EingangDer höchste Grad an Stickstoffoxidation ist gleich. Oxidationsstufen von Stickstoff in Ammonium
1) Nitrid- Verbindungen des Stickstoffs mit weniger elektronegativen Elementen, zum Beispiel mit Metallen und mit einer Reihe von Nichtmetallen.
Nitride erhalten
Es gibt mehrere Verfahren zum Erhalten von Nitriden.
1) Die Methode der Synthese aus einfachen Substanzen. Beim hohe Temperaturen Stickstoff oxidiert
viele Metalle und Nichtmetalle, die Nitride bilden, in denen es einen Grad aufweist
Oxidation-3:
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2
3Si + N 2 \u003d Si 3 N 2
Aus kovalenten Nitriden Höchster Wert hat Wasserstoffnitrid H3N
(Ammoniak), industriell durch Synthese aus einfachen Stoffen gewonnen:
3H 2 + N. 2 \u003d 2H 3 N
Der größte Teil des produzierten Ammoniaks wird zur Herstellung von Salpetersäure verwendet.
2) Das Reduktionsverfahren von Oxiden in Gegenwart von Stickstoff. Als Reduktionsmittel werden bei diesen Prozessen nicht nur Kohlenstoff, sondern auch Metalle oder deren Hydride eingesetzt:
TiO 2 + CH 2 + N 2 \u003d TiN + CaO + H 2 O
3) Methode der thermischen Dissoziation. Dieses Verfahren wird unter Verwendung von Verbindungen durchgeführt, die sowohl Metall als auch Stickstoff enthalten, beispielsweise Aminochloride:
TiCl 4 4NH 3 \u003d TiN + NH 3 + HCl
Auf diese Weise werden Nitride AlN, VN, NbN, Ta 3 N 5 , CrN, U 3 N, Fe 2 N erhalten.
4) Verfahren zur Abscheidung von Nitriden aus der Gasphase. Ein Beispiel für dieses Verfahren ist die Wechselwirkung von Metallchloriden und -oxychloriden mit Ammoniak. Diese Reaktionen finden normalerweise bei Temperaturen um 800 °C statt.
MeCl 4 + NH 3 → MeN + HCl
MeOCl 3 + NH3 → MeN + H 2 O + HCl
Chemische Eigenschaften von Nitriden
Die Eigenschaften von Nitriden ändern sich mehr oder weniger regelmäßig über die Perioden und Gruppen des Periodensystems. Beispielsweise erfolgt in kurzen Perioden ein Übergang von basischen zu sauren Nitriden:
Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N
basische Amphotersäure
Nitride von s-Elementen der ersten und zweiten Gruppe, beispielsweise Na3N, Mn 3 N 2 , sind kristalline Substanzen. Chemisch sind sie ziemlich aktiv.
Zum Beispiel werden sie leicht durch Wasser zersetzt und bilden Alkali und Ammoniak:
Na 3 N + 3 H 2 O \u003d 3 NaOH + H 3 N
Saure Nitride wie Cl3N werden zu Säuren und Ammoniak hydrolysiert:
Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + H 3 N
Basische Nitride interagieren mit Säuren:
Mg 3 N 2 + HCl \u003d MgCl 2 + H 3 N
Gleichzeitig neigen Säurenitride zur Wechselwirkung mit Alkalien:
BN + H 2 O + NaOH → BO 2 Na + H 3 N
Amphotere Nitride, insbesondere AlN, können sowohl mit Säuren als auch mit Laugen reagieren:
2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4
AlN + 3H 2 O + KOH → Al(OH) 4 K + H 3 N
Basische und saure Nitride gehen komplexe Bildungsreaktionen unter Bildung von Mischnitriden ein, beispielsweise Li 5 TiN 3, Li 5 GeN 3 und andere
5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
hauptsächlich sauer
Alkalimetallnitride sind instabile Verbindungen. Bei normalen Temperaturen interagieren sie nicht mit Sauerstoff in der Luft. Bei Schmelztemperaturen beginnen sie sich in Elemente zu zersetzen.
Alle kovalenten Nitride sind ziemlich stabil. Besonders stabil sind Aluminium-, Bor- und Siliziumnitride, die sich erst bei Temperaturen von 1000-1200°C schwach in Elemente zersetzen. Sie haben eine hohe Beständigkeit gegen Oxidation, gegen die Einwirkung von geschmolzenen Metallen, heißen Säuren und verschiedenen aggressiven Gasen.
Metallähnliche Nitride haben eine hohe chemische Beständigkeit, insbesondere gegen die Einwirkung von kalten und kochenden Säuren, vielen geschmolzenen Metallen und auch gegen Oxidation an der Luft. In Alkalilösungen sind metallähnliche Nitride weniger stabil. Sie zersetzen sich schnell, wenn sie mit Alkalien und Alkalimetallsalzen geschmolzen werden.
Hydrazin
Hydrazin (NH 2 NH 2) ist eine stark hygroskopische Flüssigkeit mit einer bemerkenswerten Fähigkeit, Kohlendioxid und Sauerstoff aus der Luft zu absorbieren. Hydrazin gefriert bei einer Temperatur von plus 1,5°, siedet bei einer Temperatur von 113,5° (Druck 760 mm Hg). Das spezifische Gewicht eines Stoffes variiert je nach Aggregatzustand und Umgebungstemperatur. Bei einer Temperatur von minus 5° beträgt die Dichte von festem Hydrazin 1,146, flüssig bei einer Temperatur von 0°–1,0253 und bei einer Temperatur von +15°–1,0114. Wenn die Temperatur weiter ansteigt, nimmt das spezifische Gewicht der Verbindung ab. Hydrazin ist in Wasser, Alkoholen, Ammoniak und Aminen gut löslich. Es ist in Kohlenwasserstoffen und ihren Halogenderivaten unlöslich. Wässrige Lösungen haben basische Eigenschaften. Hydrazin ist ein starkes Reduktionsmittel. Aus diesem Grund ist es thermodynamisch instabil und zersetzt sich leicht unter dem Einfluss von Katalysatoren, wenn es auf hohe Temperaturen unter Einwirkung von Strahlung erhitzt wird. An der Luft brennt es mit blauer Flamme. Gleichzeitig hebt es hervor signifikante Menge Energie.
In der Industrie wird Hydrazin nach der Raschig-Methode gewonnen, deren erste Stufe in der Einwirkung von Chlor auf Ammoniak besteht, wodurch zerbrechliches Chloramin entsteht:
NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O
Die chemischen Eigenschaften von Hydrazin werden zum einen dadurch bestimmt, dass sein Molekül aus zwei Aminogruppen mit schwach basischen Eigenschaften besteht. Dementsprechend kann Hydrazin als schwache Base sowohl mit einem als auch mit zwei Molekülen einer einbasigen Säure, beispielsweise Salzsäure, reagieren:
N 2 H 4 + HCl \u003d N 2 H 5 Cl
N 2 H 4 + 2 HCl \u003d N 2 H 6 Cl 2
Seine Reaktion mit Schwefelsäure führt zu Hydrazinsulfat (N 2 H 6 SO 4), das wie jedes Salz ein in Wasser gut löslicher Feststoff ist. Hydrazinsulfat namens Sigrazin hat medizinische Verwendung bei der Behandlung von Krebspatienten gefunden. Krebspatienten leiden in der Regel unter schwerer Unterernährung, schnellem Gewichtsverlust und Appetitlosigkeit. Diese Phänomene werden durch Störungen des Kohlenhydratstoffwechsels verursacht.
