Hangi bileşikte azot derecesi 3'tür. Azotun oksidasyon derecesi

Azot, belki de bütün içindeki en yaygın kimyasal elementtir. Güneş Sistemi... Daha spesifik olarak, nitrojen en bol 4. Nitrojen doğada inert bir gazdır.

Bu gaz renksiz, kokusuzdur ve suda çözülmesi çok zordur. Bununla birlikte, nitrat tuzları su ile çok iyi reaksiyona girme eğilimindedir. Azot düşük yoğunluğa sahiptir.

Azot inanılmaz bir elementtir. Adını, çeviride “cansız, şımarık” anlamına gelen eski Yunan dilinden aldığına dair bir varsayım var. Nitrojene karşı neden bu kadar olumsuz bir tutum var? Sonuçta, bunun proteinlerin bir parçası olduğunu biliyoruz ve onsuz nefes almak neredeyse imkansız. Azot doğada önemli bir rol oynar. Ancak atmosferde bu gaz inerttir. Orijinal haliyle alırsanız pek çok yan etkisi olabilir. Kurban boğulmaktan bile ölebilir. Sonuçta, nitrojen cansız olarak adlandırılır, çünkü ne yanmayı ne de solunumu desteklemez.

Normal koşullar altında, bu gaz yalnızca lityum ile reaksiyona girerek lityum nitrür Li3N gibi bir bileşik oluşturur. Gördüğümüz gibi, böyle bir bileşikte azotun oksidasyon durumu -3'tür. Tabii ki, diğer metallerle de reaksiyona girer, ancak yalnızca ısıtıldığında veya çeşitli katalizörler kullanıldığında. Bu arada, -3, azotun en düşük oksidasyon durumudur, çünkü harici enerji seviyesini tamamen doldurmak için sadece 3 elektron gereklidir.

Bu göstergenin çeşitli anlamları vardır. Azotun her oksidasyon durumu kendi bileşiğine sahiptir. Bu tür bağlantıları hatırlamak daha iyidir.

5 - en yüksek derece nitrojen oksidasyonu. Tüm nitrat tuzlarında ve içinde bulunur.

TANIM

Azot- yedinci element Periyodik tablo... Alt grubun A grubunun ikinci periyodu V'de bulunur. Tanım - N.

Azot tipik bir metalik olmayan elementtir, elektronegatiflik (3.0) açısından sadece flor ve oksijenden sonra ikinci sıradadır.

Doğal azot, 14 N (% 99.635) ve 15 N (% 0.365) olmak üzere iki kararlı izotoptan oluşur.

Azot molekülü iki atomludur. Moleküldeki nitrojen atomları arasında üçlü bir bağ vardır ve bunun sonucunda N2 molekülü son derece güçlüdür. Moleküler nitrojen kimyasal olarak aktif değildir, zayıf polarizedir.

Normal koşullar altında moleküler azot bir gazdır. Azotun erime noktaları (-210 o C) ve kaynama noktaları (-195.8 o C) çok düşüktür; suda ve diğer çözücülerde az çözünür.

Bileşiklerde azotun oksidasyon durumu

Azot, polar olmayan kovalent bağların indüklenmesi nedeniyle ve bilindiği gibi, polar olmayan bileşiklerde N2 bileşiminin iki atomlu moleküllerini oluşturur. kutupsal bağlar elementlerin oksidasyon durumu sıfır.

Azot, aralarında hem pozitif hem de negatif olanlar bulunan bir dizi oksidasyon durumu ile karakterize edilir.

Paslanma durumu (-3) nitrojen, en ünlüsü amonyak (N -3H +1 3) olan nitrürler (Mg +2 3 N - 2, B +3 N - 3) adı verilen bileşiklerde kendini gösterir.

Paslanma durumu (-2) nitrojen, en basit temsilcisi hidrazin (hidrojen diamid / pernitrür) - N -2 2 H2 olan peroksit tipi - pernitrürlerin bileşiklerinde kendini gösterir.

