Азотот има највисока состојба на оксидација во соединението. Степен на оксидација на азот - учење да се разбере

Брзината на растворање на некои супстанции, како што се метали или јодиден јон, во азотна киселина зависи од концентрацијата на азотна киселина присутна како нечистотија. Солите на нитритите на азотна киселина се многу растворливи во вода, освен сребрениот нитрит.

Соединенија со оксидациона состојба –3.Азотните соединенија во -3 оксидациона состојба се претставени со амонијак и метални нитриди.

Амонијак- NH 3 е безбоен гас со карактеристичен лут мирис. Молекулата на амонијак има геометрија на тригонална пирамида со атом на азот на врвот. Атомските орбитали на азот се во сп 3- хибридна состојба. Три орбитали се вклучени во формирањето на азот-водородни врски, а четвртата орбитала содржи осамен електронски пар, молекулата има пирамидална форма. Одбивното дејство на единствениот пар електрони предизвикува намалување на аголот на врската од очекуваните 109,5° на 107,3°.

На температура од -33,4 °C, амонијакот се кондензира, формирајќи течност со многу висока топлина на испарување, што овозможува да се користи како средство за ладење во индустриските ладилни единици.

Присуството на осамен електронски пар на азотниот атом му овозможува да формира друга ковалентна врска преку механизмот донор-акцептор. Така, во кисела средина, се јавува формирање на молекуларниот амониум катјон - NH 4 +. Формирањето на четвртата ковалентна врска доведува до порамнување на аглите на врската (109,5°) поради еднообразното одбивање на атомите на водород.

Течниот амонијак е добар самојонизирачки растворувач:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

амид анјон

Во него се раствораат алкалните и земноалкалните метали, формирајќи обоени проводни раствори. Во присуство на катализатор (FeCl 3), растворениот метал реагира со амонијак за ослободување на водород и формира амид, на пример:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

натриум амид

Амонијакот е многу растворлив во вода (на 20 °C, околу 700 тома амонијак се раствораат во еден волумен вода). Во водени раствори ги покажува својствата на слаба база.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85·10 -5

Во атмосфера на кислород, амонијакот согорува за да формира азот; на платина катализатор, амонијакот се оксидира до азотен оксид (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Како основа, амонијакот реагира со киселини за да формира соли на амониум катјони, на пример:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Амониумовите соли се многу растворливи во вода и малку хидролизирани. Во кристална состојба тие се термички нестабилни. Составот на производите за термолиза зависи од својствата на киселината што ја формира солта:

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

Кога водените раствори на амониумовите соли се изложени на алкали кога се загреваат, се ослободува амонијак, што овозможува оваа реакција да се користи како квалитативна реакција за соли на амониум и како лабораториски метод за производство на амонијак.

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Во индустријата, амонијакот се произведува со директна синтеза.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Бидејќи реакцијата е многу реверзибилна, синтезата се изведува на висок крвен притисок(до 100 mPa). За да се забрза процесот, се изведува во присуство на катализатор (сунѓересто железо промовирано од адитиви) и на температура од околу 500 °C.

Нитридисе формираат како резултат на реакции на многу метали и неметали со азот. Својствата на нитридите природно се менуваат со текот на времето. На пример, за елементи од третиот период:

Нитридите на s-елементите од групите I и II се кристални супстанции слични на сол кои лесно се распаѓаат со вода и формираат амонијак.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Од халогените нитриди во слободна состојба, изолиран е само Cl 3 N; киселиот карактер се манифестира во реакцијата со вода:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3

Интеракцијата на нитриди од различна природа доведува до формирање на мешани нитриди:

Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

литиум нитридегерманат (IV) нитридеалуминат

Нитридите BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 се цврсти полимерни супстанции со високи точки на топење (2000-3000 ° C), тие се полупроводници или диелектрици. Нитридите на Д-метал се кристални соединенија со променлив состав (бертолиди), многу тврди, огноотпорни и хемиски стабилни, покажуваат метални својства: метален сјај, електрична спроводливост.

Соединенија со оксидациона состојба –2.Хидразин - N 2 H 4 - најважно неорганско соединениеазот во оксидациона состојба -2.