Ein weiteres Merkmal von Hydrazin sind seine stark reduzierenden Eigenschaften, die sowohl durch das Vorhandensein einer instabilen Stickstoff-Stickstoff-Bindung in seinem Molekül als auch durch den abnormalen Oxidationszustand der Stickstoffatome (-2) verursacht werden. Ein Beispiel für die reduzierenden Eigenschaften von Hydrazin ist seine Reaktion mit Kaliumpermanganat, das für die analytische Bestimmung von Hydrazin verwendet werden kann, sowie Reaktionen mit einigen anderen Oxidationsmitteln:
5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O
Hydrazin brennt an Luft, und diese Reaktion ist stark exotherm und führt zur Bildung gasförmiger Produkte:
NH 2 -NH 2 + O 2 \u003d N 2 + 2H 2 O + 149,5 kcal / mol
Hydroxylamin
Im Hydroxylaminmolekül hat das Stickstoffatom ein unbesetztes Elektronenpaar. Daher ist es wie Ammoniak und Hydrazin zu Additionsreaktionen unter Bildung von Bindungen im Donor-Akzeptor-Modus befähigt. Hydroxylamin ist in Wasser sehr gut löslich und bildet mit Säuren Salze, wie Hydroxylammoniumchlorid. Die Oxidationsstufe von Stickstoff in Hydroxylamin ist -1. Daher weist es sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften auf. Charakteristischer ist jedoch die Reduktionsfähigkeit von Hydroxylamin. Insbesondere wird es als Reduktionsmittel (hauptsächlich in Form von Salzen) in der Laborpraxis eingesetzt.
Chemische Eigenschaften:
In wässriger Lösung dissoziiert es nach dem Haupttyp, da es eine schwache Base ist:
NH 2 OH + H 2 O = + + OH –
Kann auch in Säureform dissoziieren
NH 2 OH + H 2 O \u003d NH 2 O - + H 3 O +
Wie NH 3 reagiert Hydroxylamin mit Säuren unter Bildung von Hydroxylaminiumsalzen:
NH 2 OH + HCl = Cl
In Luft ist die Verbindung instabil:
3NH 2 OH \u003d N 2 + NH 3 + 3H 2 O
aber bei einem Druck von 3 kPa (2,25 mmHg) schmilzt es bei 32°C und siedet bei 57°C ohne Zersetzung.
An der Luft wird es leicht durch Luftsauerstoff oxidiert:
4NH 2 OH + O 2 \u003d 6H 2 O + 2 N 2
Hydroxylamin hat die Eigenschaften eines Reduktionsmittels, bei Einwirkung von Oxidationsmitteln wird N 2 bzw. N 2 O freigesetzt:
Bei einigen Reaktionen zeigt NH 2 OH oxidierende Eigenschaften, während es zu NH 3 oder NH 4 + reduziert wird
Erhalt
Im Labor wird es durch Zersetzung von Hydroxylaminsalzen im Vakuum gewonnen: (NH 3 OH) 3 PO 4 oder (ClO 4) 2.
Eine alkoholische Lösung von Hydroxylamin kann durch Einwirkung von Ethanol auf NH 3 OHCl erhalten werden.
Technisch werden Hydroxylaminsalze durch Reduktion von NO mit Wasserstoff in Gegenwart eines Platinkatalysators oder durch Hydrierung von Salpetersäure sowie durch Einwirkung von atomarem Wasserstoff auf Salpetersäure gewonnen.
Stickstoff- Element der 2. Periode V der A-Gruppe des Periodensystems, laufende Nummer 7. Elektronische Formel Atom [ 2 He] 2s 2 2p 3 sind die charakteristischen Oxidationsstufen 0, -3, +3 und +5, seltener +2 und +4 usw. Der N v -Zustand gilt als relativ stabil.
Skala des Stickstoffoxidationszustands:
+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.
Stickstoff hat eine hohe Elektronegativität (3,07), die dritte nach F und O. Er zeigt typische nichtmetallische (saure) Eigenschaften, während er verschiedene sauerstoffhaltige Säuren, Salze und binäre Verbindungen bildet, sowie das Ammoniumkation NH 4 und seine Salze.
In der Natur - siebzehnter nach chemischem Häufigkeitselement (neunter unter den Nichtmetallen). Lebenswichtig wichtiges Element für alle Organismen.
N 2
Einfache Substanz. Es besteht aus unpolaren Molekülen mit einer sehr stabilen N≡N ˚σππ-Bindung, was die chemische Trägheit des Elements unter Normalbedingungen erklärt.
Ein farbloses, geschmackloses, geruchloses Gas, das zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert (im Gegensatz zu O2).
Der Hauptbestandteil von Luft ist 78,09 Volumenprozent, 75,52 Massenprozent. Stickstoff verdampft aus flüssiger Luft, bevor es Sauerstoff tut. Leicht löslich in Wasser (15,4 ml / 1 l H 2 O bei 20 ˚C), die Löslichkeit von Stickstoff ist geringer als die von Sauerstoff.
Beim Zimmertemperatur N 2, reagiert mit Fluor und in sehr geringem Maße mit Sauerstoff:
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
Die reversible Reaktion zur Gewinnung von Ammoniak verläuft bei einer Temperatur von 200 °C, unter einem Druck von bis zu 350 atm und immer in Gegenwart eines Katalysators (Fe, F 2 O 3 , FeO, im Labor bei Pt)
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ
Nach dem Le-Chatelier-Prinzip soll bei Druckerhöhung und Temperaturerniedrigung eine Erhöhung der Ammoniakausbeute erfolgen. Allerdings ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei niedrige Temperaturen ist sehr klein, daher wird der Prozess bei 450-500 ˚C durchgeführt, wobei eine Ammoniakausbeute von 15 % erreicht wird. Nicht umgesetztes N 2 und H 2 kehren in den Reaktor zurück und erhöhen dadurch das Ausmaß der Reaktion.
Stickstoff ist gegenüber Säuren und Laugen chemisch passiv, unterstützt die Verbrennung nicht.
Erhalt in Industrie- fraktionierte Destillation von flüssiger Luft oder chemische Entfernung von Sauerstoff aus Luft, beispielsweise durch die Reaktion 2C (Koks) + O 2 \u003d 2CO beim Erhitzen. In diesen Fällen wird Stickstoff gewonnen, der auch Verunreinigungen von Edelgasen (hauptsächlich Argon) enthält.
Im Labor lassen sich kleine Mengen chemisch reinen Stickstoffs durch eine Schaltreaktion bei mäßiger Erwärmung gewinnen:
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2 H 2 O (60-70)
NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
Es wird zur Synthese von Ammoniak verwendet. Salpetersäure und andere stickstoffhaltige Produkte als Inertmedium für chemische und metallurgische Prozesse und Lagerung brennbarer Stoffe.
NH 3
Binäre Verbindung, Stickstoffoxidationszustand ist - 3. Ein farbloses Gas mit einem scharfen charakteristischen Geruch. Das Molekül hat die Struktur eines unvollständigen Tetraeders [: N(H) 3 ] (sp 3 -Hybridisierung). Die Anwesenheit von Stickstoff im Molekül NH 3 eines Donor-Elektronenpaars im sp 3 -Hybridorbital bewirkt eine charakteristische Additionsreaktion eines Wasserstoffkations unter Bildung eines Kations Ammonium NH4. Es verflüssigt sich unter Überdruck bei Raumtemperatur. Im flüssigen Zustand ist es durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden. Thermisch instabil. Lassen Sie uns gut in Wasser auflösen (mehr als 700 l/1 l H 2 O bei 20˚C); der Anteil in der gesättigten Lösung beträgt 34 Gew.-% und 99 Vol.-%, pH = 11,8.
Sehr reaktiv, neigt zu Additionsreaktionen. Verbrennt in Sauerstoff, reagiert mit Säuren. Zeigt reduzierende (durch N-3) und oxidierende (durch H+1) Eigenschaften. Es wird nur mit Calciumoxid getrocknet.
Qualitative Reaktionen – die Bildung von weißem "Rauch" bei Kontakt mit gasförmigem HCl, Schwärzung eines mit einer Lösung von Hg 2 (NO3) 2 angefeuchteten Papiers.
Ein Zwischenprodukt bei der Synthese von HNO 3 und Ammoniumsalzen. Es wird zur Herstellung von Soda, Stickstoffdünger, Farbstoffen, Sprengstoffen verwendet; Flüssiges Ammoniak ist ein Kältemittel. Giftig.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
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) weißer "Rauch"
4NH 3 + 3O 2 (Luft) = 2N 2 + 6 H 2 O (Verbrennung)
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 (Raumtemperatur, Druck)
Erhalt. BEIM Labore- Verdrängung von Ammoniak aus Ammoniumsalzen beim Erhitzen mit Natronkalk: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Oder Sieden einer wässrigen Ammoniaklösung und anschließendes Trocknen des Gases.
