszanyerése:

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

Nyugta.

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

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Alkalmazás.

A folyékony ammóniát és vizes oldatait folyékony műtrágyaként használják.

Ammónium-hidroxid (ammónium-hidroxid) - NH 4 Ó

Az ammóniumsók és tulajdonságaik. Az ammóniumsók egy ammóniumkationból és egy savas anionból állnak. Szerkezetükben hasonlóak az egyszeres töltésű fémionok megfelelő sóihoz. Az ammóniumsókat ammónia vagy vizes oldata savakkal való kölcsönhatása útján állítják elő. Például:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

A sók általános tulajdonságait mutatják, pl. kölcsönhatásba lép lúgok, savak és más sók oldataival:

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

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

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

Alkalmazás. Az ammónium-nitrát (ammónium-nitrát) NH4NO3 nitrogénműtrágyaként és robbanóanyagok - ammonitok - gyártására használatos;

Ammónium-szulfát (NH4)2SO4 - olcsó nitrogénműtrágyaként;

Ammónium-hidrogén-karbonát NH4HCO3 és ammónium-karbonát (NH4)2CO3 - élelmiszeriparban lisztes édesipari termékek gyártásában vegyi sütőporként, textíliák festésében, vitaminok gyártásában, gyógyászatban;

Ammónium-klorid (ammónia) NH4Cl - galvánelemekben (száraz akkumulátorok), forrasztásban és ónozásban, textiliparban, műtrágyaként, állatgyógyászatban.

Ammónium (ammónia) műtrágyák ammóniumion formájában nitrogént tartalmaznak, és savanyító hatást fejtenek ki a talajra, ami tulajdonságainak romlásához és a műtrágyák hatékonyságának csökkenéséhez vezet, különösen rendszeres kijuttatáskor mesztelen, terméketlen talajokon. De ezeknek a műtrágyáknak is megvannak az előnyei: az ammónium sokkal kevésbé kimosódik, mivel a talajrészecskék megkötik, és a mikroorganizmusok felszívják, ráadásul a talajban a nitrofizáció folyamata megy végbe vele, pl. mikroorganizmusok nitráttá alakítják. Az ammónium-műtrágyák közül az ammónium-klorid a legkevésbé alkalmas zöldségnövényekre, mivel elég sok klórt tartalmaz.

Kvalitatív reakció az ammóniumionra.

Az ammóniumsók nagyon fontos tulajdonsága a lúgos oldatokkal való kölcsönhatásuk. Ezt a reakciót ammóniumsók (ammóniumion) észlelik a felszabaduló ammónia szagával vagy a nedves vörös lakmuszpapír kék festésével:

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

A nitrogén kémiai elem egyetlen egyszerű anyagot alkot. Ez az anyag gáz halmazállapotú, és kétatomos molekulákból, pl. képlete N 2 . Annak ellenére, hogy a nitrogén kémiai elem nagy elektronegativitással rendelkezik, a molekuláris nitrogén N 2 rendkívül inert anyag. feltételes adott tény az a tény, hogy a nitrogénmolekulában rendkívül erős hármas kötés (N≡N) jön létre. Emiatt szinte minden nitrogénreakció csak magasabb hőmérsékleten megy végbe.

A nitrogén kölcsönhatása fémekkel

Az egyetlen anyag, amely normál körülmények között reagál nitrogénnel, a lítium:

Érdekesség, hogy más aktív fémekkel, pl. alkáli- és alkáliföldfém, a nitrogén csak melegítés közben reagál:

A nitrogén kölcsönhatása közepes és alacsony aktivitású fémekkel (kivéve Pt és Au) szintén lehetséges, de ehhez összehasonlíthatatlanul magasabb hőmérséklet szükséges.