Хидразин е безбојна течност со точка на вриење од 113,5 °C, испарувана во воздухот. Пареите на хидразин се исклучително токсични и формираат експлозивни смеси со воздухот. Хидразин се добива со оксидација на амонијак со натриум хипохлорит:

2N -3 H 3 + NaCl + 1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Хидразин се меша со вода во кој било сооднос и во раствор се однесува како слаба диацидна база, формирајќи две серии на соли.

N2H4 + H2O N2H5 + + OH-, Kb = 9,3 × 10-7;

хидрозониум катјон

N2H5 + + H2O N2H62+ + OH-, Kb = 8,5 × 10-15;

дихидросониум катјон

N2H4 + HCl N2H5Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

хидрозониум хлорид дихидросониум дихлорид

Хидразин е најсилното средство за намалување:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Несиметричниот диметилхидразин (хептил) е широко користен како ракетно гориво.

Соединенија со оксидациона состојба –1.Хидроксиламин - NH 2 OH - е главното неорганско азотно соединение во оксидациона состојба -1.

Хидроксиламин се добива со редукција на азотна киселина со водород во моментот на ослободување за време на електролизата:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

Ова е безбојна кристална супстанција (mp 33 °C), високо растворлива во вода, во која покажува својства на слаба база. Со киселини произведува соли на хидроксиламониум - стабилни, безбојни материи растворливи во вода.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

јон на хидроксиламониум

Атомот на азот во молекулата NH 2 OH покажува средна оксидациска состојба (помеѓу -3 и +5), така што хидроксиламинот може да дејствува и како средство за намалување и како оксидирачки агенс:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

средство за намалување

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

оксидатор

NH 2 OH лесно се распаѓа кога се загрева, подложувајќи се на диспропорционалност:

3N-1 H2OH = N02 + N-3 H3 + 3H2O;

Соединенија со состојба на оксидација +1. Азотен оксид (I) - N 2 O (азотен оксид, гас за смеење). Структурата на неговата молекула може да се пренесе со резонанца на две валентни шеми, кои покажуваат дека ова соединение може да се смета само формално како азот(I) оксид; во реалноста тоа е азот(V) оксонитрид - ON +5 N-3.

N 2 O е безбоен гас со слаб пријатен мирис. Во мали концентрации предизвикува напади на незауздана радост, во големи дози има општ анестетички ефект. Мешавина од азотен оксид (80%) и кислород (20%) се користела во медицината за анестезија.

Во лабораториски услови, азотен оксид (I) може да се добие со разградување на амониум нитрат. N 2 O добиен со овој метод содржи нечистотии од повисоки азотни оксиди, кои се исклучително токсични!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Од страна на хемиски својстваАзотниот оксид (I) е типичен оксид што не формира сол; тој не реагира со вода, киселини и алкалии. Кога се загрева, се распаѓа и формира кислород и азот. Поради оваа причина, N 2 O може да дејствува како оксидирачки агенс, на пример:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

Соединенија со состојба на оксидација +2. Азот (II) оксид - НЕ - безбоен гас, исклучително токсичен. Во воздухот брзо се оксидира со кислород за да формира не помалку токсичен азотен оксид (IV). Во индустријата, NO се произведува со оксидација на амонијак на платина катализатор или со поминување на воздухот низ електричен лак (3000-4000 °C).

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O; N2 + O2 = 2NO

Лабораториски методПроизводството на азотен оксид (II) е интеракција на бакар со разредена азотна киселина.

3Cu + 8HNO 3 (разреден) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Азотниот (II) оксид е оксид што не создава сол, силно средство за редуцирање и лесно реагира со кислород и халогени.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

нитрозил хлорид

Во исто време, при интеракција со силни редуцирачки агенси NO врши функција на оксидирачки агенс:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O; 10NO + 4P = 5N 2 + 2P 2 O 5

Соединенија со состојба на оксидација +3. Азот(III) оксид - N 2 O 3 - течен интензивен со сина боја(температура -100 °C). Стабилен само во течна и цврста состојба при ниски температури. Очигледно постои во две форми:

Азот (III) оксид се добива со спојување на кондензација на пареа NO и NO 2. Се дисоцира во течности и пареи.

НЕ 2 + НЕ N 2 O 3

Својствата се типични киселински оксиди. Реагира со вода, формирајќи азотна киселина, а со алкалите формира соли - нитрити.

N2O3 + H2O = 2HNO2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Азотна киселина- киселина со средна јачина (K a = 1×10 -4). Тој не е изолиран во својата чиста форма; во растворите постои во две тавтомерни форми (тавтомери се изомери кои се во динамичка рамнотежа).