Hidroksilamin adı verilen bir bileşikte - N -1 H2OH-azot bir oksidasyon durumu sergiler (-1) .

Azotun en kararlı pozitif oksidasyon durumları şunlardır: (+3) ve (+5) ... Bunlardan ilkini florür (N +3 F -1 3), oksit (N +3 2 O -2 3), oksohalidler (N +3 OCl, N +3 OBr, vb.) ve ayrıca türevlerde gösterir. anyon NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2, vb.). Oksidasyon durumu (+5) nitrojen oksit N +5 2 O 5, oksonitrür N +5 ON, dioksoflorür N +5 O 2 F ve ayrıca trioksonitrat (V) -iyon NO 3 - ve dinitridonitrat (V) içinde kendini gösterir. -iyon NH2 -.

Azot ayrıca oksidasyon durumları sergiler (+1) - N+1 2 O, (+2) - N +2 O ve (+4) Bileşiklerinde N +4 O 2, ancak çok daha az sıklıkta.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Egzersiz yapmak	Bileşiklerdeki oksijenin oksidasyon durumlarını belirtin: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2.
Cevap	Oksijen, karakteristik oksidasyon durumları sergilediği birkaç tür ikili bileşik oluşturur. Dolayısıyla, oksijen oksitlerin bir parçasıysa, oksidasyon durumu La 2 O 3 ve Cl 2 O 7'de olduğu gibi (-2)'dir. Peroksitlerde oksijenin oksidasyon durumu (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2 dir. Flor (OF 2) ile kombinasyon halinde oksijenin oksidasyon durumu (+2)'dir. içindeki elementin oksidasyon durumu basit madde her zaman sıfırdır (O o 2). KO 2 ve KO3 bileşiminin maddeleri, oksijenin fraksiyonel oksidasyon durumları gösterdiği potasyum süperperoksit (süperoksit) ve ozoniddir: (-1/2) ve (-1/3).
Cevap	(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 ve (+2).

ÖRNEK 2

Egzersiz yapmak	Bileşiklerdeki azotun oksidasyon durumlarını belirtin: NH3, N2H4, NH2OH, N2, N2O, NO, N2O3, NO2, N2O 5.
Çözüm	Basit bir maddedeki bir elementin oksidasyon durumu her zaman sıfırdır (N o 2). Oksitlerde oksijenin oksidasyon durumunun (-2) olduğu bilinmektedir. Elektronötralite denklemini kullanarak, oksitlerdeki azotun oksidasyon durumlarının eşit olduğunu belirleriz: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.

sırasında oluşmasını mümkün kılan farklı oksidasyon durumları sergileyen kimyasal elementler vardır. kimyasal reaksiyonlar belirli özelliklere sahip çok sayıda bileşik. Atomun elektronik yapısını bilerek, hangi maddelerin oluşacağını tahmin edebiliriz.

Nitrojenin oksidasyon durumları -3 ila +5 arasında değişebilir, bu da ona dayalı çeşitli bileşikleri gösterir.

Eleman karakteristiği

Azot anlamına gelir kimyasal elementler, Mendeleev D.I.'nin periyodik sisteminde ikinci dönemde 15. grupta yer almaktadır.

Doğal olarak renksiz iki atomlu bir gaz şeklinde oluşur. atmosferik hava%75'in üzerinde bir hacim oranı ile. Protein moleküllerinin, nükleik asitlerin ve inorganik kökenli azot içeren maddelerin bileşiminde bulunur.

atom yapısı

Bileşiklerdeki azotun oksidasyon durumunu belirlemek için nükleer yapısını bilmek ve elektron kabuklarını incelemek gerekir.

Doğal element, kütlelerinin sayısı 14 veya 15 olan iki kararlı izotopla temsil edilir. İlk çekirdek 7 nötron ve 7 proton parçacığı içerir ve ikincisi 1 nötron parçacığı daha içerir.

Kararsız çekirdeğe sahip 12-13 ve 16-17 kütleli atomunun yapay çeşitleri vardır.

ders çalışırken elektronik yapı Atomik azotun iki elektron kabuğu (iç ve dış) olduğu görülebilir. 1s orbitalinde bir çift elektron bulunur.