In der Industrie Ammoniak wird aus Stickstoff mit Wasserstoff hergestellt. Von der Industrie entweder in verflüssigter Form oder in Form einer konzentrierten wässrigen Lösung unter dem technischen Namen hergestellt Ammoniakwasser.
AmmoniakhydratNH 3
*
H 2
Ö.
Intermolekulare Verbindung. Weiß, im Kristallgitter - NH 3 - und H 2 O-Moleküle, die durch eine schwache Wasserstoffbrücke verbunden sind. Es ist in wässriger Ammoniaklösung eine schwache Base (Dissoziationsprodukte sind das NH 4 -Kation und das OH-Anion). Das Ammoniumkation hat eine regelmäßige tetraedrische Struktur (sp 3 -Hybridisierung). Thermisch instabil, zersetzt sich beim Kochen der Lösung vollständig. Neutralisiert durch starke Säuren. Es zeigt reduzierende Eigenschaften (aufgrund von N -3) in einer konzentrierten Lösung. Es tritt in die Reaktion des Ionenaustauschs und der Komplexbildung ein.
Qualitative Reaktion– Bildung von weißem „Rauch“ bei Kontakt mit gasförmiger HCl. Es wird verwendet, um während der Ausfällung von amphoteren Hydroxiden eine leicht alkalische Umgebung in Lösung zu schaffen.
Eine 1 M Ammoniaklösung enthält hauptsächlich NH 3 *H 2 O-Hydrat und nur 0,4 % NH 4 OH-Ionen (aufgrund von Hydratdissoziation); somit ist das ionische "Ammoniumhydroxid NH 4 OH" praktisch nicht in der Lösung enthalten, es gibt auch keine solche Verbindung im festen Hydrat.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
NH 3 H 2 O (konz.) = NH 3 + H 2 O (Kochen mit NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (verschieden) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konz.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konz.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konz.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konz.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konz.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konz.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Oft wird eine verdünnte Ammoniaklösung (3-10%) genannt Ammoniak(der Name wurde von Alchemisten erfunden), und eine konzentrierte Lösung (18,5 - 25%) ist eine Ammoniaklösung (von der Industrie hergestellt).
Stickoxide
StickstoffmonoxidNEIN
Nicht salzbildendes Oxid. farbloses Gas. Das Radikal enthält eine kovalente σπ-Bindung (N꞊O), im Festkörper das Dimer N 2 O 2 co N-N-Verbindung. Extrem thermisch stabil. Empfindlich gegen Luftsauerstoff (wird braun). Etwas wasserlöslich und reagiert nicht damit. Chemisch passiv gegenüber Säuren und Laugen. Beim Erhitzen reagiert es mit Metallen und Nichtmetallen. hochreaktives Gemisch aus NO und NO 2 ("nitrose Gase"). Ein Zwischenprodukt bei der Synthese von Salpetersäure.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
2NO + O 2 (Bsp.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (Graphit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rot) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600 ° C)
Reaktionen auf Gemische aus NO und NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2 Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500 ° C)
Erhalt in Industrie: Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff an einem Katalysator, in Labore- Wechselwirkung von verdünnter Salpetersäure mit Reduktionsmitteln:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NEIN+ 4 H 2 O
oder Reduktion von Nitraten:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 NEIN +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2 Na 2 SO 4
StickstoffdioxidNEIN 2
Säureoxid entspricht bedingt zwei Säuren - HNO 2 und HNO 3 (Säure für N 4 existiert nicht). Braunes Gas, Monomer NO 2 bei Raumtemperatur, flüssiges farbloses Dimer N 2 O 4 (Diastickstofftetroxid) in der Kälte. Reagiert vollständig mit Wasser, Laugen. Sehr starkes Oxidationsmittel, korrosiv gegenüber Metallen. Es wird für die Synthese von Salpetersäure und wasserfreien Nitraten, als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff, als Ölreiniger von Schwefel und als Katalysator für die Oxidation organischer Verbindungen verwendet. Giftig.
Die Gleichung der wichtigsten Reaktionen:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (in der Kälte)
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 = 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)
NO2 + K = KNO2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Erhalt: in Industrie - Oxidation von NO mit Luftsauerstoff, in Labore– Wechselwirkung von konzentrierter Salpetersäure mit Reduktionsmitteln:
6HNO 3 (konz., Berge) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konz.,hort.) + P (rot) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konz., Berge) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
DistickstoffoxidN 2 Ö
Farbloses Gas mit angenehmem Geruch ("Lachgas"), N꞊N꞊О, formale Stickstoffoxidationsstufe +1, in Wasser schwer löslich. Unterstützt die Verbrennung von Graphit und Magnesium:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500 °C)
Gewonnen durch thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245 ° C)
in der Medizin als Anästhetikum verwendet.
DistickstofftrioxidN 2 Ö 3
Bei niedrigen Temperaturen ist es eine blaue Flüssigkeit, ON꞊NO 2, die formale Oxidationsstufe von Stickstoff ist +3. Bei 20 ˚C zerfällt es zu 90 % in ein Gemisch aus farblosem NO und braunem NO 2 („nitrose Gase“, Industrierauch – „Fuchsschwanz“). N 2 O 3 - Säureoxid, bildet in der Kälte mit Wasser HNO 2, reagiert bei Erwärmung anders:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Mit Laugen erhält man HNO 2 -Salze, zB NaNO 2 .
Erhalten durch die Wechselwirkung von NO mit O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) oder mit NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
mit starker Kühlung. "Nitrogase" und umweltgefährdend wirken als Katalysatoren für die Zerstörung der Ozonschicht der Atmosphäre.
Distickstoffpentoxid N 2 Ö 5
Farblos, fest, O 2 N - O - NO 2, Stickstoffoxidationsstufe ist +5. Bei Raumtemperatur zerfällt es in 10 Stunden in NO 2 und O 2 . Reagiert mit Wasser und Laugen als saures Oxid:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2 NaOH \u003d 2 NaNO 3 + H 2
Gewonnen durch Dehydratisierung von rauchender Salpetersäure:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
oder Oxidation von NO 2 mit Ozon bei -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Nitrite und Nitrate
KaliumnitritKNO 2
. Weiß, hygroskopisch. Schmilzt ohne Zersetzung. Stabil in trockener Luft. Lassen Sie uns sehr gut in Wasser auflösen (Bildung einer farblosen Lösung), es wird auf Anion hydrolysiert. Ein typisches Oxidations- und Reduktionsmittel in einer sauren Umgebung reagiert sehr langsam in einer alkalischen Umgebung. Tritt in Ionenaustauschreaktionen ein. Qualitative Reaktionen auf das NO 2 -Ion - Verfärbung der violetten Lösung von MnO 4 und das Auftreten eines schwarzen Niederschlags bei Zugabe von I-Ionen Es wird bei der Herstellung von Farbstoffen als analytisches Reagenz für Aminosäuren und Jodide, eine Komponente der Fotografie, verwendet Reagenzien.
Gleichung der wichtigsten Reaktionen:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konz.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (ex.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violett) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (gesättigt) + NH 4 + (gesättigt) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 – + 4H + + 2I – (BC) = 2NO + I 2 (schwarz) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (hellgelb) ↓
Erhalt inIndustrie– Rückgewinnung von Kaliumnitrat in den Prozessen:
KNO 3 + Pb = KN 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konz.) + Pb (Schwamm) + H 2 O = KN 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KN 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
H
itrat
Kalium
KN 3
technischer Name Kalium, oder indisch Salz , Salpeter. Weiß, schmilzt ohne Zersetzung, zersetzt sich bei weiterer Erwärmung. Luftbeständig. Sehr gut wasserlöslich (high Endo-Effekt, = -36 kJ), findet keine Hydrolyse statt. Ein starkes Oxidationsmittel beim Schmelzen (aufgrund der Freisetzung von atomarem Sauerstoff). In Lösung wird es nur durch atomaren Wasserstoff reduziert (in saurem Medium zu KNO 2 , in alkalischem Medium zu NH 3 ). Es wird in der Glasherstellung als Lebensmittelkonservierungsmittel, Bestandteil pyrotechnischer Mischungen und Mineraldünger verwendet.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, verdünnte HCl) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, konz. 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 (Graphit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (Verbrennung)
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)
Erhalt: in der Industrie
4KOH (horizontal) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
und im Labor:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe -3 werden durch Ammoniak und Metallnitride dargestellt.
