UlazNajveće oksidaciono stanje dušika je. Oksidacijska stanja dušika u amoniju
1) Nitridi- jedinjenja dušika s manje elektronegativnih elemenata, na primjer, s metalima i nizom nemetala.
Dobijanje nitrida
Poznato je nekoliko metoda za proizvodnju nitrida.
1) Metoda sinteze iz jednostavnih supstanci. At visoke temperature dušik oksidira
mnogi metali i nemetali, formirajući nitride, u kojima pokazuje stepen
oksidacija-3:
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
3Si + N 2 = Si 3 N 2
Od kovalentnih nitrida najveća vrijednost ima vodonik nitrid H3N
(amonijak), dobiven industrijskim sintezom iz jednostavnih tvari:
3H 2 +N 2 = 2H 3 N
Najveći dio proizvedenog amonijaka koristi se za proizvodnju dušične kiseline.
2) Metoda redukcije iz oksida u prisustvu azota. Ne samo ugljik, već i metali ili njihovi hidridi se koriste kao redukciono sredstvo u ovim procesima:
TiO 2 + CH 2 +N 2 = TiN +CaO +H 2 O
3) Metoda termičke disocijacije. Ova metoda se provodi upotrebom spojeva koji sadrže i metal i dušik, na primjer amino kloride:
TiCl 4 4NH 3 = TiN + NH 3 + HCl
Na ovaj način se dobijaju nitridi AlN, VN, NbN, Ta 3 N 5, CrN, U 3 N, Fe 2 N.
4) Metoda taloženja nitrida iz gasne faze. Primjer ove metode je interakcija metalnih hlorida i oksihlorida sa amonijakom. Ove reakcije se obično dešavaju na temperaturama oko 800oC
MeCl 4 + NH 3 →MeN + HCl
MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl
Hemijska svojstva nitrida
Svojstva nitrida mijenjaju se više ili manje prirodno kroz periode i grupe periodnog sistema. Na primjer, u kratkim periodima dolazi do prijelaza sa bazičnih na kisele nitride:
Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N
bazična amfoterna kiselina
Nitridi s-elemenata prve i druge grupe, na primjer Na3N, Mn 3 N 2, su kristalne supstance. Hemijski su prilično aktivni.
Na primjer, lako se razgrađuju s vodom, stvarajući alkalije i amonijak:
Na 3 N + 3H 2 O = 3NaOH + H 3 N
Kiseli nitridi, na primjer Cl3N, hidroliziraju se u kiseline i amonijak:
Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + H 3 N
Bazni nitridi reaguju sa kiselinama:
Mg 3 N 2 + HCl = MgCl 2 + H 3 N
Istovremeno, kiseli nitridi su skloni interakciji sa alkalijama:
BN + H 2 O + NaOH→BO 2 Na + H 3 N
Amfoterni nitridi, posebno AlN, mogu reagirati i sa kiselinama i sa alkalijama:
2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4
AlN + 3H 2 O + KOH→Al(OH) 4 K+ H 3 N
Bazni i kiseli nitridi ulaze u reakcije kompleksiranja kako bi nastali mješoviti nitridi, na primjer Li 5 TiN 3, Li 5 GeN 3 i drugi
5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
osnovni kiselo
Nitridi alkalnih metala su nestabilna jedinjenja. Na uobičajenim temperaturama ne stupaju u interakciju s kisikom u zraku. Na temperaturama topljenja počinju da se raspadaju na elemente.
Svi kovalentni nitridi su prilično stabilni. Posebno su stabilni nitridi aluminijuma, bora i silicijuma, koji tek na temperaturama od 1000-1200°C počinju da se slabo raspadaju na elemente. Vrlo su otporni na oksidaciju, djelovanje rastopljenih metala, vrućih kiselina i raznih agresivnih plinova.
Nitridi slični metalima imaju visoku hemijsku otpornost, posebno protiv dejstva hladnih i kipućih kiselina, mnogih rastopljenih metala, kao i protiv oksidacije na vazduhu. U alkalnim rastvorima nitridi slični metalima su manje stabilni. Brzo se raspadaju kada se stapaju sa alkalijama i solima alkalnih metala.
Hidrazin
Hidrazin (NH 2 NH 2) je visoko higroskopna tečnost sa primetnom sposobnošću da apsorbuje ugljen-dioksid i kiseonik iz vazduha. Hidrazin se smrzava na temperaturi od plus 1,5°, ključa na temperaturi od 113,5° (pritisak 760 mm Hg). Specifična težina supstance varira u zavisnosti od njenog stanja agregacije i temperature okoline. Na temperaturi od minus 5°, gustina čvrstog hidrazina je 1,146, tečnog na temperaturi od 0° - 1,0253, a na temperaturi od +15° - 1,0114. Kako temperatura dalje raste, specifična težina spoja opada. Hidrazin je visoko rastvorljiv u vodi, alkoholima, amonijaku i aminima. Nerastvorljiv je u ugljovodonicima i njihovim halogenim derivatima. Vodeni rastvori imaju osnovna svojstva. Hidrazin je jak redukcioni agens. Zbog toga je termodinamički nestabilan i lako se raspada pod uticajem katalizatora, kada se zagrije na visoke temperature i kada je izložen zračenju. U vazduhu gori plavim plamenom. Istovremeno se ističe značajan iznos energije.
U industriji se hidrazin dobiva Rašigovom metodom, čija se prva faza sastoji od djelovanja klora na amonijak, što rezultira stvaranjem lomljivog kloramina:
NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O
Hemijska svojstva hidrazina određena su, prije svega, činjenicom da se njegov molekul sastoji od dvije amino grupe sa slabo baznim svojstvima. U skladu s tim, hidrazin, kao slaba baza, može reagirati s jednom ili dvije molekule jednobazne kiseline, na primjer hlorovodonične kiseline:
N2H4 + HCl = N2H5Cl
N 2 H 4 + 2HCl = N 2 H 6 Cl 2
Njegova reakcija sa sumpornom kiselinom dovodi do hidrazin sulfata (N 2 H 6 SO 4) koji je, kao i svaka sol, čvrsta supstanca, vrlo topljiva u vodi. Hidrazin sulfat, nazvan Sigrazin, pronašao je medicinsku upotrebu u liječenju pacijenata sa rakom. Pacijenti sa rakom obično doživljavaju tešku iscrpljenost i brz gubitak težine i apetita. Ove pojave su uzrokovane poremećajima metabolizma ugljikohidrata.
Još jedna karakteristika hidrazina su njegova snažna redukciona svojstva, što je uzrokovano i prisustvom slabe veze dušik-azot u njegovoj molekuli i anomalnim stupnjem oksidacije atoma dušika (-2). Primjer redukcijskih svojstava hidrazina je njegova reakcija s kalijevim permanganatom, koji se može koristiti za analitičko određivanje hidrazina, kao i reakcije s nekim drugim oksidantima:
5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O
Hidrazin gori na zraku, a ova reakcija je vrlo egzotermna i dovodi do stvaranja plinovitih produkata:
NH 2 -NH 2 + O 2 = N 2 + 2H 2 O + 149,5 kcal/mol
Hidroksilamin
U molekuli hidroksilamina, atom dušika ima nezauzeti par elektrona. Stoga je, poput amonijaka i hidrazina, sposoban reakcijama adicije formirati veze prema metodi donor-akceptor. Hidroksilamin je vrlo topiv u vodi, a sa kiselinama daje soli, na primjer hidroksil amonijum hlorid. Stepen oksidacije dušika u hidroksilaminu je -1. Stoga pokazuje i redukujuća i oksidirajuća svojstva. Međutim, karakterističnija je sposobnost redukcije hidroksilamina. Posebno se koristi kao redukciono sredstvo (uglavnom u obliku soli) u laboratorijskoj praksi.