İkinci dış kabukta sadece beş negatif yüklü parçacık vardır: ikisi 2s-alt-düzeyinde ve üçü 2p-yörüngesinde. Değerli enerji düzeyinde serbest hücreler yoktur, bu da elektronik çiftini bölmenin imkansızlığını gösterir. 2p orbitalinin, 3 negatif yüklü parçacığın bağlanmasına izin veren elektronlarla yalnızca yarısı dolu olduğu kabul edilir. Bu durumda, nitrojenin oksidasyon durumu -3'tür.

Yörüngelerin yapısını dikkate alarak, koordinasyon sayısı 4 olan bu elementin maksimum olarak sadece diğer dört atoma bağlı olduğu sonucuna varabiliriz. Üç bağın oluşumu için bir me-ha-niz-m değişimi kullanılır, bir diğeri don-no-ak-zincir şeklinde oluşturulur.

Farklı bileşiklerde azot oksidasyon durumları

Atomunun ekleyebileceği maksimum negatif partikül sayısı 3'tür. Bu durumda oksidasyon durumu, NH3 veya amonyak, NH4 + veya amonyum ve Me 3N2 nitrürleri gibi bileşiklerde bulunan -3'e eşit olarak kendini gösterir. Son maddeler, azotun metal atomları ile etkileşimi yoluyla sıcaklık yükseldiğinde oluşur.

Bir elementin verebileceği en fazla negatif yüklü parçacık sayısı 5'e eşittir.

İki nitrojen atomu, oksidasyon durumu -2 olan kararlı bileşikler oluşturmak için birbirleriyle birleşebilir. Böyle bir bağ, N2H4 veya hidrazinlerde, çeşitli metallerin azidlerinde veya MeN3'te gözlenir. Azot atomu serbest yörüngelere 2 elektron bağlar.

Belirli bir element yalnızca 1 negatif parçacık aldığında -1 oksidasyon durumu vardır. Örneğin, NH 2 OH veya hidroksilamin içinde negatif yüklüdür.

Elektron parçacıkları dış enerji katmanından alındığında, nitrojenin oksidasyon durumunun olumlu işaretleri vardır. +1 ile +5 arasında değişir.

N 2 O (tek değerli oksit) içindeki nitrojen ve Na 2 N 2 O 2 formülüne sahip sodyum hiponitrit için şarj 1+ mevcuttur.

NO'da (iki değerli oksit), element iki elektron verir ve pozitif (+2) yükler.

Nitrojen 3'ün bir oksidasyon durumu vardır (NaNO2 veya nitrür bileşiğinde ve ayrıca üç değerlikli oksitte). Bu durumda, 3 elektron ayrılır.

+4 yükü, değeri IV veya dimer (N 2 O 4) olan bir oksitte oluşur.

Oksidasyon durumunun (+5) pozitif işareti, N205'te veya beş değerlikli oksitte, nitrik asit ve türevlerinde kendini gösterir.

Azotlu hidrojen bileşikleri

Yukarıdaki iki elemente dayanan doğal maddeler organik hidrokarbonlara benzer. Sadece hidrojen nitrojen, atomik nitrojen miktarındaki artışla stabilitesini kaybeder.

En önemli hidrojen bileşikleri, amonyak, hidrazin ve hidrazoik asit moleküllerini içerir. Hidrojenin nitrojen ile etkileşimi ile elde edilirler ve ikinci maddede oksijen de bulunur.

amonyak nedir

Hidrojen nitrür olarak da adlandırılır ve kimyasal formül 17 kütleli NH3 olarak gösterilir. Normal sıcaklık ve basınç koşulları altında, amonyak keskin bir amonyak kokulu renksiz bir gaz formuna sahiptir. Yoğunluk açısından havadan 2 kat daha az sıklıkta olup, içinde kolayca çözünür. su ortamı Molekülünün polar yapısından dolayı. Düşük tehlikeli maddeleri ifade eder.