Ammoniak- NH 3 ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen stechenden Geruch. Das Ammoniakmolekül hat eine Pyramidenstruktur und enthält ein einsames Elektronenpaar am Stickstoffatom:
Bei -33,4 °C kondensiert Ammoniak zu einer Flüssigkeit mit sehr hoher Verdampfungswärme, die den Einsatz als Kältemittel in industriellen Kälteanlagen ermöglicht. Flüssiges Ammoniak ist ein gutes Lösungsmittel, Alkali- und Erdalkalimetalle lösen sich darin auf und bilden farbige leitfähige Lösungen. In Gegenwart eines Katalysators (FeCl 3) reagiert das gelöste Metall mit Ammoniak unter Freisetzung von Wasserstoff und Bildung eines Amids, zum Beispiel:
2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2
Natriumamid
In Sauerstoffatmosphäre verbrennt Ammoniak unter Bildung von Stickstoff, an einem Platinkatalysator wird Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert:
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
Ammoniak ist sehr gut wasserlöslich, in dem es die Eigenschaften einer schwachen Base aufweist:
NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85 · 10 -5
Als Base reagiert Ammoniak mit Säuren zu Salzen des Ammoniumkations, zum Beispiel:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Ammoniumsalze sind gut wasserlöslich und leicht hydrolysiert. Im kristallinen Zustand sind sie thermisch instabil. Die Zusammensetzung von Thermolyseprodukten hängt von den Eigenschaften der das Salz bildenden Säure ab:
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 + 4 H 2 O
Unter Einwirkung von Alkalien auf wässrige Lösungen von Ammoniumsalzen wird beim Erhitzen Ammoniak freigesetzt, was es ermöglicht, diese Reaktion qualitativ für Ammoniumsalze und als Labormethode zur Gewinnung von Ammoniak zu verwenden.
NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O
In der Industrie wird Ammoniak durch Direktsynthese gewonnen.
N 2 + 3 H 2 2 NH 3
Da die Reaktion sehr reversibel ist, wird die Synthese bei erhöhtem Druck (bis 100 MPa) durchgeführt. Zur Beschleunigung des Gleichgewichtsmoments wird das Verfahren in Gegenwart eines Katalysators (durch Zusätze geförderter Eisenschwamm) und bei einer Temperatur von etwa 500 °C durchgeführt.
Nitrid Alkali- und Erdalkalimetalle sind ionische Verbindungen, die durch Wasser leicht zu Ammoniak zersetzt werden.
Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3
Nitride von d-Metallen sind kristalline Verbindungen unterschiedlicher Zusammensetzung (Bertolide), sehr feuerfest und chemisch stabil.
Hydrazin- N 2 H 4 - die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -2.
Hydrazin ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 114 °C, die an der Luft raucht. Hydrazindämpfe sind hochgiftig und bilden mit Luft explosive Gemische. Hydrazin wird durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit gewonnen:
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Hydrazin ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar und verhält sich in Lösung wie eine schwache Disäurebase, die zwei Salzreihen bildet.
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
Hydrosoniumchlorid Dihydrosoniumdichlorid
Hydrazin ist das stärkste Reduktionsmittel:
4KMnO 4 + 5 N 2 H 4 + 6 H 2 SO 4 = 5 N 2 + 4 MnSO 4 + 2 K 2 SO 4 + 16 H 2 O
Hydrazin und seine Derivate werden häufig als Raketentreibstoff verwendet.
Hydroxylamin- NH 2 OH - die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -1.
Hydroxylamin ist eine farblose kristalline Substanz (Fp. 33 °C), gut wasserlöslich, in der es die Eigenschaften einer schwachen Base aufweist.
NH 2 OH + H 2 O + + OH – , K b = 2 × 10 –8
Hydroxylamin wird durch Reduktion von Salpetersäure mit Wasserstoff zum Zeitpunkt der Isolierung während der Elektrolyse erhalten:
HNO 3 + 6 [H] \u003d NH 2 OH + 2H 2 O
Das Stickstoffatom im NH 2 OH-Molekül weist eine mittlere Oxidationsstufe auf (zwischen -3 und +5), sodass Hydroxylamin sowohl als Reduktionsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken kann:
2 N -1 H 2 OH + I 2 + 2 KOH \u003d N 0 2 + 2 KI + 4 H 2 O
Reduktionsmittel
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
Oxidationsmittel
Stickstoff zeigt positive Oxidationsstufen in Oxiden sowie sauerstoffhaltigen Säuren und ihren Salzen.
Stickoxid (I) - N 2 O (Lachgas, Lachgas). Die Struktur seines Moleküls kann durch die Resonanz zweier Valenzschemata vermittelt werden, die zeigen, dass diese Verbindung nur formal als Stickstoffmonoxid (I) betrachtet werden kann, in Wirklichkeit ist es Stickstoff (V)-Oxynitrid - ON +5 N -3.
N 2 O ist ein farbloses Gas mit leicht angenehmem Geruch. In kleinen Konzentrationen löst es unbändige Freudenschübe aus, in großen Dosen wirkt es allgemein betäubend. Eine Mischung aus Lachgas (80 %) und Sauerstoff (20 %) wird in der Medizin zur Anästhesie verwendet.
Stickstoffmonoxid (I) kann unter Laborbedingungen durch Zersetzung von Ammoniumnitrat gewonnen werden:
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
Das nach diesem Verfahren gewonnene N 2 O enthält Verunreinigungen höherer Stickoxide, die äußerst giftig sind!
Stickstoffmonoxid (I) ist seinen chemischen Eigenschaften nach ein typisches nicht salzbildendes Oxid, es reagiert nicht mit Wasser, Säuren und Laugen. Beim Erhitzen zersetzt es sich zu Sauerstoff und Stickstoff. Aus diesem Grund kann N 2 O beispielsweise als Oxidationsmittel wirken:
N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O
Stickoxid (II)- NO ist ein farbloses Gas, extrem giftig. An der Luft wird es durch Sauerstoff schnell zu nicht weniger giftigem Stickstoffmonoxid (IV) oxidiert. In der Industrie wird NO gewonnen, indem Luft durch einen Lichtbogen (3000–4000 °C) geleitet wird.
Eine Labormethode zur Gewinnung von Stickstoffmonoxid (II) ist die Wechselwirkung von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure.
3Cu + 8HNO 3 (diff.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Stickoxid (II) ist ein nicht salzbildendes Oxid, ein starkes Reduktionsmittel, das leicht mit Sauerstoff und Halogenen reagiert.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
Nitrosylchlorid
Gleichzeitig wirkt NO in Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln als Oxidationsmittel:
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O
Stickoxid (III)- N 2 O 3 - Flüssigkeit intensiv von blauer Farbe(TC - 100°C). Nur im flüssigen und festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil. Es scheint in zwei Formen zu existieren:
Stickoxid(III) wird durch Co-Kondensation von NO- und NO 2 -Dämpfen gewonnen. Dissoziiert in Flüssigkeiten und Dämpfen.
NO 2 + NO N 2 O 3
Die Eigenschaften sind typisch saures Oxid. Es reagiert mit Wasser unter Bildung von salpetriger Säure, mit Laugen bildet es Salze - Nitrite.
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2
N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O
Salpetersäure– mittelstarke Säure (K a = 1 × 10 –4 ). Es wurde nicht in seiner reinen Form isoliert, es existiert in Lösungen in zwei tautomeren Formen (Tautomere sind Isomere, die sich im dynamischen Gleichgewicht befinden).
Nitritform Nitroform
Salze der salpetrigen Säure sind stabil. Das Nitrit-Anion weist eine ausgeprägte Redox-Dualität auf. Je nach Bedingungen kann es sowohl die Funktion eines Oxidationsmittels als auch die Funktion eines Reduktionsmittels übernehmen, zum Beispiel:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Oxidationsmittel
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Reduktionsmittel
Salpetrige Säure und Nitrite neigen zur Disproportionierung:
3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
Stickoxid (IV)- NO 2 - braunes Gas, mit einem scharfen schlechter Geruch, extrem giftig! In der Industrie wird NO 2 durch die Oxidation von NO hergestellt. Die Labormethode zur Gewinnung von NO 2 ist die Wechselwirkung von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure sowie die thermische Zersetzung von Bleinitrat.
Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2
Das NO 2 -Molekül hat ein ungepaartes Elektron und ist ein stabiles freies Radikal. Daher dimerisiert Stickoxid leicht. Der Vorgang ist reversibel und sehr temperaturempfindlich.
paramagnetisch, diamagnetisch,
braun farblos
Stickstoffdioxid ist ein saures Oxid, das mit Wasser zu einem Gemisch aus Salpetersäure und salpetriger Säure (gemischtes Anhydrid) reagiert.
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
Stickoxid (V)- N 2 O 5 - weiße kristalline Substanz. Gewonnen durch Dehydratisierung von Salpetersäure oder Oxidation von Stickstoffmonoxid (IV) mit Ozon:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
Im kristallinen Zustand hat N 2 O 5 eine salzartige Struktur - + -, in Dampf (t. vozg. 33 ° C) - molekular.
N 2 O 5 - Säureoxid - Salpetersäureanhydrid:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Salpetersäure- HNO 3 - eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 84,1 ° C, zersetzt sich beim Erhitzen und im Licht.
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Stickstoffdioxidverunreinigungen geben konzentrierter Salpetersäure eine gelbbraune Farbe. Salpetersäure ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar und gehört zu den stärksten Mineralsäuren, sie dissoziiert in Lösung vollständig:
Salpetersäure ist eines der stärksten Oxidationsmittel. Die Tiefe seiner Erholung hängt von vielen Faktoren ab: Konzentration, Temperatur, Reduktionsmittel. Normalerweise entsteht bei der Oxidation mit Salpetersäure ein Gemisch aus Reduktionsprodukten:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Das überwiegende Produkt der Oxidation von Nichtmetallen und inaktiven Metallen mit konzentrierter Salpetersäure ist Stickstoffmonoxid (IV):
I 2 + 10HNO 3 (konz.) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
Pb + 4HNO 3 (konz.) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Konzentrierte Salpetersäure passiviert Eisen und Aluminium. Auch mit verdünnter Salpetersäure wird Aluminium passiviert. Salpetersäure jeglicher Konzentration greift Gold, Platin, Tantal, Rhodium und Iridium nicht an. Gold und Platin lösen sich in Königswasser auf - einer Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Salzsäure im Verhältnis 1: 3:
Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O
Die stark oxidierende Wirkung von Königswasser beruht auf der Bildung von atomarem Chlor bei der Zersetzung von Nitrosylchlorid, einem Produkt der Wechselwirkung von Salpetersäure mit Chlorwasserstoff.
HNO 3 + 3 HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2 H 2 O
NOCl = NO + Cl×
Ein wirksames Lösungsmittel für schwach aktive Metalle ist eine Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Flusssäure.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
Verdünnte Salpetersäure wird bei Wechselwirkung mit Nichtmetallen und niedrigaktiven Metallen hauptsächlich zu Stickoxid (II) reduziert, zum Beispiel:
3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO
3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Aktivmetalle reduzieren beispielsweise verdünnte Salpetersäure zu N 2 O, N 2 oder NH 4 NO 3
4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Salze der Salpetersäure - Nitrate sind sehr gut wasserlöslich, thermisch instabil. Die Zersetzung von Nitraten aktiver Metalle (außer Lithium), die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Magnesium liegen, führt zur Bildung von Nitriten.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
Bei der Zersetzung von Lithium- und Magnesiumnitraten sowie Metallnitraten, die sich in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale rechts von Magnesium bis hin zu Kupfer befinden, wird ein Gemisch aus Stickstoffmonoxid (IV) und Sauerstoff freigesetzt.
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
Nitrate von Metallen, die am Ende der Aktivitätsreihe stehen, zerfallen in freies Metall:
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
Natrium-, Kalium- und Ammoniumnitrate werden häufig zur Herstellung von Schießpulver und Sprengstoffen sowie Stickstoffdüngemitteln (Salpeter) verwendet. Als Düngemittel werden auch Ammoniumsulfat, Ammoniakwasser und Carbamid (Harnstoff) - Vollkohlensäureamid H 2 N-C (O) -NH 2 verwendet. Der Großteil der Salpetersäure geht in die Produktion von Düngemitteln und Sprengstoffen.
Salpetersäure wird industriell nach dem Kontakt- oder Lichtbogenverfahren hergestellt, die sich in der ersten Stufe unterscheiden - der Herstellung von Stickstoffmonoxid (II). Das Lichtbogenverfahren basiert auf der Erzeugung von NO, indem Luft durch einen Lichtbogen geleitet wird. Beim Kontaktverfahren entsteht NO durch die Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff an einem Platinkatalysator. Anschließend wird Stickstoffmonoxid (II) durch Luftsauerstoff zu Stickstoffmonoxid (IV) oxidiert. Durch Auflösen von NO 2 in Wasser in Gegenwart von Sauerstoff wird Salpetersäure mit einer Konzentration von 60–65 % erhalten.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3
Falls erforderlich, wird Salpetersäure durch Destillation mit konzentrierter Schwefelsäure konzentriert. Im Labor kann konzentrierte Salpetersäure durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf kristallines Natriumnitrat beim Erhitzen erhalten werden.
NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d HNO 3 + NaHSO 4
Es gibt chemische Elemente, die unterschiedliche Oxidationsstufen aufweisen, wodurch sie sich bei chemischen Reaktionen bilden können große Menge Verbindungen mit bestimmten Eigenschaften. Wissen elektronische Struktur Atom, können Sie erraten, welche Substanzen gebildet werden.
Die Oxidationsstufen von Stickstoff können von -3 bis +5 variieren, was auf die Vielfalt der darauf basierenden Verbindungen hinweist.
Elementcharakteristik
Stickstoff gehört zu den chemischen Elementen in der 15. Gruppe, in der zweiten Periode im Periodensystem von Mendeleev D.I. Ihm wurde die Seriennummer 7 und die abgekürzte Buchstabenbezeichnung N zugeordnet. Unter normalen Bedingungen ein relativ inertes Element, sind besondere Bedingungen erforderlich für Reaktionen.
Es kommt in der Natur als zweiatomiges farbloses Gas vor. atmosphärische Luft mit einem Volumenanteil von mehr als 75 %. Es ist in der Zusammensetzung von Proteinmolekülen, Nukleinsäuren und stickstoffhaltigen Substanzen anorganischen Ursprungs enthalten.
Atomstruktur
Um den Oxidationszustand von Stickstoff in Verbindungen zu bestimmen, ist es notwendig, seine Kernstruktur zu kennen und die Elektronenhüllen zu untersuchen.
Ein natürliches Element wird durch zwei stabile Isotope mit der Massenzahl 14 oder 15 dargestellt. Der erste Kern enthält 7 Neutronen- und 7 Protonenteilchen und der zweite enthält 1 weiteres Neutronenteilchen.
Es gibt künstliche Varianten seines Atoms mit einer Masse von 12-13 und 16-17, die instabile Kerne haben.
Bei der Untersuchung der elektronischen Struktur von atomarem Stickstoff ist ersichtlich, dass es zwei Elektronenhüllen (innere und äußere) gibt. Das 1s-Orbital enthält ein Elektronenpaar.
Die zweite äußere Hülle enthält nur fünf negativ geladene Teilchen: zwei in der 2s-Unterebene und drei im 2p-Orbital. Das Valenzenergieniveau hat keine freien Zellen, was auf die Unmöglichkeit hinweist, sein Elektronenpaar zu trennen. Das 2p-Orbital gilt als nur zur Hälfte mit Elektronen gefüllt, was die Anlagerung von 3 negativ geladenen Teilchen ermöglicht. In diesem Fall ist die Oxidationsstufe von Stickstoff -3.
Aus der Struktur der Orbitale können wir schließen, dass dieses Element mit einer Koordinationszahl von 4 maximal mit nur vier anderen Atomen bindet. Um drei Bindungen zu bilden, wird ein Austauschmechanismus verwendet, eine andere wird auf eine Do-nor-but-ac-chain-tor-Weise gebildet.