нитритна форма нитро форма

Солите на азотна киселина се стабилни. Нитритниот анјон покажува изразена редокс двојност. Во зависност од условите, може да врши и функција на оксидирачки агенс и функција на редукционо средство, на пример:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

оксидатор

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

средство за намалување

Азотната киселина и нитритите имаат тенденција да се непропорционални:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Соединенија со состојба на оксидација +4. Азот оксид (IV) - NO 2 - кафеав гас, со лут непријатен мирис. Екстремно токсично! Во индустријата, NO 2 се произведува со оксидација на NO. Лабораториски метод за производство на NO 2 е интеракцијата на бакар со концентрирана азотна киселина, како и термичко распаѓањеолово нитрат.

Cu + 4HNO 3 (конк.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H2O;

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Молекулата NO 2 има еден неспарен електрон и е стабилен слободен радикал, па азотен оксид лесно се димеризира.

Процесот на димеризација е реверзибилен и многу чувствителен на температура:

парамагнетни, дијамагнетни,

кафеава безбоен

Азот диоксид е кисел оксид кој реагира со вода, формирајќи мешавина од азотна и азотна киселина (мешан анхидрид).

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Соединенија со состојба на оксидација +5. Азотен оксид (V) - N 2 O 5 - бела кристална супстанција. Се добива со дехидрација на азотна киселина или оксидација на азотен оксид (IV) со озон:

2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Во кристална состојба, N 2 O 5 има структура слична на сол - + -, во пареа (возвишена температура 33 ° C) - молекуларна.

N 2 O 5 - киселински оксид - анхидрид на азотна киселина:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Азотна киселина- HNO 3 е безбојна течност со точка на вриење од 84,1 ° C, се распаѓа кога се загрева и е изложена на светлина.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Нечистотиите на азот диоксид даваат концентрирана азотна киселина жолто-кафеава боја. Азотна киселина се меша со вода во кој било сооднос и е една од најсилните минерални киселини, целосно се дисоцира во раствор.

Структурата на молекулата на азотна киселина е опишана со следните структурни формули:

Тешкотии со пишување структурна формула HNO 3 се предизвикани од фактот дека, покажувајќи состојба на оксидација од +5 во ова соединение, азотот, како елемент од вториот период, може да формира само четири ковалентни врски.

Азотната киселина е едно од најсилните оксидирачки агенси. Длабочината на неговото закрепнување зависи од многу фактори: концентрација, температура, средство за намалување. Вообичаено, оксидацијата со азотна киселина произведува мешавина на производи за редукција:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Доминантен производ на оксидација на неметали и неактивни метали со концентрирана азотна киселина е азотен оксид (IV):

I 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Концентрирана азотна киселина ги пасивизира железото и алуминиумот. Алуминиумот се пасивира дури и со разредена азотна киселина. Азотна киселина од која било концентрација нема ефект врз златото, платината, танталот, родиумот и иридиумот. Златото и платината се раствораат во аква регија - мешавина од концентриран азот и хлороводородна киселинаво сооднос 1:3.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Силниот оксидирачки ефект на аква регија се должи на формирањето на атомски хлор при распаѓање на нитросил хлорид, производ на интеракцијата на азотна киселина со водород хлорид.

HNO3 + 3HCl = Cl2 + NOCl + 2H2O;

NOCl = NO + Cl×

Ефективен растворувач за ниско-активни метали е мешавина од концентрирани азотни и флуороводоводни киселини.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O

Разредената азотна киселина, кога е во интеракција со неметали и ниско-активни метали, се редуцира претежно на азотен оксид (II), на пример:

3P + 5HNO3 (дил) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (дил) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Активните метали ја намалуваат разредената азотна киселина до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3, на пример,

4Zn + 10HNO 3 (дил) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Најголемиот дел од азотна киселина се користи во производството на ѓубрива и експлозиви.