Az aktív fém-nitrideket víz könnyen hidrolizálja:

Valamint a savas oldatok, például:

A nitrogén kölcsönhatása nemfémekkel

A nitrogén reakcióba lép a hidrogénnel, ha katalizátorok jelenlétében hevítik. A reakció reverzibilis, ezért az ipari ammóniahozam növelése érdekében az eljárást nagy nyomáson hajtják végre:

Redukálószerként a nitrogén reagál fluorral és oxigénnel. Fluorral a reakció elektromos kisülés hatására megy végbe:

Oxigénnel a reakció elektromos kisülés hatására vagy 2000 ° C-nál magasabb hőmérsékleten megy végbe, és reverzibilis:

A nemfémek közül a nitrogén nem lép reakcióba halogénekkel és kénnel.

A nitrogén kölcsönhatása összetett anyagokkal

A foszfor kémiai tulajdonságai

A foszfornak számos allotróp módosulata létezik, különösen a fehér foszfor, a vörös foszfor és a fekete foszfor.

A fehér foszfort négyatomos P 4 molekulák alkotják, és nem a foszfor stabil módosítása. Mérgező. Szobahőmérsékleten puha, és a viaszhoz hasonlóan késsel könnyen vágható. Levegőben lassan oxidálódik, és az ilyen oxidáció mechanizmusának sajátosságai miatt a sötétben világít (a kemilumineszcencia jelensége). Még alacsony fűtés mellett is lehetséges a fehér foszfor spontán meggyulladása.

Az allotróp módosulatok közül a fehérfoszfor a legaktívabb.

A vörös foszfor hosszú, változó összetételű P n molekulákból áll. Egyes források arra utalnak, hogy atomi szerkezetű, de mégis helyesebb a szerkezetét molekulárisnak tekinteni. Szerkezeti jellemzői miatt a fehérfoszforhoz képest kevésbé aktív anyag, különösen a fehér foszforral ellentétben levegőn sokkal lassabban oxidálódik, és meggyújtásához gyújtás szükséges.

A fekete foszfor folytonos P n láncokból áll, és a grafithoz hasonló réteges szerkezetű, ezért is néz ki. Ennek az allotróp módosulatnak atomi szerkezete van. A foszfor összes allotróp módosulata közül a legstabilabb, kémiailag a legpasszívabb. Emiatt az alábbiakban tárgyaljuk Kémiai tulajdonságok a foszfort elsősorban a fehér és vörös foszfornak kell tulajdonítani.

A foszfor kölcsönhatása nemfémekkel

A foszfor reakcióképessége nagyobb, mint a nitrogéné. Tehát a foszfor normál körülmények között gyulladás után képes égni, és P 2 O 5 savas oxidot képez:

és oxigénhiány esetén foszfor(III)-oxid:

A halogénekkel való reakció is intenzíven megy végbe. Tehát a foszfor klórozása és brómozása során, a reagensek arányától függően, foszfor-trihalogenidek vagy pentahalogenidek képződnek:

A jód más halogénekhez képest lényegesen gyengébb oxidációs tulajdonságai miatt a foszfor jóddal történő oxidációja csak +3 oxidációs állapotig lehetséges:

A nitrogénnel ellentétben a foszfor nem lép reakcióba hidrogénnel.

A foszfor kölcsönhatása fémekkel

A foszfor aktív fémekkel és közepes aktivitású fémekkel hevítve foszfidokat képez:

Az aktív fémek foszfidjait, mint a nitrideket, a víz hidrolizálja:

Valamint nem oxidáló savak vizes oldatai:

A foszfor kölcsönhatása összetett anyagokkal

A foszfort oxidáló savak, különösen tömény salétromsav és kénsav oxidálják:

Tudnia kell, hogy a fehér foszfor reakcióba lép a lúgok vizes oldatával. A specifikusság miatt azonban még nem volt szükség az ilyen kölcsönhatások egyenleteinek feljegyzésére az egységes kémia államvizsgához.

Mindazonáltal azok, akik 100 pontot igényelnek, saját nyugalmuk kedvéért emlékezhetnek a foszfor és a lúgos oldatok kölcsönhatásának következő jellemzőire hidegben és melegítéskor.