Stickstoffoxidationszustände in verschiedenen Verbindungen
Die maximale Anzahl negativer Teilchen, die sein Atom anheften kann, beträgt 3. In diesem Fall ist sein Oxidationszustand gleich -3, der Verbindungen wie NH 3 oder Ammoniak, NH 4 + oder Ammonium- und Me 3 N 2 -Nitriden eigen ist. Letztere Stoffe entstehen bei Temperaturerhöhung durch die Wechselwirkung von Stickstoff mit Metallatomen.
Die größte Anzahl negativ geladener Teilchen, die ein Element abgeben kann, ist gleich 5.
Zwei Stickstoffatome können sich zu stabilen Verbindungen mit der Oxidationsstufe -2 verbinden. Eine solche Bindung wird in N 2 H 4 oder Hydrazinen, in Aziden verschiedener Metalle oder MeN 3 beobachtet. Das Stickstoffatom fügt 2 Elektronen zu freien Orbitalen hinzu.
Es gibt eine Oxidationsstufe von -1, wenn ein bestimmtes Element nur 1 negatives Teilchen erhält. Beispielsweise ist es in NH 2 OH oder Hydroxylamin negativ geladen.
Es gibt positive Anzeichen für den Grad der Stickstoffoxidation, wenn Elektronenteilchen aus der äußeren Energieschicht entnommen werden. Sie variieren von +1 bis +5.
Die Ladung 1+ liegt in Stickstoff in N 2 O (einwertiges Oxid) und in Natriumhyponitrit mit der Formel Na 2 N 2 O 2 vor.
In NO (zweiwertiges Oxid) gibt das Element zwei Elektronen ab und wird positiv geladen (+2).
Es gibt eine Oxidationsstufe von Stickstoff 3 (in der Verbindung NaNO 2 oder Nitrid und auch in dem dreiwertigen Oxid). Dabei werden 3 Elektronen abgespalten.
Die +4-Ladung tritt in einem Oxid mit der Wertigkeit IV oder seinem Dimer (N 2 O 4) auf.
Das positive Vorzeichen der Oxidationsstufe (+5) erscheint in N 2 O 5 oder in fünfwertigem Oxid, in Salpetersäure und ihren abgeleiteten Salzen.
Verbindungen von Stickstoff bis Wasserstoff
Naturstoffe auf Basis der beiden oben genannten Elemente ähneln organischen Kohlenwasserstoffen. Lediglich Wasserstoffstickstoffe verlieren mit zunehmender Menge an atomarem Stickstoff ihre Stabilität.
Zu den wichtigsten Wasserstoffverbindungen gehören die Moleküle von Ammoniak, Hydrazin und Stickstoffwasserstoffsäure. Sie werden durch die Wechselwirkung von Wasserstoff mit Stickstoff erhalten, und in letzterer Substanz ist auch Sauerstoff vorhanden.
Was ist ammoniak
Es wird auch Wasserstoffnitrid genannt und seine chemische Formel wird als NH 3 mit einer Masse von 17 bezeichnet. Unter normalen Temperatur- und Druckbedingungen hat Ammoniak die Form eines farblosen Gases mit einem stechenden Ammoniakgeruch. In Bezug auf die Dichte ist es 2-mal seltener als Luft und löst sich aufgrund der polaren Struktur seines Moleküls leicht in der aquatischen Umgebung auf. Bezieht sich auf Substanzen mit geringem Risiko.
In industriellen Mengen wird Ammoniak durch katalytische Synthese aus Wasserstoff- und Stickstoffmolekülen hergestellt. Es gibt Labormethoden zur Gewinnung von Nitrit aus Ammoniumsalzen und Natrium.
Die Struktur von Ammoniak
Das Pyramidenmolekül enthält ein Stickstoff- und 3 Wasserstoffatome. Sie stehen in einem Winkel von 107 Grad zueinander. In einem tetraedrischen Molekül befindet sich Stickstoff im Zentrum. Aufgrund von drei ungepaarten p-Elektronen ist es durch polare Bindungen kovalenter Art mit 3 atomaren Wasserstoffatomen verbunden, die jeweils 1 s-Elektron aufweisen. So entsteht ein Ammoniakmolekül. In diesem Fall weist Stickstoff eine Oxidationsstufe von -3 auf.
Dieses Element hat auf der äußeren Ebene noch ein ungeteiltes Elektronenpaar, das eine kovalente Bindung mit einem positiv geladenen Wasserstoffion eingeht. Ein Element ist ein Donator für negativ geladene Teilchen, das andere ein Akzeptor. So entsteht das Ammoniumion NH 4 +.
Was ist ammonium
Es wird als positiv geladenes mehratomiges Ion oder Kation klassifiziert.Ammonium wird auch klassifiziert als Chemikalien, die nicht in Form eines Moleküls existieren kann. Es besteht aus Ammoniak und Wasserstoff.
Positiv geladenes Ammonium ist in Gegenwart verschiedener Anionen mit negativem Vorzeichen in der Lage, Ammoniumsalze zu bilden, in denen es sich wie Metalle mit der Wertigkeit I verhält. Unter seiner Beteiligung werden auch Ammoniumverbindungen synthetisiert.
Viele Ammoniumsalze liegen als kristalline, farblose Substanzen vor, die leicht in Wasser löslich sind. Wenn die Verbindungen des NH 4 + -Ions durch flüchtige Säuren gebildet werden, zersetzen sie sich unter Erwärmungsbedingungen unter Freisetzung gasförmiger Substanzen. Ihre anschließende Abkühlung führt zu einem reversiblen Prozess.
Die Stabilität solcher Salze hängt von der Stärke der Säuren ab, aus denen sie gebildet werden. Stabile Ammoniumverbindungen entsprechen einem starken Säurerest. Beispielsweise wird aus Salzsäure stabiles Ammoniumchlorid hergestellt. Bei Temperaturen bis zu 25 Grad zersetzt sich ein solches Salz nicht, was von Ammoniumcarbonat nicht gesagt werden kann. Die letztere Verbindung wird oft beim Kochen zum Aufgehen von Teig verwendet und ersetzt Backpulver.
Konditoren nennen Ammoniumcarbonat einfach Ammonium. Dieses Salz wird von Brauern verwendet, um die Gärung der Bierhefe zu verbessern.
Eine qualitative Reaktion zum Nachweis von Ammoniumionen ist die Einwirkung von Alkalimetallhydroxiden auf ihre Verbindungen. In Gegenwart von NH 4 + wird Ammoniak freigesetzt.
Chemische Struktur von Ammonium
Die Konfiguration seines Ions ähnelt einem regelmäßigen Tetraeder, in dessen Zentrum sich Stickstoff befindet. Wasserstoffatome befinden sich oben in der Figur. Um den Oxidationszustand von Stickstoff in Ammonium zu berechnen, müssen Sie sich daran erinnern, dass die Gesamtladung des Kations +1 ist und jedem Wasserstoffion ein Elektron fehlt und es nur 4 davon gibt.Das gesamte Wasserstoffpotential beträgt +4. Wenn wir die Ladung aller Wasserstoffionen von der Ladung des Kations abziehen, erhalten wir: +1 - (+4) = -3. Stickstoff hat also eine Oxidationsstufe von -3. In diesem Fall fügt es drei Elektronen hinzu.
Was sind nitride
Stickstoff kann sich mit elektropositiveren Atomen metallischer und nichtmetallischer Natur verbinden. Dadurch entstehen hydrid- und karbidähnliche Verbindungen. Solche stickstoffhaltigen Substanzen werden Nitride genannt. Zwischen dem Metall- und dem Stickstoffatom in den Verbindungen werden kovalente, ionische und intermediäre Bindungen unterschieden. Es ist diese Eigenschaft, die ihrer Klassifizierung zugrunde liegt.
Kovalente Nitride umfassen Verbindungen, in deren chemischer Bindung Elektronen nicht von atomarem Stickstoff übertragen werden, sondern zusammen mit negativ geladenen Teilchen anderer Atome eine gemeinsame Elektronenwolke bilden.