Азотна киселина се произведува индустриски со контактни или лачни методи, кои се разликуваат во првата фаза - производство на азотен оксид (II). Методот на лак се заснова на производство на NO со поминување на воздух низ електричен лак. Во методот на контакт, NO се произведува со оксидација на амонијак со кислород на платина катализатор. Следно, азотен оксид (II) се оксидира до азот оксид (IV) со кислород во атмосферата. Со растворање на NO 2 во вода во присуство на кислород се добива азотна киселина со концентрација од 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Доколку е потребно, азотна киселина се концентрира со дестилација со концентрирана сулфурна киселина. Во лабораторија, 100% азотна киселина може да се добие со дејство на концентрирана сулфурна киселина на кристален натриум нитрат кога се загрева.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 + NaHSO 4

Соли на азотна киселина- нитрати - високо растворливи во вода, термички нестабилни. Распаѓањето на нитрати од активни метали (со исклучок на литиум), лоцирани во низата стандардни електродни потенцијали лево од магнезиумот, доведува до формирање на нитрити. На пример:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

При распаѓање на литиум и магнезиум нитрати, како и метални нитрати лоцирани во низата стандардни електродни потенцијали десно од магнезиумот, до бакар, се ослободува мешавина од азот(IV) оксид и кислород. На пример:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нитратите на металите лоцирани на крајот од серијата активности се распаѓаат до слободен метал:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Натриум, калиум и амониум нитрати широко се користат за производство на барут и експлозиви, а исто така и како азотни ѓубрива (салитра). Како ѓубрива се користат и амониум сулфат, амонијак вода и карбамид (уреа) - целосен амид. јаглеродна киселина:

Водород азид(динитридонитрат) - HN 3 (HNN 2) - безбојна испарлива течност (точка на топење –80 °C, точка на вриење 37 °C) со лут мирис. Централниот атом на азот е во сп-хибридизација, состојбата на оксидација е +5, атомите во непосредна близина на него имаат оксидациона состојба од –3. Структура на молекулата:

Воден раствор на HN 3 - хидронитрична киселина е блиску по јачина на оцетна киселина, K a = 2,6 × 10 -5. Стабилен во разредени раствори. Се добива со реакција на хидразин и азотна киселина:

N 2 H 4 + HNO 2 = HN 3 + 2 H 2 O

Оксидативните својства на HN 3 (HN +5 N 2) личат на азотна киселина. Така, ако од интеракцијата на метал со азотна киселина се добиваат азот оксид (II) и вода, тогаш со азотна киселина се формираат азот и амонијак. На пример,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Мешавина од HN 3 и HCl се однесува како аква регија. Соли на хидронитрична киселина - азиди. Само азидите на алкалните метали се релативно стабилни; на температури > 300 °C тие се уништуваат без експлозија. Остатокот експлозивно се распаѓа кога е погоден или загреан. Оловниот азид се користи во производството на детонатори:

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Почетен производ за подготовка на азиди е NaN 3, кој се формира како резултат на реакцијата на натриум амид и азотен оксид (I):

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2.Фосфор

Фосфорот во природата е претставен со еден изотоп - 31 P, кларкот на фосфор е 0,05 мол.%. Се наоѓа во форма на фосфатни минерали: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатити. Вклучено во коските и забите на животните и луѓето, како и во нуклеински киселини(ДНК и РНК) и аденозин фосфорни киселини (ATP, ADP и AMP).

Фосфорот се добива со редуцирање на фосфорит со кокс во присуство на силициум диоксид.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Едноставна супстанција - фосфор - формира неколку алотропни модификации, од кои главни се белиот, црвениот и црниот фосфор. Белиот фосфор се формира со кондензација на пареа на фосфор и е бела восочна материја (mp 44 °C), нерастворлива во вода, растворлива во некои органски растворувачи. Белиот фосфор има молекуларна структура и се состои од тетраедрални P4 молекули.

Напнатост на врската (валентност агол P-P-Pе само 60 °) предизвикува висока реактивност и токсичност на белиот фосфор (смртоносна доза од околу 0,1 g). Бидејќи белиот фосфор е многу растворлив во масти, млекото не може да се користи како противотров за труење. Во воздухот, белиот фосфор спонтано се запали, па затоа се складира во херметички затворени хемиски садови под слој на вода.

Црвениот фосфор има полимерна структура. Се добива со загревање на бел фосфор или со негово зрачење со светлина. За разлика од белиот фосфор, тој е ниско-реактивен и нетоксичен. Сепак, преостанатите количини на бел фосфор може да го направат црвениот фосфор токсичен!

Црниот фосфор се добива со загревање на бел фосфор под притисок од 120 илјади атм. Има полимерна структура, има полупроводнички својства, хемиски е стабилен и нетоксичен.