Amonyak, ticari olarak hidrojen ve nitrojen moleküllerinden katalitik sentez yoluyla üretilir. Amonyum tuzlarından ve sodyumdan nitrit elde etmek için laboratuvar yöntemleri vardır.

amonyak yapısı

Piramidal molekül bir nitrojen ve 3 hidrojen atomu içerir. Birbirlerine göre 107 derecelik bir açıyla bulunurlar. Bir tetrahedral molekülde nitrojen merkezlenir. Eşlenmemiş üç p-elektronu nedeniyle, her biri 1 s-elektrona sahip olan 3 atomik hidrojen ile kovalent bir yapıya sahip polar bağlarla bağlanır. Bir amonyak molekülü bu şekilde oluşur. V bu durumda nitrojen, -3'lük bir oksidasyon durumu sergiler.

Bu element, pozitif yüklü bir hidrojen iyonu ile kovalent bir bağ oluşturan dış seviyede hala yalnız bir elektron çiftine sahiptir. Bir element, negatif yüklü parçacıkların bir vericisidir ve diğeri bir alıcıdır. Amonyum iyonu NH 4+ bu şekilde oluşur.

amonyum nedir

Pozitif yüklü çok atomlu iyonlar veya katyonlar olarak anılır.Amonyum ayrıca amonyum olarak da adlandırılır. kimyasallar molekül şeklinde var olamaz. Amonyak ve hidrojenden oluşur.

Çeşitli negatif anyonların varlığında pozitif yüklü amonyum, I değerlikli metaller gibi davrandığı amonyum tuzları oluşturabilir. Ayrıca, katılımıyla amonyum bileşikleri sentezlenir.

Birçok amonyum tuzu, suda kolayca çözünen renksiz kristalli maddeler biçiminde bulunur. NH4 + iyonunun bileşikleri uçucu asitlerden oluşuyorsa, ısıtma koşulları altında gaz halindeki maddelerin salınmasıyla ayrışırlar. Sonraki soğutmaları geri dönüşümlü bir işleme yol açar.

Bu tür tuzların stabilitesi, oluştukları asitlerin gücüne bağlıdır. Kararlı amonyum bileşikleri, güçlü bir asidik kalıntıya karşılık gelir. Örneğin, hidroklorik asitten kararlı amonyum klorür üretilir. 25 dereceye kadar sıcaklıklarda, bu tür tuz, amonyum karbonat hakkında söylenemeyen ayrışmaz. İkinci bileşik genellikle pişirme işleminde kabartma tozunun yerini alarak hamuru yükseltmek için kullanılır.

Şekerlemeciler amonyum karbonatı basitçe amonyum olarak adlandırırlar. Bu tuz, bira üreticileri tarafından bira mayasının fermantasyonunu iyileştirmek için kullanılır.

Amonyum iyonlarının tespiti için kalitatif bir reaksiyon, hidroksitlerin etkisidir. alkali metaller bağlantılarında. NH 4+ varlığında amonyak açığa çıkar.

Amonyumun kimyasal yapısı

İyonunun konfigürasyonu, merkezinde nitrojen olan düzenli bir dörtyüzlüye benzer. Hidrojen atomları şeklin köşelerinde yer almaktadır. Amonyumdaki nitrojenin oksidasyon durumunu hesaplamak için, katyonun toplam yükünün +1 olduğunu ve her hidrojen iyonunun bir elektronu olmadığını ve sadece 4 tane olduğunu hatırlamanız gerekir. Toplam hidrojen potansiyeli +4'tür. Tüm hidrojen iyonlarının yükünü katyon yükünden çıkarırsak: +1 - (+4) = -3 elde ederiz. Bu, nitrojenin -3 oksidasyon durumuna sahip olduğu anlamına gelir. Bu durumda, üç elektron bağlar.

nitrürler nelerdir

Azot, metalik ve metalik olmayan doğadaki daha elektropozitif atomlarla birleşebilir. Sonuç olarak, hidritlere ve karbürlere benzer bileşikler oluşur. Bu tür azot içeren maddelere nitrürler denir. Bileşiklerdeki metal ve azot atomu arasında kovalent, iyonik ve ara bağlar izole edilir. Sınıflandırmalarının altında yatan bu özelliktir.