Hemijska svojstva:
U vodenom rastvoru disocira prema osnovnom tipu, kao slaba baza:
NH 2 OH + H 2 O = + + OH -
Može se disocirati i na kiseli način
NH 2 OH + H 2 O = NH 2 O - + H 3 O +
Kao i NH 3, hidroksilamin reaguje sa kiselinama i formira soli hidroksilamina:
NH 2 OH + HCl = Cl
Na zraku veza je nestabilna:
3NH 2 OH = N 2 + NH 3 + 3H 2 O
ali pri pritisku od 3 kPa (2,25 mm Hg) se topi na 32 °C i ključa na 57 °C bez raspadanja.
U zraku se lako oksidira atmosferskim kisikom:
4NH 2 OH + O 2 = 6H 2 O + 2N 2
Hidroksilamin pokazuje svojstva redukcionog agensa; kada je izložen oksidantima, oslobađa se N 2 ili N 2 O:
U nekim reakcijama NH 2 OH ispoljava oksidirajuća svojstva, te se reducira na NH 3 ili NH 4 +
Potvrda
U laboratoriji se dobija razlaganjem soli hidroksilamina u vakuumu: (NH 3 OH) 3 PO 4 ili (ClO 4) 2.
Alkoholna otopina hidroksilamina može se pripremiti djelovanjem etanola na NH 3 OHCl.
U industriji se hidroksilaminske soli dobijaju redukcijom NO vodonikom u prisustvu platinskog katalizatora ili hidrogenacijom azotne kiseline, kao i djelovanjem atomskog vodika na dušičnu kiselinu.
Nitrogen- element 2. perioda V A-grupe periodnog sistema, redni broj 7. Elektronska formula atom [ 2 He]2s 2 2p 3 , karakteristična oksidaciona stanja su 0, -3, +3 i +5, rjeđe +2 i +4, itd. N v stanje se smatra relativno stabilnim.
Skala oksidacijskih stanja za dušik:
+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.
Dušik ima visoku elektronegativnost (3,07), treći iza F i O. Pokazuje tipična nemetalna (kisela) svojstva, formirajući različite kiseline, soli i binarna jedinjenja koja sadrže kiseonik, kao i amonijum kation NH 4 i njegove soli.
U prirodi - sedamnaesti po hemijskom obilju elementa (deveti među nemetalima). Vital važan element za sve organizme.
N 2
Jednostavna supstanca. Sastoji se od nepolarnih molekula sa veoma stabilnom ˚σππ-vezom N≡N, što objašnjava hemijsku inertnost elementa u normalnim uslovima.
Gas bez boje, ukusa i mirisa koji se kondenzuje u bezbojnu tečnost (za razliku od O2).
Glavna komponenta vazduha je 78,09% zapremine, 75,52% mase. Azot ključa iz tekućeg zraka prije nego kisik. Slabo rastvorljiv u vodi (15,4 ml/1 l H 2 O na 20 ˚C), rastvorljivost azota je manja od rastvorljivosti kiseonika.
At sobnoj temperaturi N2, reaguje sa fluorom i, u vrlo maloj meri, sa kiseonikom:
N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
Reverzibilna reakcija stvaranja amonijaka odvija se na temperaturi od 200˚C, pod pritiskom do 350 atm i uvijek u prisustvu katalizatora (Fe, F 2 O 3, FeO, u laboratoriji sa Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Prema Le Chatelierovom principu, povećanje prinosa amonijaka treba da se dogodi sa povećanjem pritiska i smanjenjem temperature. Međutim, brzina reakcije na niske temperature je vrlo mala, pa se proces izvodi na 450-500 ˚C, čime se postiže prinos amonijaka od 15%. Nereagirani N 2 i H 2 se vraćaju u reaktor i time povećavaju stepen reakcije.
Dušik je hemijski pasivan u odnosu na kiseline i baze i ne podržava sagorevanje.
Potvrda V industrija– frakciona destilacija tečnog vazduha ili uklanjanje kiseonika iz vazduha hemijskim putem, na primer, reakcijom 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zagrevanju. U tim slučajevima se dobija azot koji sadrži i nečistoće plemenitih gasova (uglavnom argona).
U laboratoriju se male količine kemijski čistog dušika mogu dobiti reakcijom komutacije uz umjereno zagrijavanje:
N -3 H 4 N 3 O 2(T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Koristi se za sintezu amonijaka. Dušična kiselina i drugi proizvodi koji sadrže azot, kao inertni medij za hemijske i metalurške procese i skladištenje zapaljivih materija.
N.H. 3
Binarno jedinjenje, oksidaciono stanje azota je – 3. Bezbojni gas oštrog karakterističnog mirisa. Molekul ima strukturu nepotpunog tetraedra [: N(H) 3 ] (sp 3 hibridizacija). Prisutnost donorskog para elektrona na sp 3 hibridnoj orbitali dušika u molekuli NH 3 određuje karakterističnu reakciju dodavanja vodikovog kationa, što rezultira stvaranjem kationa amonijum NH4. Ukapljuje se pod viškom pritiska na sobnoj temperaturi. U tečnom stanju, povezan je vodoničnim vezama. Termički nestabilan. Visoko rastvorljiv u vodi (više od 700 l/1 l H 2 O na 20˚C); udio u zasićenom rastvoru je 34% težinski i 99% zapreminski, pH = 11,8.
Vrlo reaktivan, sklon reakcijama adicije. Gori u kiseoniku, reaguje sa kiselinama. Pokazuje redukujuća (zbog N -3) i oksidirajuća (zbog H +1) svojstva. Suši se samo sa kalcijum oksidom.
Kvalitativne reakcije – stvaranje bijelog "dima" pri kontaktu s plinovitom HCl, pocrnjenje komada papira navlaženog otopinom Hg 2 (NO3) 2.
Intermedijarni proizvod u sintezi HNO 3 i amonijum soli. Koristi se u proizvodnji sode, dušičnih đubriva, boja, eksploziva; tečni amonijak je rashladno sredstvo. Otrovno.
Jednačine najvažnijih reakcija:
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) bijeli “dim”
4NH 3 + 3O 2 (vazduh) = 2N 2 + 6 H 2 O (sagorevanje)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. 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 (sobna temperatura, pritisak)
Potvrda. IN laboratorije– istiskivanje amonijaka iz amonijevih soli kada se zagrije sa soda vapnom: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ili prokuhavanje vodenog rastvora amonijaka i zatim sušenje gasa.
U industriji Amonijak se proizvodi iz azota i vodonika. Industrijski proizvodi u tekućem obliku ili u obliku koncentrirane vodene otopine pod tehničkim nazivom amonijačna voda.