Hidegben a fehér foszfor kölcsönhatása lúgos oldatokkal lassan megy végbe. A reakciót rohadt hal szagú gáz képződése kíséri - foszfin és ritka oxidációs állapotú foszfor +1 vegyület:

Amikor a fehér foszfor kölcsönhatásba lép egy tömény lúgoldattal, a forrás során hidrogén szabadul fel, és foszfit képződik:

Nitrogén- a periódusos rendszer V A-csoportjának 2. periódusának eleme, sorszáma 7. Az atom elektronképlete [ 2 He] 2s 2 2p 3, jellemző oxidációs állapotok 0, -3, +3 és + 5, ritkábban +2 és +4, a másik N v állapot pedig viszonylag stabilnak tekinthető.

Nitrogén oxidációs állapot skála:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

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

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

A nitrogén nagy elektronegativitású (3,07), az F és az O után a harmadik. Jellegzetes nemfémes (savas) tulajdonságokat mutat, miközben különféle oxigéntartalmú savakat, sókat és bináris vegyületeket, valamint az NH 4 ammónium kationt és annak összetételét képezi. sók.

A természetben - tizenhetedik kémiai abundancia elem szerint (kilencedik a nemfémek között). Minden szervezet számára létfontosságú elem.

N 2

Egyszerű anyag. Nem poláris molekulákból áll, nagyon stabil N≡N ˚σππ kötéssel, ami megmagyarázza az elem kémiai tehetetlenségét normál körülmények között.

Színtelen, íztelen, szagtalan gáz, amely színtelen folyadékká kondenzál (ellentétben az O2-vel).

A levegő fő összetevője 78,09 térfogat%, 75,52 tömeg%. A nitrogén az oxigén előtt forr ki a folyékony levegőből. Vízben enyhén oldódik (15,4 ml / 1 l H 2 O 20 ˚C-on), a nitrogén oldhatósága kisebb, mint az oxigéné.

Szobahőmérsékleten az N 2 reakcióba lép fluorral és nagyon kis mértékben oxigénnel:

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

Az ammónia kinyerésének reverzibilis reakciója 200°C hőmérsékleten, 350 atm-ig nyomás alatt, mindig katalizátor (Fe, F 2 O 3, FeO, a Pt laboratóriumban) jelenlétében megy végbe.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

A Le Chatelier-elvnek megfelelően az ammónia hozamának a nyomás növekedésével és a hőmérséklet csökkenésével kell növekednie. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség nagyon kicsi, ezért az eljárást 450-500 ˚C-on hajtjuk végre, 15%-os ammónia kitermeléssel. Az el nem reagált N 2 és H 2 visszajut a reaktorba, és ezáltal megnöveli a reakció mértékét.

A nitrogén kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben, nem támogatja az égést.

Nyugta ban ben ipar- a folyékony levegő frakcionált desztillációja vagy az oxigén kémiai eltávolítása a levegőből, például a 2C (koksz) + O 2 \u003d 2CO reakcióval melegítéskor. Ezekben az esetekben nitrogént nyernek, amely nemesgázok (főleg argon) szennyeződéseit is tartalmazza.

A laboratóriumban kis mennyiségű vegytiszta nitrogén nyerhető kapcsolási reakcióval mérsékelt melegítés mellett:

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)

Ammónia szintézisére használják. Salétromsav és egyéb nitrogéntartalmú termékek inert közegként vegyi és kohászati ​​folyamatokhoz, valamint gyúlékony anyagok tárolásához.

NH 3

Bináris vegyület, nitrogén oxidációs állapota - 3. Színtelen gáz, éles jellegzetes szaggal. A molekula szerkezete egy nem teljes tetraéder [:N(H) 3 ] (sp 3 hibridizáció). A nitrogén jelenléte egy donor elektronpár NH 3 molekulájában az sp 3 hibrid pályán a hidrogénkation jellegzetes addíciós reakcióját idézi elő, kation képződésével. ammónium NH4. Szobahőmérsékleten pozitív nyomás alatt cseppfolyósodik. Folyékony állapotban hidrogénkötések kapcsolódnak hozzá. Termikusan instabil. Oldjuk fel jól vízben (több mint 700 l/1 l H 2 O 20˚C-on); az arány a telített oldatban 34 tömeg% és 99 térfogat%, pH=11,8.