Kovalent nitrürler, elektronların atomik nitrojenden geçmediği, ancak diğer atomların negatif yüklü parçacıkları ile birlikte ortak bir elektron bulutu oluşturan kimyasal bağdaki bileşiklerdir.

Bu tür maddelerin örnekleri, amonyak ve hidrazin molekülleri gibi hidrojen nitrürlerin yanı sıra triklorürler, tribromürler ve triflorürleri içeren nitrojen halojenürlerdir. Eşit olarak iki atoma ait olan ortak bir elektron çiftine sahiptirler.

İyonik nitrürler, aşağıdakileri içeren bileşikleri içerir: Kimyasal bağ Elektronların bir metal elementten azottaki serbest seviyelere geçişi ile oluşur. Bu tür maddelerin moleküllerinde polarite gözlenir. Nitrürler 3- nitrojen oksidasyon durumuna sahiptir. Buna göre metalin toplam yükü 3+ olacaktır.

Bu bileşikler, alkali metaller hariç, magnezyum, lityum, çinko veya bakır nitrürleri içerir. Sahip oldukları Yüksek sıcaklık erime.

Ara bağa sahip nitrürler, metal ve nitrojen atomlarının eşit olarak dağıldığı ve elektron bulutunun net bir yer değiştirmesinin olmadığı maddeleri içerir. Bu inert bileşikler arasında demir, molibden, manganez ve tungsten nitrürler bulunur.

Üç Değerli Nitrik Oksit Açıklaması

HNO2 formülüne sahip nitröz asitten elde edilen anhidrit olarak da adlandırılır. Trioksit içindeki nitrojen (3+) ve oksijenin (2-) oksidasyon durumları dikkate alındığında, 2 ila 3 veya N2O3 elementlerinin atomlarının oranı elde edilir.

Anhidritin sıvı ve gaz formları çok kararsız bileşiklerdir; IV ve II değerlikleriyle kolayca 2 farklı okside ayrışırlar.

Azot- V A-grubunun 2. periyodunun bir unsuru Periyodik tablo, atom numarası 7. Atomun elektronik formülü [2 He] 2s 2 2p 3, karakteristik oksidasyon durumları 0, -3, +3 ve +5, daha az sıklıkla +2 ve +4, vb. N v durumu nispeten kararlı olarak kabul edilir.

Azot oksidasyon ölçeği:
+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 - NH3, NH4, NH3 * H20, NH2Cl, Li 3N, Cl3N.

Azot, F ve O'dan sonra üçüncü olan yüksek bir elektronegatifliğe (3.07) sahiptir. Çeşitli oksijen içeren asitler, tuzlar ve ikili bileşiklerin yanı sıra amonyum katyonu NH4 ve tuzlarını oluştururken tipik metalik olmayan (asidik) özellikler sergiler. .

Doğada - on yedinci kimyasal bolluk elementine göre (metal olmayanlar arasında dokuzuncu). Tüm organizmalar için hayati bir unsur.

n 2

Basit madde. Normal koşullar altında elementin kimyasal eylemsizliğini açıklayan çok kararlı bir ˚σππ-bağ N≡N'ye sahip polar olmayan moleküllerden oluşur.

Yoğunlaşarak renksiz bir sıvıya dönüşen renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır (O 2'nin aksine).

ev bileşen hava hacimce %78.09, kütlece 75.52. Azot, sıvı havadan oksijenden önce kaynar. Suda az çözünür (15,4 ml / 1 L H 2 O 20 ˚C'de), azotun çözünürlüğü oksijenden daha azdır.