Amonijak hidratN.H. 3
*
H 2
O.
Intermolekularna veza. Bijela, u kristalnoj rešetki – molekuli NH 3 i H 2 O povezani slabom vodikovom vezom. Prisutan u vodenom rastvoru amonijaka, slaba baza (produkti disocijacije - NH 4 kation i OH anjon). Amonijum kation ima pravilnu tetraedarsku strukturu (sp 3 hibridizacija). Termički nestabilan, potpuno se raspada kada se otopina prokuha. Neutralisan jakim kiselinama. Pokazuje redukciona svojstva (zbog N-3) u koncentrovanom rastvoru. Podvrgava se reakcijama ionske izmjene i kompleksiranja.
Kvalitativna reakcija– stvaranje bijelog “dima” pri kontaktu sa gasovitom HCl. Koristi se za stvaranje blago alkalne sredine u rastvoru tokom taloženja amfoternih hidroksida.
1 M rastvor amonijaka sadrži uglavnom NH 3 *H 2 O hidrat i samo 0,4% jona NH 4 OH (zbog disocijacije hidrata); Dakle, jonski “amonijum hidroksid NH 4 OH” praktično nije sadržan u rastvoru, a takvog spoja nema u čvrstom hidratu.
Jednačine najvažnijih reakcija:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (kupanje sa NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (razrijeđen) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Često se naziva i razrijeđena otopina amonijaka (3-10%) amonijak(ime su izmislili alhemičari), a koncentrirani rastvor (18,5 - 25%) je rastvor amonijaka (proizveden u industriji).
Oksidi dušika
Azot monoksidNO
Oksid koji ne stvara soli. Bezbojni gas. Radikal, sadrži kovalentnu σπ vezu (N꞊O), u čvrstom stanju dimer N 2 O 2 co N-N veza. Izuzetno termički stabilan. Osetljiva na kiseonik iz vazduha (postaje smeđa). Slabo rastvorljiv u vodi i ne reaguje sa njom. Hemijski pasivan prema kiselinama i alkalijama. Kada se zagrije, reagira s metalima i nemetalima. visoko reaktivna mješavina NO i NO 2 (“dušišni plinovi”). Intermedijarni proizvod u sintezi dušične kiseline.
Jednačine najvažnijih reakcija:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (crveno) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reakcije na mješavine NO i NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Potvrda V industrija: oksidacija amonijaka kiseonikom na katalizatoru, in laboratorije— interakcija razrijeđene dušične kiseline s redukcijskim agensima:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
ili smanjenje nitrata:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
Dušikov dioksidNO 2
Kiseli oksid, uslovno odgovara dvema kiselinama - HNO 2 i HNO 3 (kiselina za N 4 ne postoji). Smeđi gas, na sobnoj temperaturi monomer NO 2, u hladnoj tečnosti bezbojni dimer N 2 O 4 (diazot tetroksid). Potpuno reaguje sa vodom i alkalijama. Vrlo jak oksidant koji uzrokuje koroziju metala. Koristi se za sintezu azotne kiseline i bezvodnih nitrata, kao oksidator raketnog goriva, prečistač ulja od sumpora i katalizator za oksidaciju organskih jedinjenja. Otrovno.
Jednadžba najvažnijih reakcija:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (na hladnom)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (razrijeđeno) = 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 (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)
Potvrda: V industrija - oksidacija NO atmosferskim kiseonikom, in laboratorije– interakcija koncentrirane dušične kiseline sa redukcijskim agensima:
6HNO 3 (konc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., hor.) + P (crveno) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2
Diazot oksidN 2 O
Bezbojni gas prijatnog mirisa („gas za smejanje“), N꞊N꞊O, formalno oksidaciono stanje azota +1, slabo rastvorljiv u vodi. Podržava sagorevanje grafita i magnezijuma:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Dobija se termičkom razgradnjom amonijum nitrata:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
koristi se u medicini kao anestetik.
Dianitrogen trioksidN 2 O 3
Na niskim temperaturama – plava tečnost, ON꞊NO 2, formalno oksidaciono stanje azota +3. Na 20 ˚C razlaže se 90% u mješavinu bezbojnog NO i smeđeg NO 2 („dušišni plinovi“, industrijski dim – „lisičji rep“). N 2 O 3 je kiseli oksid, na hladnom sa vodom stvara HNO 2, kada se zagrije drugačije reaguje:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Sa alkalijama daje soli HNO 2, na primjer NaNO 2.
Dobija se reakcijom NO sa O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ili sa NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
sa jakim hlađenjem. “Azotni plinovi” su također opasni za okoliš i djeluju kao katalizatori za uništavanje ozonskog omotača atmosfere.
Dianitrogen pentoksid N 2 O 5
Bezbojna, čvrsta supstanca, O 2 N – O – NO 2, oksidaciono stanje azota je +5. Na sobnoj temperaturi se razlaže na NO 2 i O 2 za 10 sati. Reaguje sa vodom i alkalijama kao kiseli oksid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Pripremljen dehidracijom dimeće dušične kiseline:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ili oksidacija NO 2 ozonom na -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
Nitriti i nitrati
Kalijum nitritKNO 2
. Bijela, higroskopna. Topi se bez raspadanja. Stabilan na suvom vazduhu. Vrlo rastvorljiv u vodi (formirajući bezbojni rastvor), hidrolizira na anjonu. Tipično oksidaciono i redukciono sredstvo u kiseloj sredini, veoma sporo reaguje u alkalnoj sredini. Ulazi u reakcije jonske izmjene. Kvalitativne reakcije na jonu NO 2 - promjena boje ljubičaste otopine MnO 4 i pojava crnog taloga pri dodavanju jona I. Koristi se u proizvodnji boja, kao analitički reagens za aminokiseline i jodide, te sastavni dio fotografskih reagensa .
jednadžba najvažnijih reakcija:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (npr.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 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 - (zasićeni) + NH 4 + (zasićeni) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (crna) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razrijeđeno) + Ag + = AgNO 2 (svijetložuto)↓
Potvrda Vindustrija– smanjenje kalijum nitrata u procesima:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (spužva) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
irate
kalijum
KNO 3
Tehnički naziv potaša, ili Indijanac sol , salitra. Bijela, topi se bez raspadanja i raspada se daljnjim zagrijavanjem. Stabilan na vazduhu. Visoko rastvorljiv u vodi (sa visokim endo-efekat, = -36 kJ), nema hidrolize. Jak oksidant tokom fuzije (zbog oslobađanja atomskog kiseonika). U rastvoru se redukuje samo atomskim vodonikom (u kiseloj sredini u KNO 2, u alkalnoj u NH 3). Koristi se u proizvodnji stakla, kao konzervans za hranu, sastavni dio pirotehničkih smjesa i mineralnih đubriva.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. HCl) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, konc. 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 (sagorevanje)
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)
Potvrda: u industriji
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
iu laboratoriji:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Jedinjenja dušika u -3 oksidacijskom stanju predstavljaju amonijak i metalni nitridi.