Nagyon reaktív, addíciós reakciókra hajlamos. Oxigénben ég, savakkal reagál. Redukáló (N -3 miatt) és oxidáló (H +1 miatt) tulajdonságokat mutat. Csak kalcium-oxiddal szárítják.

Minőségi reakciók - fehér "füst" képződése gázhalmazállapotú HCl-vel való érintkezéskor, Hg 2 (NO3) 2 oldattal megnedvesített papírdarab megfeketedése.

Köztes termék HNO 3 és ammóniumsók szintézisében. Szóda, nitrogénműtrágyák, színezékek, robbanóanyagok előállításához használják; folyékony ammónia hűtőközeg. Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenletei:

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) fehér "füst"
4NH 3 + 3O 2 (levegő) = 2N 2 + 6 H 2 O (égetés)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O (500 ˚C)
2 NH 3 + 3 Mg \u003d Mg 3 N 2 + 3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (szobahőmérséklet, nyomás)
Nyugta. NÁL NÉL laboratóriumok- az ammónia kiszorítása az ammóniumsókból nátronmésszel hevítve: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Vagy ammónia vizes oldatának forralása, majd a gáz szárítása.
Az iparban az ammóniát nitrogénből hidrogénnel állítják elő. Az ipar által előállított cseppfolyósított formában vagy tömény vizes oldat formájában műszaki néven ammóniás víz.

Ammónia-hidrátNH 3 * H 2 O. Intermolekuláris kapcsolat. Fehér, a kristályrácsban - gyenge hidrogénkötéssel megkötött NH 3 és H 2 O molekulák. Ammónia vizes oldatában van jelen, gyenge bázis (a disszociációs termékek az NH 4 kation és az OH anion). Az ammóniumkation szabályos tetraéderes szerkezetű (sp 3 hibridizáció). Termikusan instabil, az oldat forralásakor teljesen lebomlik. Erős savakkal semlegesítve. Tömény oldatban redukáló tulajdonságokat mutat (az N -3 miatt). Belép az ioncsere és a komplexképződés reakciójába.

Minőségi reakció– fehér „füst” képződése gázhalmazállapotú sósavval érintkezve. Enyhén lúgos környezet kialakítására szolgál oldatban, amfoter hidroxidok kicsapása során.
Egy 1 M ammónia oldat főleg NH 3 *H 2 O hidrátot és csak 0,4% NH 4 OH iont tartalmaz (a hidrát disszociáció miatt); így az ionos "ammónium-hidroxid NH 4 OH" gyakorlatilag nem található meg az oldatban, a szilárd hidrátban sincs ilyen vegyület.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
NH 3 H 2 O (tömény) = NH 3 + H 2 O (forrás NaOH-val)
NH 3 H 2 O + HCl (diff.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (tömény) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (tömény) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (tömény) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (tömény) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (tömény) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (tömény) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Híg ammóniaoldatot (3-10%) gyakran neveznek ammónia(a nevet alkimisták találták ki), a tömény oldat (18,5-25%) pedig ammóniaoldat (az ipar által gyártott).