NS oda sıcaklığı N 2, flor ile ve çok küçük ölçüde oksijen ile reaksiyona girer:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Amonyak üretiminin tersinir reaksiyonu 200˚C sıcaklıkta, 350 atm'ye kadar basınç altında ve her zaman bir katalizör varlığında gerçekleşir (Fe, F 2 O 3, FeO, laboratuvarda Pt'de)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Le Chatelier prensibine göre amonyak verimindeki artış, artan basınç ve azalan sıcaklık ile gerçekleşmelidir. Bununla birlikte, düşük sıcaklıklarda reaksiyon hızı çok düşüktür, bu nedenle işlem 450-500 ˚C'de gerçekleştirilir ve %15'lik bir amonyak verimine ulaşır. Reaksiyona girmemiş N2 ve H2 reaktöre geri döndürülür ve böylece reaksiyon hızını arttırır.

Azot, asitlere ve alkalilere karşı kimyasal olarak pasiftir ve yanmayı desteklemez.

alma v sanayi- sıvı havanın fraksiyonel damıtılması veya kimyasal yollarla havadan oksijenin uzaklaştırılması, örneğin ısıtıldığında 2C (kok) + O 2 = 2CO reaksiyonu ile. Bu durumlarda, soy gazların (esas olarak argon) karışımlarını da içeren nitrojen elde edilir.

Laboratuvarda, orta derecede ısıtma ile kontaminasyon reaksiyonu ile az miktarda kimyasal olarak saf nitrojen elde edilebilir:

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

NH4Cl (p) + KNO2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Amonyak sentezi için kullanılır. Kimyasal ve metalurjik işlemler ve yanıcı maddelerin depolanması için inert bir ortam olarak nitrik asit ve diğer azot içeren ürünler.

NH 3

İkili bir bileşik, nitrojenin oksidasyon durumu - 3. Keskin karakteristik bir kokuya sahip renksiz gaz. Molekül, tamamlanmamış bir tetrahedron [: N (H) 3] (sp 3 -hibridizasyon) yapısına sahiptir. sp3-hibrit orbitalindeki nitrojen içindeki NH3 molekülündeki bir donör elektron çiftinin varlığı, bir katyon oluşumu ile bir hidrojen katyonunun eklenmesinin karakteristik reaksiyonunu belirler. amonyum 4. Oda sıcaklığında aşırı basınç altında sıvılaşır. Sıvı halde, hidrojen bağları nedeniyle ilişkilidir. Termal olarak kararsız. Suda iyice çözelim (20˚C'de 700 l / 1 l H2O'dan fazla); doymuş bir çözeltideki oran ağırlıkça %34 ve hacimce %99'dur, pH = 11,8'dir.

Son derece reaktif, ekleme reaksiyonlarına eğilimli. Oksijende yanar, asitlerle reaksiyona girer. İndirgeyici (N -3 nedeniyle) ve oksitleyici (H+1 nedeniyle) özellikler gösterir. Sadece kalsiyum oksit ile kurutulur.

kalitatif reaksiyonlar – gaz halindeki HCl ile temas halinde beyaz "duman" oluşumu, Hg2 (NO3) 2 çözeltisi ile nemlendirilmiş bir kağıt parçasının kararması.

HNO3 ve amonyum tuzlarının sentezinde bir ara ürün. Soda, azotlu gübreler, boyalar, patlayıcıların üretiminde; sıvı amonyak bir soğutucudur. Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemleri:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH3 (g) + HCl (g) ↔ NH4Cl (g) beyaz "duman"
4NH 3 + 3O 2 (hava) = 2N 2 + 6 H 2 O (yanma)
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 H2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (oda sıcaklığı, basınç)
alma. V laboratuvarlar- sodalime ile ısıtıldığında amonyağın amonyum tuzlarından yer değiştirmesi: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Veya sulu bir amonyak çözeltisini kaynatıp ardından gazı kurutmak.
Endüstride amonyak hidrojen ile azottan elde edilir. Sanayi tarafından teknik adı altında sıvılaştırılmış veya konsantre sulu çözelti şeklinde üretilir. amonyak suyu.