Beispiele für solche Substanzen sind Wasserstoffnitride, wie Ammoniak- und Hydrazinmoleküle, sowie Stickstoffhalogenide, zu denen Trichloride, Tribromide und Trifluoride gehören. Sie haben ein gemeinsames Elektronenpaar, das gleichermaßen zu zwei Atomen gehört.
Ionische Nitride umfassen Verbindungen mit einer chemischen Bindung, die durch die Übertragung von Elektronen von einem Metallelement zu gebildet wird freie Ebenen bei Stickstoff. Polarität wird in den Molekülen solcher Substanzen beobachtet. Nitride haben eine Stickstoffoxidationsstufe von 3-. Dementsprechend beträgt die Gesamtladung des Metalls 3+.
Solche Verbindungen umfassen Nitride von Magnesium, Lithium, Zink oder Kupfer, mit Ausnahme von Alkalimetallen. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt.
Zwischennitride umfassen Substanzen, in denen die Atome von Metallen und Stickstoff gleichmäßig verteilt sind und es keine deutliche Verschiebung der Elektronenwolke gibt. Solche inerten Verbindungen umfassen Nitride von Eisen, Molybdän, Mangan und Wolfram.
Beschreibung von dreiwertigem Stickoxid
Es wird auch als von salpetriger Säure abgeleitetes Anhydrid mit der Formel HNO 2 bezeichnet. Unter Berücksichtigung der Oxidationsstufen von Stickstoff (3+) und Sauerstoff (2-) in Trioxid wird das Verhältnis der Atome der Elemente 2 zu 3 oder N 2 O 3 erhalten.
Die flüssigen und gasförmigen Anhydridformen sind sehr instabile Verbindungen, sie zerfallen leicht in 2 verschiedene Oxide mit den Wertigkeiten IV und II.
Der Prozess der Oxidation des Ammoniumions mit dem Nitrition ist sehr bequem:Es sind auch andere Methoden bekannt - die Zersetzung von Aziden beim Erhitzen, die Zersetzung von Ammoniak mit Kupfer(II)-oxid, die Wechselwirkung von Nitriten mit Sulfaminsäure oder Harnstoff:
Mit der katalytischen Zersetzung von Ammoniak bei hohen Temperaturen kann auch Stickstoff gewonnen werden:
physikalische Eigenschaften.
Etwas physikalische Eigenschaften und Stickstoff sind in der Tabelle angegeben. ein. |
Tabelle 1. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF |
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| Dichte, g / cm 3 | 0,808 (flüssig) |
| Schmelzpunkt, °С | –209,96 |
| Siedepunkt, °C | –195,8 |
| Kritische Temperatur, °С | –147,1 |
| Kritischer Druck, atm a | 33,5 |
| Kritische Dichte, g/cm 3 ein | 0,311 |
| Spezifische Wärmekapazität, J / (molCh K) | 14,56 (15 °C) |
| Elektronegativität nach Pauling | 3 |
| kovalenter Radius, | 0,74 |
| Kristallradius, | 1.4 (M 3–) |
| Ionisationspotential, V b | |
| Erste | 14,54 |
| zweite | 29,60 |
| a Die Temperatur und der Druck, bei denen die Dichteflüssiger und gasförmiger Stickstoff sind gleich. b Die Energiemenge, die erforderlich ist, um die ersten äußeren und die folgenden Elektronen zu entfernen, basierend auf 1 Mol atomarem Stickstoff. |
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Tabelle 2. STICKSTOFFOXIDATIONSZUSTÄNDE UND VERWANDTE VERBINDUNGEN |
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Oxidationszustand |
Anschlussbeispiele |
| Ammoniak NH 3, Ammoniumion NH 4 +, Nitride M 3 N 2 | |
| Hydrazin N 2 H 4 | |
| Hydroxylamin-NH 2 OH | |
| Natriumhyponitrit Na 2 N 2 O 2, Stickoxid (I) N 2 O | |
| Stickstoffmonoxid (II) NEIN | |
| Stickoxid (III) N 2 O 3, Natriumnitrit NaNO 2 | |
| Stickoxid (IV) NO 2, Dimer N 2 O 4 | |
| Stickoxid (V) N 2 O 5 , Salpetersäure HNO3 und seine Salze (Nitrate) | |
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Tabelle 3. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON AMMONIAK UND WASSER |
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Eigentum |
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| Dichte, g / cm 3 | 0,65 (-10 °C) | 1,00 (4,0 °C) |
| Schmelzpunkt, °С | –77,7 | 0 |
| Siedepunkt, °C | –33,35 | 100 |
| Kritische Temperatur, °С | 132 | 374 |
| Kritischer Druck, atm | 112 | 218 |
| Verdampfungsenthalpie, J/g | 1368 (-33°C) | 2264 (100°C) |
| Schmelzenthalpie, J/g | 351 (-77 °C) | 334 (0°C) |
| Elektrische Leitfähigkeit | 5h 10 -11 (-33° С) | 4h 10 -8 (18°C) |
ähnlich wie im Wasser:
Einige chemische Eigenschaften beider Systeme sind in der Tabelle verglichen. 4. Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel hat in einigen Fällen einen Vorteil, wenn aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Komponenten mit Wasser (z. B. Oxidation und Reduktion) keine Reaktionen in Wasser durchgeführt werden können. Beispielsweise reagiert Calcium in flüssigem Ammoniak mit KCl, um CaCl 2 und K zu bilden, da CaCl 2 in flüssigem Ammoniak unlöslich ist, aber K löslich ist und die Reaktion vollständig abläuft. In Wasser ist eine solche Reaktion aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Ca mit Wasser unmöglich.
Ammoniak bekommen. Gasförmiges NH 3 wird aus Ammoniumsalzen unter Einwirkung einer starken Base, z. B. NaOH, freigesetzt:Das Verfahren ist unter Laborbedingungen anwendbar. Die Produktion von kleinem Ammoniak basiert auch auf der Hydrolyse von Nitriden wie Mg 3 N 2 , Wasser. Calciumcyanamid CaCN 2 Bei der Wechselwirkung mit Wasser bildet es auch Ammoniak. Die wichtigste industrielle Methode zur Herstellung von Ammoniak ist die katalytische Synthese aus atmosphärischem Stickstoff und Wasserstoff bei hoher Temperatur und hohem Druck:
Wasserstoff für diese Synthese wird durch thermisches Cracken von Kohlenwasserstoffen, die Einwirkung von Wasserdampf auf Kohle oder Eisen, die Zersetzung von Alkoholen mit Wasserdampf oder die Elektrolyse von Wasser gewonnen. Viele Patente wurden für die Synthese von Ammoniak erhalten, die sich in den Verfahrensbedingungen (Temperatur, Druck, Katalysator) unterscheiden. Es gibt ein Verfahren der industriellen Produktion bei der thermischen Destillation von Kohle. Die Namen F. Haber und K. Bosch sind mit der technologischen Entwicklung der Ammoniaksynthese verbunden. |
Tabelle 4. VERGLEICH DER REAKTIONEN IN WASSER UND AMMONIAK-MEDIUM |
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Wasserumgebung |
Ammoniak mittel |
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Neutralisation |
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| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3 |
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Hydrolyse (Protolyse) |
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| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl - |
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Auswechslung |
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| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2 H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
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Lösung (komplexe Bildung ) |
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| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl - |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl - |
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Amphoter |
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| 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– |
Symbol m
n+ stellt ein Übergangsmetallion dar (B-Untergruppen Periodensystem, beispielsweise Cu 2+ , Mn 2+ undetc.). Jede protische (d. h. H-haltige) Säure reagiert mit Ammoniak in wässriger Lösung unter Bildung von Ammoniumsalzen wie Ammoniumnitrat NH 4 NEIN 3 , Ammoniumchlorid NH 4