nitrogén-oxidok

nitrogén-monoxidNEM

Nem sóképző oxid. színtelen gáz. A gyök kovalens σπ-kötést (N꞊O) tartalmaz, szilárd állapotban a dimer N 2 O 2 co N-N csatlakozás. Rendkívül termikusan stabil. Érzékeny a légköri oxigénre (barna színűvé válik). Vízben enyhén oldódik és nem lép reakcióba vele. Kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben. Melegítéskor reakcióba lép fémekkel és nemfémekkel. NO és NO 2 erősen reakcióképes keveréke ("nitrózus gázok"). Köztes termék a salétromsav szintézisében.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
2NO + O 2 (pl.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (piros) = 5N2 + 2P 2O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reakciók NO és NO 2 keverékére:
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)
Nyugta ban ben ipar: ammónia oxidációja oxigénnel katalizátoron, in laboratóriumok- híg salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
8HNO 3 + 6 Hg \u003d 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NEM+ 4 H 2 O
vagy a nitrátok csökkentése:
2NaNO 2 + 2H 2SO 4 + 2NaI \u003d 2 NEM + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

nitrogén-dioxidNEM 2

A savas oxid feltételesen két savnak felel meg - HNO 2 és HNO 3 (az N 4 sav nem létezik). Barna gáz, monomer NO 2 szobahőmérsékleten, folyékony színtelen dimer N 2 O 4 (dianitrogén-tetroxid) hidegen. Teljesen reagál vízzel, lúgokkal. Nagyon erős oxidálószer, korrozív fémekre. Salétromsav és vízmentes nitrátok szintéziséhez, rakétaüzemanyag oxidálószereként, kénből olajtisztítóként és szerves vegyületek oxidációjának katalizátoraként használják. Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenlete:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (szin.) (hidegben)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (diff.) \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 = 2NH3 + 4 H 2 O (kat. 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)
Nyugta: ban ben ipar - NO oxidációja légköri oxigénnel, in laboratóriumok– tömény salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
6HNO 3 (tömény, hegyek) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (tömény, rövid) + P (piros) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (koncentráció, hegyek) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

dinitrogén-oxidN 2 O

Színtelen, kellemes szagú gáz ("nevetőgáz"), N꞊N꞊О, formális nitrogénoxidációs foka +1, vízben rosszul oldódik. Támogatja a grafit és magnézium égését:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Az ammónium-nitrát hőbontásával nyert:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
az orvostudományban érzéstelenítőként használják.

dinitrogén-trioxidN 2 O 3

Alacsony hőmérsékleten kék folyadék, ON꞊NO 2, a nitrogén formális oxidációs állapota +3. 20 ˚C-on 90%-ban színtelen NO és barna NO 2 keverékére bomlik ("nitrózus gázok", ipari füst - "rókafark"). N 2 O 3 - savas oxid, hidegben vízzel HNO 2 -t képez, hevítéskor eltérően reagál:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Lúgokkal HNO 2 sókat ad, például NaNO 2 -t.
NO és O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) vagy NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3) kölcsönhatása révén nyerik.
erős hűtéssel. A "nitrogéntartalmú gázok" és a környezetre veszélyesek katalizátorként működnek a légkör ózonrétegének lebontásában.

dinitrogén-pentoxid N 2 O 5

Színtelen, szilárd, O 2 N - O - NO 2, nitrogén oxidációs állapota +5. Szobahőmérsékleten 10 óra alatt NO 2 -re és O 2 -re bomlik. Vízzel és lúgokkal reagál savas oxidként:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Füstölgő salétromsav dehidratálásával nyert:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
vagy NO 2 oxidációja ózonnal -78 ˚C-on:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitritek és nitrátok