Хемиски својства. Белиот фосфор спонтано се оксидира со атмосферски кислород на собна температура (оксидацијата на црвениот и црниот фосфор се јавува кога се загрева). Реакцијата се јавува во две фази и е придружена со луминисценција (хемилуминисценција).

2P + 3O 2 = 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Фосфорот, исто така, постепено комуницира со сулфур и халогени.

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

При интеракција со активни метали, фосфорот делува како оксидирачки агенс, формирајќи фосфиди - фосфорни соединенија во состојба на оксидација -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Оксидирачките киселини (азотни и концентрирани сулфурни киселини) го оксидираат фосфорот до фосфорна киселина.

P + 5HNO 3 (конц) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Кога се вари со алкални раствори, белиот фосфор е диспропорционален:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

фосфин калиум хипофосфит

Подгрупата VA е формирана од p-елементи: азот N, фосфор

P, арсенАс, антимонСб и бизмутБи.

Елементите N, P се типични неметали,

за неметали As и Sbсе појавуваат некои својства

својствени за металите, бизмутот има метални својства

преовладува, иако не е типичен метал.

Општата формула за валентни електрони во елементите е

com VA-група –ns 2 np 3.

престолот Поради три неспарени електрони сите елементи во едноставни материи формираат три ковалентни врски, но во азот три врски обединуваат 2 атома, формирајќи многу силна

молекулата N N, а за другите елементи, секој атом е поврзан со три други за да формира молекули од типот E4 (бело

жолт фосфор и жолт арсен) или полимерни структури.

Азот има едноставна супстанција во која било состојба на агрегацијасе состои од поединечни молекули , во нормални услови тоа е гас.Сите други елементи имаат едноставни материи

– тешко.

Состојбата на оксидација (–3) за елементите од групата VA е минимална. Најстабилно е во Н, во

транзиција кон Би со зголемување на бројот на електронски слоеви, неговата стабилност се зголемува

дава. Елементите N, P, As, Sb со водород формираат хидриди од типот EN3,

покажувајќи основни својстванајизразени се во амонијакот-

ка NH3. Во подгрупата, стабилноста на EN3 соединенијата и нивните главни својства

ва се намалуваат.

Сите елементи на изложбата на групата VA највисок степеноксидација +5.

Сите тие формираат оксиди од типот E2 O5 (Bi 2 O 5 оксидот е нестабилен), кои одговараат на киселини јачината на киселините слабее кога се движите надолу по под-

Состојбата на оксидација +5 е најстабилна во P . Би(+5) соединенија -

многу силни оксидирачки агенси. Азотна киселина, особено концентрирана киселина, покажува силни оксидирачки својства.

Бизмутот има постабилна состојба на оксидација (+3), која е исто така доста стабилна во Sb и As. N(+3) соединенија, а особено

P(+3), покажуваат силни намалувачки својства.

Во состојба на оксидација +3, сите елементи од групата VA формираат оксиди

тип Е 2 О 3. На оксидите N и P одговараат слаби киселини. Оксиди и хидрокси

Бидејќи и Sb оксидите се амфотерични, основниот карактер преовладува во оксидот и хидрокси-

да Би(+3). Така, во подгрупата киселата природа на оксидите и хидро-

оксидите на елементите во оксидациона состојба (+3) слабее и се зголемува

основни својства потипични за металните хидроксиди.

Елементи од групата VA, покрај наведените состојби на оксидација

5, +3, -3, исто така покажуваат и други средни оксидациски состојби.

За азот, познати се сите состојби на оксидација од -1 до +5.

Азот, како и сите елементи од вториот период, значително се разликува од неговите електронски аналози . Поради оваа причина, а исто такапоради голем број на оксидациони состојби и разновидни соединенија, се разгледува хемијата на азот

е одвоена од другите елементи на VA-подгрупата.

Најчестиот елемент на VA групата во природата е

е присутен фосфор. Неговата содржина во земјината кора е 0,09 маса. %; фосфор наоѓа-

главно во форма на калциум фосфат. Содржина на азот - 0,03%, ос-

нејзиниот нов удел е концентриран во атмосферата во форма на N2. Содржината на азот во

воздухот по волумен е ~ 78%. Во многу мали количини во земјата

На кората се среќаваат натриум и калиум нитрати (салитра). Арсенот, антимонот и бизмутот се ретки елементи со содржина во земјината кора од 10–5 5. 10–

4 %; во природата ги има главно во форма на сулфиди.