Cl, Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 , Ammoniumphosphat (NH 4) 3PO4 . Diese Salze sind weit verbreitet in Landwirtschaft als Dünger, um Stickstoff in den Boden einzubringen. Ammoniumnitrat wird auch als kostengünstiger Sprengstoff verwendet; zum ersten Mal wurde es mit Heizöl (Dieselöl) angewendet. Eine wässrige Lösung von Ammoniak wird direkt zum Einbringen in den Boden oder mit Gießwasser verwendet. Harnstoff NH 2 CONH 2 , das durch Synthese aus Ammoniak und Kohlendioxid gewonnen wird, ist auch ein Düngemittel. Gasförmiges Ammoniak reagiert mit Metallen wie Na und K zu Amiden:Ammoniak reagiert mit Hydriden und Nitriden auch zu Amiden:
Alkalimetallamide (z. B. NaNH 2) reagieren mit N 2 O beim Erhitzen Azide bilden: Gasförmiges NH 3 reduziert Schwermetalloxide bei hoher Temperatur zu Metallen, vermutlich aufgrund des Wasserstoffs, der bei der Zersetzung von Ammoniak zu N entsteht 2 und H2: Wasserstoffatome im NH-Molekül 3
kann durch Halogen ersetzt werden. Jod reagiert mit einer konzentrierten Lösung von NH 3
, wobei ein Stoffgemisch gebildet wird, das N enthält ich 3 . Diese Substanz ist sehr instabil und explodiert bei der geringsten mechanischen Einwirkung. Bei der Reaktion von NH 3 s Cl 2 es entstehen die Chloramine NCl 3 , NHCl 2 und NH 2 Cl. Bei Einwirkung von Ammoniak Natriumhypochlorit NaOCl (gebildet aus NaOH u Cl2 ) das Endprodukt ist Hydrazin:
Hydrazin. Die obigen Reaktionen sind ein Verfahren zur Herstellung von Hydrazinmonohydrat der Zusammensetzung N 2 H 4 H H 2 O. Wasserfreies Hydrazin entsteht durch spezielle Destillation des Monohydrats mit BaO oder anderen wasserentziehenden Stoffen. Die Eigenschaften von Hydrazin ähneln leicht Wasserstoffperoxid H 2O2 . Reines wasserfreies Hydrazin
farblose hygroskopische Flüssigkeit, siedet bei 113,5°C ; löst sich gut in Wasser und bildet eine schwache Base Im sauren Milieu (H+ ) Hydrazin bildet lösliche Hydrazoniumsalze vom Typ + X – . Die Leichtigkeit, mit der Hydrazin und einige seiner Derivate (z. B. Methylhydrazin) mit Sauerstoff reagieren, ermöglicht seine Verwendung als Bestandteil eines flüssigen Treibmittels. Hydrazin und alle seine Derivate sind hochgiftig.Stickoxide. In Verbindungen mit Sauerstoff weist Stickstoff alle Oxidationsstufen auf und bildet Oxide: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Über die Bildung von Stickstoffperoxiden (NO 3 , NEIN 4). Stickoxid (I) N2 O (Diastickstoffmonoxid) wird durch thermische Dissoziation von Ammoniumnitrat gewonnen:Das Molekül hat eine lineare StrukturO ist bei Raumtemperatur eher inert, kann aber bei hohen Temperaturen die Verbrennung von leicht oxidierenden Stoffen unterstützen. N 2
O, bekannt als „Lachgas“, wird in der Medizin zur leichten Anästhesie eingesetzt.Stickoxid (II) NO, ein farbloses Gas, ist eines der Produkte der katalytischen thermischen Dissoziation von Ammoniak in Gegenwart von Sauerstoff:
NO entsteht auch durch die thermische Zersetzung von Salpetersäure oder durch die Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure:NO kann durch Synthese aus einfachen Substanzen (N 2 und O2 ) bei sehr hohen Temperaturen, wie z. B. bei einer elektrischen Entladung. Die Struktur des NO-Moleküls hat ein ungepaartes Elektron. Verbindungen mit einer solchen Struktur interagieren mit elektrischen und magnetischen Feldern. Im flüssigen oder festen Zustand ist das Oxid blau, weil das ungepaarte Elektron im flüssigen Zustand eine teilweise Assoziation und im festen Zustand eine schwache Dimerisierung bewirkt: 2NO N 2 O 2 . Stickoxid (III) N2O3 (Stickstofftrioxid) - Salpetersäureanhydrid: N 2 O 3 + H 2 O 2 HNO 2. Reines N 2 O 3 kann bei tiefen Temperaturen (–20°
C) aus einem äquimolekularen Gemisch aus NO und NO 2. N2O3 nur im festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil (Smp. –102,3°
C), in Flüssigkeit u Gaszustand es zerfällt wieder in NO und NO 2 .
Stickoxid (IV) NEIN 2 (Stickstoffdioxid) hat ebenfalls ein ungepaartes Elektron im Molekül ( siehe oben Stickstoff(II)-oxid). In der Struktur des Moleküls wird eine Drei-Elektronen-Bindung angenommen, und das Molekül weist die Eigenschaften eines freien Radikals auf (eine Linie entspricht zwei gepaarten Elektronen):
erhalten durch katalytische Oxidation von Ammoniak in überschüssigem Sauerstoff oder durch Oxidation von NO in Luft:
sowie Reaktionen:
Bei Zimmertemperatur NEIN 2
ist ein dunkelbraunes Gas magnetische Eigenschaften aufgrund der Anwesenheit eines ungepaarten Elektrons. Bei Temperaturen unter 0°C NO 2 Molekül dimerisiert zu Distickstofftetroxid und bei –9,3°
Die C-Dimerisierung verläuft vollständig: 2NO2N2O4 . Im flüssigen Zustand ist nur 1 % NO nicht dimerisiert 2, und bei 100° C bleibt als Dimer 10 % N 2 O 4 . (oder N 2 O 4 ) reagiert ein warmes Wasser unter Bildung von Salpetersäure: 3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NO. NO2-Technologie daher ist es als Zwischenstufe bei der Gewinnung eines industriell wichtigen Produkts sehr wichtig
Salpetersäure.Stickoxid (V) N 2 O 5 (veraltet. Salpetersäureanhydrid) - eine weiße kristalline Substanz, die durch Dehydratisierung von Salpetersäure in Gegenwart von Phosphoroxid P erhalten wird 4-10: 
N 2 O 5 löst sich leicht in der Feuchtigkeit der Luft und formt sich neu HNO3. Eigenschaften von N 2 O 5 durch die Waage bestimmt
N 2 O 5 ist ein gutes Oxidationsmittel, es reagiert leicht, manchmal heftig, mit Metallen und organische Verbindungen und in reinem Zustand explodiert es, wenn es erhitzt wird. Wahrscheinliche Struktur. Beim Verdampfen der Lösung entsteht ein weißer Sprengstoff mit der vorgeschlagenen Struktur H–O–N=N–O–H. Salpetersäure
HNO 2 ist es nicht existiert in seiner reinen Form, jedoch werden wässrige Lösungen seiner geringen Konzentration durch Zugabe von Schwefelsäure zu Bariumnitrit gebildet:Salpetrige Säure entsteht auch durch Auflösen einer äquimolaren Mischung aus NO und NO 2 (oder N 2 O 3 ) im Wasser. Salpetrige Säure ist etwas stärker als Essigsäure. Die Oxidationsstufe von Stickstoff darin ist +3 (seine Struktur H–O–N=O), jene. es kann sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein. Unter Einwirkung von Reduktionsmitteln wird es üblicherweise zu reduziert NEIN , und bei Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln zu Salpetersäure oxidiert. Die Auflösungsgeschwindigkeit bestimmter Substanzen wie Metalle oder Iodidionen in Salpetersäure hängt von der Konzentration der als Verunreinigung vorhandenen salpetrigen Säure ab. Salze der salpetrigen Säure - Nitrite - lösen sich gut in Wasser, mit Ausnahme von Silbernitrit.
NaNO2 bei der Herstellung von Farbstoffen verwendet.Salpetersäure HNO3 eines der wichtigsten anorganischen Produkte der Main Chemieindustrie. Es wird in der Technologie vieler anderer anorganischer und organischer Substanzen verwendet, wie Sprengstoffe, Düngemittel, Polymere und Fasern, Farbstoffe, Arzneimittel usw. siehe auch CHEMISCHE ELEMENTE.LITERATUR Azotchiks Handbuch. M., 1969Nekrasov B.V. Grundlagen allgemeine Chemie . M., 1973
Probleme der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie. M., 1982