Kálium-nitritKNO 2 . Fehér, higroszkópos. Bomlás nélkül megolvad. Száraz levegőn stabil. Vízben nagyon jól oldjuk (színtelen oldatot képezve), anionon hidrolizálódik. Tipikus oxidáló és redukálószer savas környezetben, lúgos környezetben nagyon lassan reagál. Ioncsere reakciókba lép. Kvalitatív reakciók az NO 2 ionról - a MnO 4 lila oldatának elszíneződése és fekete csapadék megjelenése I ionok hozzáadásakor Színezékek gyártásánál használják, aminosavak és jodidok analitikai reagenseként, a fotográfia egyik összetevője reagensek.
a legfontosabb reakciók egyenlete:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (tömény) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (híg.) + O 2 (pl.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (ibolya) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bt.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (telített) + NH 4 + (telített) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (fekete) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (világossárga) ↓
Nyugta ban benipar– a kálium-nitrát visszanyerése a folyamatokban:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (tömény) + Pb (szivacs) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kálium KNO 3
műszaki név kálium, vagy indián só , salétrom. Fehér, bomlás nélkül olvad, további hevítésre bomlik. Levegőálló. Vízben jól oldódik (magas endo-hatás, = -36 kJ), nincs hidrolízis. Összeolvasztva erős oxidálószer (az atomi oxigén felszabadulása miatt). Oldatban csak atomos hidrogén redukálja (savas közegben KNO 2-re, lúgos közegben NH 3 -ra). Üveggyártásban élelmiszer-tartósítószerként, pirotechnikai keverékek és ásványi műtrágyák összetevőjeként használják.

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

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

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

KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

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

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)

Nyugta: az iparban
4KOH (vízszintes) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

és a laborban:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

Vegyületek nem fémekkel

Az összes NG 3 nitrogén-halogenid ismert. Az NF 3 trifluoridot a fluor és ammónia kölcsönhatásával nyerik:

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

A nitrogén-trifluorid színtelen, mérgező gáz, amelynek molekulái piramis alakúak. A fluoratomok a piramis alján helyezkednek el, a tetejét pedig egy nitrogénatom foglalja el egy meg nem osztott elektronpárral. Különféle kémiai reagensekkel és melegítéssel szemben az NF 3 nagyon stabil.

A fennmaradó nitrogén-trihalogenidek endotermek, ezért instabilak és reakcióképesek. Az NCl 3 úgy keletkezik, hogy gáznemű klórt vezetnek át erős ammónium-klorid oldatba:

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

A nitrogén-triklorid erősen illékony (t bp = 71 °C) szúrós szagú folyadék. Enyhe felmelegedést vagy ütközést robbanás kísér nagy mennyiségű hő felszabadulásával. Ebben az esetben az NCl 3 elemekre bomlik. Az NBr 3 és NI 3 trihalogenidek még kevésbé stabilak.

A kalkogéneket tartalmazó nitrogénszármazékok erős endotermitásuk miatt nagyon instabilak. Mindegyiket rosszul tanulmányozták, hevítésre és ütésre felrobbannak.

Kapcsolatok fémekkel

A sószerű nitrideket fémekből és nitrogénből közvetlen szintézissel nyerik. A sószerű nitridek vízzel és híg savakkal bomlanak:

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

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

Mindkét reakció bizonyítja az aktív fém-nitridek alapvető természetét.

A fémszerű nitrideket fémek nitrogén vagy ammónia atmoszférában történő hevítésével állítják elő. Kiindulási anyagként átmeneti fémek oxidjai, halogenidjei és hidridjei használhatók:

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

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

Nitrogén és nitrogéntartalmú vegyületek alkalmazása

A nitrogén hatóköre nagyon nagy - műtrágyák, robbanóanyagok, ammónia gyártása, amelyet az orvostudományban használnak. A nitrogéntartalmú műtrágyák a legértékesebbek. Ilyen műtrágyák közé tartozik az ammónium-nitrát, karbamid, ammónia, nátrium-nitrát. A nitrogén a fehérjemolekulák szerves része, ezért a növényeknek szükségük van rá a normál növekedéshez és fejlődéshez. A nitrogén és hidrogén olyan fontos vegyületét, mint az ammónia, a hűtőberendezésekben használják, az ammónia, amely zárt csőrendszeren keresztül kering, nagy mennyiségű hőt vesz fel párolgása során. A kálium-nitrátot feketepor, a puskaport pedig a vadászpuskákban, a föld alatt előforduló érces ásványok feltárására használják. A füstmentes lőport piroxilinből, a cellulóz és a salétromsav észteréből nyerik. A hegyekben alagútépítéshez nitrogén alapú szerves robbanóanyagokat használnak (TNT, nitroglicerin).