Amonijak- NH 3 je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa. Molekula amonijaka ima piramidalnu strukturu i sadrži usamljeni par elektrona na atomu dušika:
Na temperaturi od -33,4 °C, amonijak se kondenzuje, formirajući tečnost sa veoma visokom toplotom isparavanja, što ga omogućava da se koristi kao rashladno sredstvo u industrijskim rashladnim jedinicama. Tečni amonijak je dobar rastvarač; u njemu se otapaju alkalni i zemnoalkalni metali, formirajući obojene provodne rastvore. U prisustvu katalizatora (FeCl 3), otopljeni metal reagira s amonijakom kako bi se oslobodio vodik i formirao amid, na primjer:
2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2
natrijum amid
U atmosferi kisika, amonijak sagorijeva i stvara dušik; na platinskom katalizatoru, amonijak se oksidira u dušikov oksid (II):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Amonijak je vrlo rastvorljiv u vodi, u kojoj pokazuje svojstva slabe baze:
NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85·10 -5
Kao baza, amonijak reaguje s kiselinama da nastane amonijeve kationske soli, na primjer:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Amonijumove soli su visoko rastvorljive u vodi i blago hidrolizovane. U kristalnom stanju su termički nestabilni. Sastav proizvoda termolize ovisi o svojstvima kiseline koja tvori sol:
NH 4 Cl ® NH 3 + 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
Kada se vodene otopine amonijevih soli pri zagrijavanju izlože alkalijama, oslobađa se amonijak, što omogućava da se ova reakcija koristi kao kvalitativna reakcija za amonijeve soli i kao laboratorijska metoda za proizvodnju amonijaka.
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
U industriji, amonijak se proizvodi direktnom sintezom.
N 2 + 3H 2 2NH 3
Budući da je reakcija vrlo reverzibilna, sinteza se provodi pri povišenom tlaku (do 100 mPa). Da bi se ubrzao trenutak ravnoteže, proces se izvodi u prisustvu katalizatora (spužvasto gvožđe koje promoviše aditivi) i na temperaturi od oko 500 °C.
Nitridi Alkalni i zemnoalkalni metali su jonska jedinjenja koja se lako razlažu vodom i formiraju amonijak.
Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
D-metalni nitridi su kristalna jedinjenja promenljivog sastava (bertolidi), veoma vatrostalna i hemijski stabilna.
Hidrazin- N 2 H 4 je najvažnije neorgansko jedinjenje azota u oksidacionom stanju -2.
Hidrazin je bezbojna tečnost sa tačkom ključanja od 114 °C, koja dimi na vazduhu. Pare hidrazina su izuzetno toksične i stvaraju eksplozivne smjese sa zrakom. Hidrazin se dobija oksidacijom amonijaka natrijum hipohloritom:
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Hidrazin se miješa s vodom u bilo kojem omjeru i u otopini se ponaša kao slaba baza dikiseline, formirajući dvije serije soli.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 × 10 -7 ;
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 × 10 -15 ;
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
hidrozonijum hlorid dihidrozonijum dihlorid
Hidrazin je najjači redukcijski agens:
4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
Hidrazin i njegovi derivati se široko koriste kao raketno gorivo.
Hidroksilamin- NH 2 OH je glavno neorgansko jedinjenje azota u oksidacionom stanju -1.
Hidroksilamin je bezbojna kristalna supstanca (t.t. 33 °C), dobro rastvorljiva u vodi, u kojoj pokazuje svojstva slabe baze.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
Hidroksilamin se dobiva redukcijom dušične kiseline vodonikom u vrijeme oslobađanja tokom elektrolize:
HNO 3 + 6[H] = NH 2 OH + 2H 2 O
Atom dušika u molekuli NH 2 OH pokazuje srednje oksidacijsko stanje (između -3 i +5), tako da hidroksilamin može djelovati i kao redukcijski i kao oksidacijski agens:
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O
redukciono sredstvo
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
oksidant
Dušik pokazuje pozitivna oksidaciona stanja u oksidima, kao i kiseline koje sadrže kiseonik i njihove soli.
Dušikov oksid (I) - N 2 O (dušikov oksid, gas za smeh). Struktura njegove molekule može se prenijeti rezonancijom dvije valentne sheme, koje pokazuju da se ovo jedinjenje može smatrati samo formalno kao dušikov(I) oksid, a u stvarnosti je dušikov(V) oksonitrid - ON +5 N -3.
N 2 O je bezbojni gas slabog prijatnog mirisa. U malim koncentracijama izaziva napade neobuzdane radosti, u velikim dozama ima opći anestetički učinak. U medicini se za anesteziju koristi mješavina dušikovog oksida (80%) i kisika (20%).
U laboratorijskim uslovima, azot oksid (I) se može dobiti razgradnjom amonijum nitrata:
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
N 2 O dobiven ovom metodom sadrži nečistoće viših dušikovih oksida, koji su izuzetno toksični!
U pogledu hemijskih svojstava, dušikov oksid (I) je tipičan oksid koji ne stvara soli; ne reagira s vodom, kiselinama i alkalijama. Kada se zagrije, razgrađuje se i stvara kisik i dušik. Iz tog razloga, N 2 O može djelovati kao oksidacijsko sredstvo, na primjer:
N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O
dušikov oksid (II)- NO je bezbojni gas, izuzetno toksičan. U zraku se brzo oksidira kisikom da nastane ništa manje otrovan dušikov oksid (IV). U industriji, NO se proizvodi propuštanjem zraka kroz električni luk (3000-4000 °C).
Laboratorijska metoda za proizvodnju dušikovog oksida (II) je reakcija bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom.
3Cu + 8HNO 3 (razrijeđeno) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Dušikov(II) oksid je oksid koji ne stvara soli, jak redukcijski agens i lako reagira s kisikom i halogenima.
2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
nitrozil hlorid
U isto vrijeme, kada je u interakciji s jakim redukcijskim agensima, NO djeluje kao oksidant:
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
dušikov oksid (III)- N 2 O 3 - tečnost intenzivno plave boje(temperatura - 100 °C). Stabilan samo u tečnom i čvrstom stanju na niskim temperaturama. Očigledno postoji u dva oblika:
Dušikov(III) oksid se dobija zajedničkom kondenzacijom para NO i NO2. Disocira u tečnostima i parama.
NO 2 + NO N 2 O 3
Svojstva su tipični kiseli oksid. Reaguje sa vodom, formirajući azotnu kiselinu, a sa alkalijama formira soli - nitrite.
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2
N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
Dušična kiselina- kiselina srednje jačine (K a = 1×10 -4). Nije izoliran u svom čistom obliku; u otopinama postoji u dva tautomerna oblika (tautomeri su izomeri koji su u dinamičkoj ravnoteži.)
nitritni oblik nitro oblik
Soli dušične kiseline su stabilne. Nitritni anion pokazuje izraženu redoks dualnost. U zavisnosti od uslova, može obavljati i funkciju oksidacionog agensa i funkciju redukcionog sredstva, na primer:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
oksidant
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
redukciono sredstvo
Dušična kiselina i nitriti imaju tendenciju da budu nesrazmjerni:
3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
dušikov oksid(IV)- NO 2 - smeđi gas, sa oštrim neprijatan miris, izuzetno toksično! U industriji, NO 2 nastaje oksidacijom NO. Laboratorijska metoda za proizvodnju NO 2 je interakcija bakra sa koncentriranom dušičnom kiselinom, kao i termička razgradnja olovnog nitrata.
Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2
Molekul NO 2 ima jedan nespareni elektron i stabilan je slobodni radikal. Stoga dušikov oksid lako dimerizira. Proces je reverzibilan i vrlo je osjetljiv na temperaturu.
paramagnetski, dijamagnetski,
smeđa bezbojna
Dušikov dioksid je kiseli oksid koji reaguje sa vodom, formirajući mešavinu azotne i azotne kiseline (mešoviti anhidrid).
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
dušikov oksid (V)- N 2 O 5 je bijela kristalna supstanca. Dobiva se dehidracijom dušične kiseline ili oksidacijom dušikovog oksida (IV) ozonom:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
U kristalnom stanju, N 2 O 5 ima strukturu nalik soli - + -, u parama (uzvišena temperatura 33 ° C) - molekularnu.
N 2 O 5 - kiseli oksid - anhidrid azotne kiseline:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Azotna kiselina- HNO 3 je bezbojna tečnost sa tačkom ključanja od 84,1°C, raspada se zagrevanjem i izlaganjem svetlosti.
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Nečistoće dušikovog dioksida daju koncentrovanoj dušičnoj kiselini žuto-smeđu boju. Dušična kiselina se miješa s vodom u bilo kojem omjeru i jedna je od najjačih mineralnih kiselina; potpuno se disocira u otopini:
Dušična kiselina je jedan od najjačih oksidansa. Dubina njegovog oporavka zavisi od mnogih faktora: koncentracije, temperature, redukcionog sredstva. Tipično, oksidacija dušičnom kiselinom proizvodi mješavinu redukcijskih produkata:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Preovlađujući proizvod oksidacije nemetala i neaktivnih metala koncentriranom dušičnom kiselinom je dušikov oksid (IV):
I 2 + 10HNO 3 (konc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
Pb + 4HNO 3 (konc) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Koncentrirana dušična kiselina pasivira željezo i aluminij. Aluminij je pasiviran čak i razrijeđenom dušičnom kiselinom. Dušična kiselina bilo koje koncentracije nema uticaja na zlato, platinu, tantal, rodijum i iridijum. Zlato i platina su otopljeni u aqua regia - mješavini koncentrirane dušične i hlorovodonične kiseline u omjeru 1:3:
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
Snažan oksidacijski učinak carske vode nastaje zbog stvaranja atomskog hlora tokom razgradnje nitrozil hlorida, produkta interakcije azotne kiseline i hlorovodonika.
HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O
NOCl = NO + Cl×
Efikasno otapalo za niskoaktivne metale je mješavina koncentrisane dušične i fluorovodonične kiseline.
3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O
Razrijeđena dušična kiselina, kada je u interakciji s nemetalima i nisko aktivnim metalima, reducira se pretežno u dušikov oksid (II), na primjer:
3P + 5HNO 3 (razm.) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO
3Pb + 8HNO 3 (dil) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Aktivni metali redukuju razrijeđenu dušičnu kiselinu na N 2 O, N 2 ili NH 4 NO 3, na primjer,
4Zn + 10HNO 3 (dil) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Soli azotne kiseline - nitrati su visoko rastvorljivi u vodi i termički nestabilni. Razlaganje nitrata aktivnih metala (isključujući litij), koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala lijevo od magnezija, dovodi do stvaranja nitrita.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Prilikom razgradnje litijum i magnezijum nitrata, kao i nitrata metala koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala desno od magnezijuma, do bakra, oslobađa se mešavina azot(IV) oksida i kiseonika.
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Nitrati metala koji se nalaze na kraju serije aktivnosti razlažu se do slobodnog metala:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
Natrijum, kalijum i amonijum nitrati se široko koriste za proizvodnju baruta i eksploziva, a takođe i kao azotna đubriva (saltitra). Amonijum sulfat, amonijačna voda i urea (urea) - potpuni amid ugljene kiseline H 2 N-C(O)-NH 2 - se takođe koriste kao đubriva. Najveći dio dušične kiseline koristi se u proizvodnji gnojiva i eksploziva.
Dušična kiselina se industrijski proizvodi kontaktnim ili lučnim metodama, koje se razlikuju u prvoj fazi - proizvodnji dušikovog oksida (II). Metoda luka se zasniva na proizvodnji NO propuštanjem zraka kroz električni luk. U kontaktnoj metodi, NO se proizvodi oksidacijom amonijaka kisikom na platinskom katalizatoru. Zatim se dušikov oksid(II) oksidira u dušikov oksid(IV) kisikom iz atmosfere. Otapanjem NO 2 u vodi u prisustvu kiseonika dobija se azotna kiselina u koncentraciji od 60-65%.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
Po potrebi se dušična kiselina koncentrira destilacijom s koncentriranom sumpornom kiselinom. U laboratoriji se koncentrirana dušična kiselina može pripremiti zagrijavanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijum nitrat.
NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaHSO 4
Postoje hemijski elementi koji pokazuju različita oksidaciona stanja, što im omogućava da se formiraju tokom hemijskih reakcija veliki broj spojeva sa određenim svojstvima. Znajući elektronska struktura atoma, možemo pretpostaviti koje će se supstance formirati.
Oksidacijsko stanje dušika može varirati od -3 do +5, što ukazuje na raznolikost jedinjenja na bazi njega.
Karakteristike elemenata
Azot pripada hemijskim elementima koji se nalaze u grupi 15, u drugom periodu periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Dodeljuje mu se redni broj 7 i skraćena slovna oznaka N. U normalnim uslovima, relativno inertan element, za reakcije su potrebni posebni uslovi. da se dogodi.
U prirodi se javlja kao dvoatomski bezbojni plin atmosferski vazduh sa volumnim udjelom većim od 75%. Sadrži u proteinskim molekulima, nukleinskim kiselinama i tvarima neorganskog porijekla koje sadrže dušik.
Atomska struktura
Za određivanje oksidacijskog stanja dušika u spojevima potrebno je poznavati njegovu nuklearnu strukturu i proučavati elektronske ljuske.
Prirodni element predstavljaju dva stabilna izotopa, masenog broja 14 ili 15. Prvo jezgro sadrži 7 neutronskih i 7 protonskih čestica, a drugo još jednu neutronsku česticu.
Postoje umjetne varijante njegovog atoma s masom 12-13 i 16-17, koje imaju nestabilna jezgra.
Kada se proučava elektronska struktura atomskog dušika, jasno je da postoje dvije elektronske ljuske (unutrašnja i vanjska). 1s orbitala sadrži jedan par elektrona.
Na drugoj vanjskoj ljusci nalazi se samo pet negativno nabijenih čestica: dvije na 2s-podnivou i tri na 2p-orbitali. Nivo valentne energije nema slobodnih ćelija, što ukazuje na nemogućnost razdvajanja njegovog elektronskog para. Smatra se da je 2p orbitala samo do pola ispunjena elektronima, što omogućava dodavanje 3 negativno nabijene čestice. U ovom slučaju, oksidacijsko stanje dušika je -3.