amonyak hidratNH 3 * H 2 Ö. Moleküller arası bileşik. beyaz, içinde kristal kafes- NH3 ve H2O molekülleri zayıf bir hidrojen bağıyla bağlanır. İçinde mevcut sulu çözelti amonyak, zayıf baz (ayrışma ürünleri - NH 4 katyonu ve OH anyonu). Amonyum katyonu düzenli bir tetrahedral yapıya sahiptir (sp 3 -hibridizasyon). Termal olarak kararsız, çözelti kaynatıldığında tamamen ayrışır. nötralize güçlü asitler... Konsantre bir çözeltide indirgeyici özellikler (N -3 nedeniyle) gösterir. İyon değişimi ve kompleksleşme reaksiyonuna girer.

kalitatif reaksiyon- gaz halindeki HCl ile temas halinde beyaz "duman" oluşumu. Amfoterik hidroksitlerin çökelmesi sırasında çözeltide hafif alkali bir ortam oluşturmak için kullanılır.
1 M'lik bir amonyak çözeltisi esas olarak NH3*H2O hidrat ve sadece %0.4 NH40H iyonları içerir (hidratın ayrışmasından dolayı); bu nedenle iyonik "amonyum hidroksit NH40H" pratik olarak çözeltide bulunmaz ve katı hidratta böyle bir bileşik yoktur.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
NH3H20 (kons.) = NH3 + H20 (NaOH ile kaynama)
NH3H2O ​​+ HCl (dil.) = NH4Cl + H2O
3 (NH 3 H 2 O) (kons.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (kons.) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (kons.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH3H20) (kons.) + Ag20 = 2OH + 3H2O
4 (NH3H 2 O) (kons.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH3H20) (kons.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Seyreltilmiş amonyak çözeltisi (%3-10) genellikle amonyak(isim simyacılar tarafından icat edildi) ve konsantre çözelti (% 18,5 - 25) bir amonyak çözeltisidir (endüstri tarafından üretilir).

Azot oksitler

azot monoksitNUMARA

Tuz oluşturmayan oksit. Renksiz gaz. Bir radikal, kovalent bir σπ bağı (N꞊O) içerir, katı halde dimer N 2 О 2 ile iletişim N-N... Son derece termal olarak kararlı. Havadaki oksijene duyarlıdır (kahverengiye döner). Suda az çözünür ve onunla reaksiyona girmez. Asitlere ve alkalilere karşı kimyasal olarak pasiftir. Isıtıldığında metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girer. NO ve NO2'nin ("azotlu gazlar") yüksek oranda reaktif karışımı. Nitrik asit sentezinde bir ara madde.
En önemli reaksiyonların denklemleri:
2NO + O 2 (gaz) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N2 + CO2 (400-500˚C)
10NO + 4P (kırmızı) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
NO ve NO 2 karışımlarına reaksiyonlar:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO2 + 2KOH (dil.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450- 500˚C)
alma v sanayi: amonyağın oksijen ile bir katalizör üzerinde oksidasyonu, laboratuvarlar- seyreltik nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NUMARA+ 4H2O
veya nitratların azaltılması:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NUMARA + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Nitrojen dioksitNUMARA 2

Asidik oksit, geleneksel olarak iki aside karşılık gelir - HNO 2 ve HNO 3 (N 4 için asit mevcut değildir). Kahverengi gaz, oda sıcaklığında NO2 monomeri, soğukta, sıvı renksiz N204 dimeri (dinitrojen tetroksit). Su, alkaliler ile tamamen reaksiyona girer. Çok güçlü oksitleyici ajan, metaller için aşındırıcı. Nitrik asit ve susuz nitratların sentezi için, roket yakıtının oksitleyicisi, kükürtten yağ arıtıcı ve oksidasyon katalizörü olarak kullanılır. organik bileşikler... Zehirli.
En önemli reaksiyonların denklemi:
2NA 2 ↔ 2NA + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (Soğukta)
3 HNO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + HAYIR
2NO 2 + 2NaOH (dil.) = 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 = BNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
alma: v sanayi - NO'nun atmosferik oksijen ile oksidasyonu, laboratuvarlar- konsantre nitrik asidin indirgeyici maddelerle etkileşimi:
6HNO 3 (kons., Yatay) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (kons., Yatay) + P (kırmızı) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (kons., Sıcak) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