Uzimajući u obzir strukturu orbitala, možemo zaključiti da je ovaj element s koordinacijskim brojem 4 maksimalno vezan sa samo četiri druga atoma. Za formiranje tri veze koristi se mehanizam razmjene, druga se formira na pre-ni-no-accept-tor način.
Oksidacijska stanja dušika u različitim jedinjenjima
Maksimalni broj negativnih čestica koje njegov atom može da pričvrsti je 3. U ovom slučaju, njegovo oksidaciono stanje izgleda jednako -3, svojstveno jedinjenjima kao što su NH 3 ili amonijak, NH 4 + ili amonijum i Me 3 N 2 nitridi. Potonje tvari nastaju s povećanjem temperature kroz interakciju dušika s atomima metala.
Najveći broj negativno nabijenih čestica koje element može ispustiti jednak je 5.
Dva atoma azota su sposobna da se međusobno kombinuju i formiraju stabilna jedinjenja sa oksidacionim stanjem od -2. Takva veza je uočena u N 2 H 4 ili hidrazinima, u azidima različitih metala ili MeN 3. Atom dušika dodaje 2 elektrona slobodnim orbitalama.
Postoji oksidacijsko stanje od -1 kada dati element primi samo 1 negativnu česticu. Na primjer, u NH 2 OH ili hidroksilaminu je negativno nabijen.
Postoje pozitivni znaci oksidacionog stanja dušika, kada se elektronske čestice uzimaju iz vanjskog energetskog sloja. Oni variraju od +1 do +5.
Naboj 1+ je prisutan na azotu u N 2 O (monovalentni oksid) i u natrijum hiponitritu sa formulom Na 2 N 2 O 2.
U NO (divalentni oksid), element daje dva elektrona i postaje pozitivno nabijen (+2).
Postoji oksidaciono stanje dušika 3 (u jedinjenju NaNO 2 ili nitridu i također u trovalentnom oksidu). U ovom slučaju, 3 elektrona se odvajaju.
Naelektrisanje +4 se javlja u oksidu sa valentnošću IV ili njegovom dimeru (N 2 O 4).
Pozitivan znak oksidacionog stanja (+5) javlja se u N 2 O 5 ili u petovalentnom oksidu, u dušičnoj kiselini i njenim derivatima.
Jedinjenja dušika i vodonika
Prirodne supstance zasnovane na gornja dva elementa podsećaju na organske ugljovodonike. Samo vodonik nitrati gube svoju stabilnost kako se količina atomskog dušika povećava.
Najznačajnija jedinjenja vodika uključuju molekule amonijaka, hidrazina i azotne kiseline. Dobivaju se reakcijom vodika s dušikom, a potonja supstanca također sadrži kisik.
Šta je amonijak
Naziva se i vodonik nitridom, a njegova hemijska formula je NH 3 sa masom 17. U uslovima normalne temperature i pritiska, amonijak ima oblik bezbojnog gasa sa oštrim mirisom amonijaka. Gustoća je 2 puta manja od zraka i lako se otapa u vodenoj sredini zbog polarne strukture svoje molekule. Odnosi se na tvari male opasnosti.
U industrijskim količinama, amonijak se proizvodi katalitičkom sintezom iz molekula vodika i dušika. Postoje laboratorijske metode za proizvodnju amonijevih soli i natrijevog nitrita.
Struktura amonijaka
Piramidalni molekul sadrži jedan atom dušika i 3 atoma vodika. Nalaze se jedna u odnosu na drugu pod uglom od 107 stepeni. U molekulu u obliku tetraedra, dušik se nalazi u središtu. Zbog tri nesparena p-elektrona, povezan je polarnim vezama kovalentne prirode sa 3 atomska vodika, od kojih svaki ima po 1 s-elektron. Tako nastaje molekul amonijaka. U ovom slučaju dušik pokazuje oksidacijsko stanje od -3.
Ovaj element još uvijek ima nepodijeljeni par elektrona na vanjskom nivou, koji stvara kovalentnu vezu sa jonom vodonika koji ima pozitivan naboj. Jedan element je donor negativno nabijenih čestica, a drugi je akceptor. Tako nastaje amonijum jon NH 4 +.
Šta je amonijum
Klasificira se kao pozitivno nabijeni poliatomski jon ili kation. Amonijum je također klasifikovan kao hemikalije, koji ne može postojati u obliku molekula. Sastoji se od amonijaka i vodonika.
Amonijum sa pozitivnim nabojem u prisustvu različitih anjona sa negativnim predznakom sposoban je da formira amonijumove soli, u kojima se ponašaju kao metali sa valentnošću I. Uz njegovo učešće se sintetišu i amonijeva jedinjenja.
Mnoge amonijumove soli postoje u obliku kristalnih, bezbojnih supstanci koje su lako rastvorljive u vodi. Ako jedinjenja NH 4 + jona formiraju hlapljive kiseline, tada se pod uvjetima zagrijavanja razgrađuju uz oslobađanje plinovitih tvari. Njihovo naknadno hlađenje dovodi do reverzibilnog procesa.
Stabilnost takvih soli zavisi od jačine kiselina od kojih su formirane. Stabilna jedinjenja amonijuma odgovaraju jakom kiselom ostatku. Na primjer, stabilni amonijum hlorid se proizvodi iz hlorovodonične kiseline. Na temperaturama do 25 stepeni, takva sol se ne raspada, što se ne može reći za amonijum karbonat. Potonji spoj se često koristi u kuvanju za dizanje tijesta, zamjenjujući sodu bikarbonu.
Slastičari jednostavno nazivaju amonijum karbonat amonijum. Ovu so pivari koriste za poboljšanje fermentacije pivskog kvasca.
Kvalitativna reakcija za detekciju amonijum iona je djelovanje hidroksida alkalnih metala na njegove spojeve. U prisustvu NH 4 + oslobađa se amonijak.
Hemijska struktura amonijaka
Konfiguracija njegovog jona podseća na pravilan tetraedar sa azotom u centru. Atomi vodonika nalaze se na vrhovima slike. Da biste izračunali oksidacijsko stanje dušika u amoniju, morate zapamtiti da je ukupni naboj kationa +1, a svakom vodonikovom jonu nedostaje jedan elektron, a ima ih samo 4. Ukupni potencijal vodika je +4. Ako od naboja kationa oduzmemo naboj svih vodikovih jona, dobićemo: +1 - (+4) = -3. To znači da dušik ima oksidacijsko stanje od -3. U ovom slučaju dodaje tri elektrona.
Šta su nitridi
Dušik se može kombinovati sa više elektropozitivnih atoma metalne i nemetalne prirode. Kao rezultat, nastaju spojevi slični hidridima i karbidima. Takve tvari koje sadrže dušik nazivaju se nitridi. Između metala i atoma dušika u jedinjenjima postoje kovalentne, jonske i međuveze. Upravo ova karakteristika je u osnovi njihove klasifikacije.
Kovalentni nitridi uključuju spojeve u kojima kemijske veze ne prenose elektrone iz atomskog dušika, već formiraju zajednički elektronski oblak zajedno s negativno nabijenim česticama drugih atoma.
Primjeri takvih supstanci su vodonik nitridi, kao što su molekuli amonijaka i hidrazina, kao i dušikovi halogenidi, koji uključuju trikloride, tribromide i trifluoride. Njihov zajednički elektronski par pripada podjednako ova dva atoma.
Jonski nitridi uključuju spojeve s hemijskom vezom koja nastaje prijenosom elektrona s metalnog elementa na besplatni nivoi na azotu. Molekuli takvih supstanci pokazuju polaritet. Nitridi imaju stanje oksidacije dušika 3-. U skladu s tim, ukupni naboj metala će biti 3+.
Takva jedinjenja uključuju nitride magnezijuma, litijuma, cinka ili bakra, sa izuzetkom alkalnih metala. Imaju visoku tačku topljenja.
Nitridi sa međuvezom uključuju tvari u kojima su atomi metala i dušika ravnomjerno raspoređeni i nema jasnog pomjeranja elektronskog oblaka. Takva inertna jedinjenja uključuju nitride gvožđa, molibdena, mangana i volframa.
Opis trovalentnog dušikovog oksida
Naziva se i anhidridom dobijenim iz azotne kiseline formule HNO 2. Uzimajući u obzir oksidaciona stanja dušika (3+) i kisika (2-) u trioksidu, omjer atoma elementa je 2 prema 3 ili N 2 O 3.
Tečni i plinoviti oblici anhidrida su vrlo nestabilna jedinjenja; lako se razlažu u dva različita oksida valencije IV i II.
Proces oksidacije amonijum jona nitrit ionom je vrlo pogodan:Poznate su i druge metode: razlaganje azida pri zagrevanju, razgradnja amonijaka sa bakar(II) oksidom, interakcija nitrita sa sulfaminskom kiselinom ili ureom:
Katalitička razgradnja amonijaka na visokim temperaturama također može proizvesti dušik:
Fizička svojstva.
Neki fizička svojstva i azota dati su u tabeli. 1. |
Tabela 1. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA DUHOTA |
|
| Gustina, g/cm 3 | 0,808 (tečnost) |
| Tačka topljenja, °C | –209,96 |
| Tačka ključanja, °C | –195,8 |
| Kritična temperatura, °C | –147,1 |
| Kritični pritisak, atm a | 33,5 |
| Kritična gustina, g/cm 3 a | 0,311 |
| Specifični toplotni kapacitet, J/(mol K) | 14,56 (15° C) |
| Elektronegativnost prema Paulingu | 3 |
| Kovalentni radijus, | 0,74 |
| Kristalni radijus, | 1,4 (M 3–) |
| Potencijal jonizacije, V b | |
| prvo | 14,54 |
| sekunda | 29,60 |
| A Temperatura i pritisak na kojima su gustineTečno i gasovito stanje dušika su isto. b Količina energije potrebna za uklanjanje prvog vanjskog elektrona i sljedećeg, po 1 molu atomskog dušika. |
|
|
Tabela 2. OKSIDACIONA STANJA DUHOTA I ODGOVARAJUĆIH JEDINJENJA |
|
|
Oksidacijsko stanje |
Primjeri povezivanja |
| Amonijak NH 3, amonijum jon NH 4 +, nitridi M 3 N 2 | |
| Hidrazin N2H4 | |
| Hidroksilamin NH 2 OH | |
| Natrijum hiponitrit Na 2 N 2 O 2 , dušikov oksid (I) N 2 O | |
| Azot(II) oksid NO | |
| Azot(III) oksid N 2 O 3, natrijum nitrit NaNO 2 | |
| Dušikov oksid (IV) NO 2, dimer N 2 O 4 | |
| Dušikov oksid(V) N 2 O 5 , Azotna kiselina HNO3 i njegove soli (nitrati) | |
|
Tabela 3. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA AMONIJAKA I VODE |
||
|
Nekretnina |
||
| Gustina, g/cm 3 | 0,65 (–10° C) | 1,00 (4,0° C) |
| Tačka topljenja, °C | –77,7 | 0 |
| Tačka ključanja, °C | –33,35 | 100 |
| Kritična temperatura, °C | 132 | 374 |
| Kritični pritisak, atm | 112 | 218 |
| Entalpija isparavanja, J/g | 1368 (–33° C) | 2264 (100° C) |
| Entalpija topljenja, J/g | 351 (–77° C) | 334 (0° C) |
| Električna provodljivost | 5H 10 –11 (–33° C) | 4H 10 –8 (18° C) |
slično procesu koji se odvija u vodi:
Neka hemijska svojstva oba sistema su upoređena u tabeli. 4. Tečni amonijak kao otapalo ima prednost u nekim slučajevima kada nije moguće provesti reakcije u vodi zbog brze interakcije komponenti s vodom (na primjer, oksidacija i redukcija). Na primjer, u tekućem amonijaku, kalcij reagira s KCl i formira CaCl 2 i K, budući da je CaCl 2 nerastvorljiv u tekućem amonijaku, a K je rastvorljiv, i reakcija se odvija u potpunosti. U vodi je takva reakcija nemoguća zbog brze interakcije Ca s vodom.
Proizvodnja amonijaka. Gasni NH 3 oslobađa se iz amonijevih soli pod djelovanjem jake baze, na primjer, NaOH:Metoda je primenljiva u laboratorijskim uslovima. Mala proizvodnja amonijaka se takođe zasniva na hidrolizi nitrida, kao što je Mg 3 N 2 , voda. Kalcijum cijanamid CaCN 2 U interakciji s vodom, također stvara amonijak. Glavna industrijska metoda za proizvodnju amonijaka je njegova katalitička sinteza iz atmosferskog dušika i vodika na visokoj temperaturi i pritisku:
Vodik za ovu sintezu se dobija termičkim krekovanjem ugljovodonika, delovanjem vodene pare na ugalj ili gvožđe, razlaganjem alkohola vodenom parom ili elektrolizom vode. Pribavljeni su mnogi patenti za sintezu amonijaka, koji se razlikuju u uslovima procesa (temperatura, pritisak, katalizator). Postoji način industrijske proizvodnje termičkom destilacijom uglja. Imena F. Habera i K. Boscha vezuju se za tehnološki razvoj sinteze amonijaka. |
Tabela 4. POREĐENJE REAKCIJA U VODI I OKOLIŠI AMONIJAKA |
|
|
Vodeno okruženje |
Okolina amonijaka |
|
Neutralizacija |
|
| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
|
Hidroliza (protoliza) |
|
 |
|
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
|
Zamjena |
|
| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
|
Rešenje (kompleksiranje ) |
|
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
|
Amfoternost |
|
| 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– |
Simbol M
n+ predstavlja jon prelaznog metala (B-podgrupa periodni sistem, na primjer, Cu 2+, Mn 2+ iitd.). Bilo koja protonska kiselina (tj. koja sadrži H) reaguje sa amonijakom u vodenom rastvoru i formira amonijumove soli, kao što je amonijum nitrat NH 4 NE 3 , amonijum hlorid NH 4
Cl, amonijum sulfat (NH 4) 2 SO 4 , amonijum fosfat (NH 4) 3PO 4 . Ove soli se široko koriste u poljoprivreda kao đubrivo za unošenje azota u zemljište. Amonijum nitrat se takođe koristi kao jeftin eksploziv; prvo je korišteno s naftnim gorivom (dizel ulje). Vodeni rastvor amonijaka se koristi direktno za unošenje u tlo ili sa vodom za navodnjavanje. Urea NH 2 CONH 2 , dobiven sintezom iz amonijaka i ugljičnog dioksida, također je gnojivo. Plinoviti amonijak reagira s metalima kao što su Na i K da bi formirali amide:Amonijak takođe reaguje sa hidridima i nitridima da bi formirao amide:
Amidi alkalnih metala (npr. NaNH 2) reaguju sa N 2 O kada se zagrije, formira azide: Gasni NH 3 reducira okside teških metala u metale na visokim temperaturama, očigledno zbog vodika koji nastaje razgradnjom amonijaka u N 2 i H 2: Atomi vodika u molekuli NH 3
može se zamijeniti halogenom. Jod reaguje sa koncentrisanim rastvorom NH 3
tvoreći mješavinu tvari koje sadrže N I 3 . Ova supstanca je vrlo nestabilna i eksplodira pri najmanjem mehaničkom udaru. Kada reaguje NH 3 c Cl 2 nastaju hloramini NCl 3, NHCl 2 i NH 2 Cl. Kada je amonijak izložen natrijum hipohloritu NaOCl (nastao od NaOH i Cl2 ) konačni proizvod je hidrazin:
Hidrazin. Gore navedene reakcije su metoda za pripremu hidrazin monohidrata sastava N 2 H 4 H H 2 O. Bezvodni hidrazin nastaje specijalnom destilacijom monohidrata sa BaO ili drugim supstancama koje uklanjaju vodu. Svojstva hidrazina su malo slična vodikovom peroksidu H 2 O 2 . Čisti bezvodni hidrazin
bezbojna higroskopna tečnost, ključanja na 113,5°C ; dobro se rastvara u vodi, formirajući slabu bazu U kiseloj sredini (H+ ) hidrazin formira rastvorljive hidrazonijeve soli tipa + X . Lakoća s kojom hidrazin i neki od njegovih derivata (kao što je metilhidrazin) reagiraju s kisikom omogućava da se koristi kao komponenta tekućeg raketnog goriva. Hidrazin i svi njegovi derivati su vrlo toksični.Oksidi dušika. U spojevima sa kiseonikom, azot pokazuje sva oksidaciona stanja, formirajući okside: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Malo je informacija o stvaranju dušikovih peroksida (NO 3, BR. 4). dušikov oksid (I) N 2 O (diazot-monoksid) se dobija termičkom disocijacijom amonijum nitrata:Molekul ima linearnu strukturuO je prilično inertan na sobnoj temperaturi, ali na visokim temperaturama može podržati sagorijevanje lako oksidiranih materijala. N 2
O, poznat kao gas za smeh, koristi se za blagu anesteziju u medicini.dušikov oksid (II) NO bezbojni plin, jedan je od proizvoda katalitičke termičke disocijacije amonijaka u prisustvu kisika:
NO nastaje i tokom termičke razgradnje dušične kiseline ili tokom reakcije bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom:NO se može dobiti sintezom iz jednostavnih supstanci (N 2 i O 2 ) na vrlo visokim temperaturama, na primjer kod električnog pražnjenja. Struktura molekula NO ima jedan nespareni elektron. Jedinjenja s ovom strukturom stupaju u interakciju s električnim i magnetskim poljima. U tekućem ili čvrstom stanju, oksid je plave boje jer nespareni elektron uzrokuje djelomičnu asocijaciju u tekućem stanju i slabu dimerizaciju u čvrstom stanju: 2NO N2O2. dušikov oksid (III) N2O3 (azot trioksid) azotni anhidrid: N2O3 + H2O2HNO2. Čisti N2O3 može se dobiti kao plava tečnost na niskim temperaturama (20°
C) iz ekvimolekularne mješavine NO i NO 2. N2O3 stabilan samo u čvrstom stanju na niskim temperaturama (mp 102,3°
C), u tečnom i gasovitom stanju ponovo se razlaže na NO i NO 2 .
dušikov oksid (IV) NE 2 (dušikov dioksid) također ima nespareni elektron u molekuli ( vidi gore dušikov oksid (II)). Struktura molekule pretpostavlja vezu od tri elektrona, a molekula pokazuje svojstva slobodnog radikala (jedna linija odgovara dva uparena elektrona):
dobiven katalitičkom oksidacijom amonijaka u višku kisika ili oksidacijom NO u zraku:
kao i po reakcijama:
Na sobnoj temperaturi NO 2
plin je tamno braon boje, ima magnetna svojstva zbog prisustva nesparenog elektrona. Na temperaturama ispod 0°C NO 2 molekula dimerizira u dinitrogen tetroksid, a na 9.3°
C dimerizacija se odvija u potpunosti: 2NO2N2O4 . U tečnom stanju, samo 1% NO je nedimerizovano 2 i na 100° C ostaje kao dimer od 10% N 2 O 4 . (ili N2O4 ) reaguje u toplu vodu sa stvaranjem azotne kiseline: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 tehnologija stoga veoma važan kao međufaza u dobijanju industrijski važnog proizvoda
azotne kiseline.dušikov oksid (V) N2O5 (zastarjelo. azotni anhidrid) bijela kristalna supstanca, dobijena dehidratacijom azotne kiseline u prisustvu fosfor-oksida P 4 O 10: 
N2O5 lako se rastvara u vlazi vazduha, ponovo formirajući HNO3. Svojstva N2O5 određena ravnotežom
N 2 O 5 je dobar oksidant, lako, ponekad burno, reaguje sa metalima i organska jedinjenja a u čistom stanju eksplodira kada se zagrije. Vjerovatna struktura. Kada se rastvor ispari, formira se beli eksploziv sa očekivanom strukturom HON=NOH. Dušična kiselina
HNO2 nije postoji u svom čistom obliku, ali vodeni rastvori njegove niske koncentracije nastaju dodavanjem sumporne kiseline barijum nitritu:Dušična kiselina nastaje i kada se otopi ekvimolarna smjesa NO i NO 2 (ili N 2 O 3 ) u vodi. Dušična kiselina je nešto jača od sirćetne kiseline. Oksidacijsko stanje dušika u njemu je +3 (njegova struktura HON=O), one. može biti i oksidacijski i redukcijski agens. Pod uticajem redukcionih agenasa obično se obnavlja NO , a pri interakciji s oksidantima oksidira se u dušičnu kiselinu. Brzina rastvaranja nekih tvari, kao što su metali ili jodidni ion, u dušičnoj kiselini ovisi o koncentraciji azotne kiseline prisutne kao nečistoće. Soli nitrita azotne kiseline su visoko rastvorljive u vodi, osim nitrita srebra.
NaNO2 koristi se u proizvodnji boja.Azotna kiselina HNO3 jedan od najvažnijih neorganskih proizvoda hemijska industrija. Koristi se u tehnologijama mnogih drugih anorganskih i organskih supstanci, kao što su eksplozivi, đubriva, polimeri i vlakna, boje, farmaceutski proizvodi i sl. vidi takođe HEMIJSKI ELEMENTI.LITERATURA Imenik azota. M., 1969Nekrasov B.V. Osnove opšta hemija . M., 1973
Problemi sa fiksacijom dušika. Neorganska i fizička hemija. M., 1982