dinitrojen oksitn 2 Ö

Hoş bir kokuya sahip renksiz bir gaz ("gülme gazı"), N꞊N꞊O, nitrojenin resmi oksidasyon durumu +1'dir, suda az çözünür. Grafit ve magnezyumun yanmasını destekler:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Amonyum nitratın termal ayrışmasıyla alınan:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
tıpta anestezik olarak kullanılır.

dinitrojen trioksitn 2 Ö 3

Düşük sıcaklıklarda, mavi sıvı, ON꞊NO 2, formal nitrojen oksidasyon durumu +3. 20 ˚C'de %90 oranında renksiz NO ve kahverengi NO2 ("azotlu gazlar", endüstriyel duman - "tilki kuyruğu") karışımına ayrışır. N 2 O 3 asidik bir oksittir, suyla soğukta HNO 2 oluşturur, ısıtıldığında farklı tepki verir:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Alkalilerle HNO2 tuzları verir, örneğin NaNO2.
NO'nun O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) veya NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3) ile etkileşimi ile elde edilir
güçlü soğutma ile. "Azotlu gazlar" ve çevreye zararlı, atmosferin ozon tabakasının yok edilmesi için katalizör görevi görürler.

dinitrojen pentoksit n 2 Ö 5

Renksiz, katı, O 2 N - O - NO 2, azotun oksidasyon durumu +5'tir. Oda sıcaklığında 10 saatte NO 2 ve O 2'ye ayrışır. Asidik oksit olarak su ve alkalilerle reaksiyona girer:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N205 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Dumanlı nitrik asidin dehidrasyonu ile alındı:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
veya -78˚C'de NO2'nin ozon ile oksidasyonu:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrit ve nitrat

potasyum nitritbilgi 2 ... Beyaz, higroskopik. Ayrışmadan erir. Kuru havaya dayanıklıdır. Anyon tarafından hidrolize edilmiş suda (renksiz bir çözelti oluşturarak) çok iyi çözünelim. Asidik ortamda tipik oksitleyici ve indirgeyici ajan, alkali ortamda çok yavaş reaksiyona girer. İyon değişim reaksiyonlarına girer. kalitatif reaksiyonlar NO2 iyonu için - mor MnO 4 çözeltisinin renginin değişmesi ve I iyonları eklendiğinde siyah bir çökeltinin görünümü.Boya üretiminde, fotoğraf reaktiflerinin bir bileşeni olan amino asitler ve iyodürler için analitik bir reaktif olarak kullanılır.
en önemli reaksiyonların denklemi:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (kons.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (gaz) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (phiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (doy.) + NH 4 + (doy.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (siyah) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (genişletilmiş) + Ag + = AgNO 2 (açık sarı) ↓
alma vsanayi- proseslerde potasyum nitratın geri kazanılması:
KNO3 + Pb = BİN 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (kons.) + Pb (sünger) + H 2 O = BİN 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 BİN 2+ CaSO4 (300 ˚C)

H itrat potasyum BİN 3
teknik isim potas, veya Hintli tuz , güherçile. Beyaz, daha fazla ısıtıldığında bozunmadan erir. Havaya dayanıklıdır. Suda iyice eritelim (yüksek endo-etki, = -36 kJ), hidroliz yok. Füzyon sırasında güçlü oksitleyici ajan (atomik oksijenin salınması nedeniyle). Çözeltide, sadece atomik hidrojen ile indirgenir (asidik ortamda KNO 2'ye, alkali ortamda NH 3'e). Cam üretiminde gıda koruyucu, piroteknik karışımların ve mineral gübrelerin bir bileşeni olarak kullanılır.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400- 500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, konsantre KOH) = NH3 + 2H20 + 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 (yanma)

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)

alma: endüstride
4KOH (sıcak) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

ve laboratuvarda:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