Азот и фосфор се многу важни елементибиосфера, затоа е важна

Главниот дел од нитрати и фосфор произведени во хемиската индустрија

мастите се користат како ѓубрива, кои се неопходни за живот

растителен живот. Во човечкото тело играат N и P важна улога, – азот

е дел од амино киселините кои се составен делпротеини, фосфор во

форма Ca5 [(PO4 )3 OH] е дел од коските. ВО човечкото телонајде-

издржува во просек околу 1,8 kg N.

Некои карактеристики на атомите на елементите на VA-групата се дадени во

Најважните карактеристики на атомите на елементите од групата VA

Азотот се разликува од другите елементи на подгрупата по својата многу мала орбитала

тален радиус и висока електронегативност, N – трето во електро

елемент со тројна негативност, по F и O.

во електронегативност N е само втор по F и O;

азотот ги покажува сите можни оксидациски состојби: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Големиот број на оксидациони состојби и разновидноста на соединенија прави

Хемијата на азот е многу сложена. Комплексноста е исто така отежната од кинетичките тешкотии карактеристични за многу редокс реакции.

разлики поради многу силните повеќекратни врски меѓу атомите

Атоми N и N и O. Затоа електродни потенцијалималку помагаат во одредувањето

поделба на OVR производи.

Најстабилното соединение N е едноставна супстанција.

Во водените раствори, особено киселите, јонот NH4 + е многу стабилен.

Азот е составен дел на воздухот, од кој се добива N2.

Главната количина на N2 се користи за синтеза на амонијак, од кој потоа се добиваат други азотни соединенија. Меѓу азотни соединенија, амонијакот, азотна киселина и нивните соли наоѓаат најширока практична примена..

Годишен светско производство NH3 е ~ 97 милиони тони / година, азот диоксид

слотови – 27 милиони тони/годишно. Ќе се дискутира за хемијата на овие важни N соединенија

Рен пред сè, откако разговараше за својствата на простата материја.

Едноставна супстанција

Молекулата N2 е најсилната од сите диатомски молекули на едноставни супстанции. Три заеднички електронски парови во молекулата N N се лоцирани во сврзани

повикувајќи орбитали, нема електрони во антиврзувачките орбитали - ова е повикување

води до многу висока енергијахемиска врска – 944 kJ/mol (за споредба

Меѓутоа, енергијата на врзување во молекулата на О2 е 495 kJ/mol). Силната врска предизвикува висока инертност на молекуларниот азот. Името на овој елемент е поврзано со хемиската инертност на азот. На грчки, „азот“ значи

вели „безживотно“.

Во нормални услови, N2 е гас без боја, мирис и вкус.

Точките на вриење и топење на N2 се блиски: –196О С, и –210О С.

Азот се добива со фракциона дестилација на воздухот , – за овој воздух

На ниски температури тие се втечнуваат и потоа почнуваат да ја зголемуваат температурата.

Од компонентите на воздухот најмногу има азот ниска температуравриење и

ја формира најлесната фракција што врие. Во фракционата дестилација, еден

привремено примаат кислород и инертни гасови.

Главната количина на N2 оди за производство на амонијак, дополнително,

азот се користи за создавање инертна атмосфера, вклучително и за време на производството

својства на некои метали; течниот азот се користи и како течност за ладење

давање агент во лабораторија и во индустријата.

На собна температура, азотот полека реагира само со Li за да се формира

формирање на Li3 N. Кога магнезиумот гори во воздухот, заедно со MgO оксид се формира

Присутен е и Mg3 N2.

Нитриди. Бинарни соединенија на азот со елементи помалку електрично

тројно негативни од N се нарекуваат нитриди.

Јонските нитриди содржат N3– анјон. Јонските нитриди формираат Li,

метали од II и IB групи; во водени раствори подлежат на неповратно

му хидролиза.

Mg3 N2 + 6H2 O = 2NH3 + 3 Mg(OH)2

Со п-блок метали и некои лесни неметали, азот е

формира ковалентни нитриди, на пример, AlN, BN.

Повеќето d-метали формираат нестехиометриски интерстицијални производи со азот на високи температури, во кои атомите N заземаат празно

токси во кристални решеткиметали Затоа, таквите нитриди во надворешни

По изглед, тие наликуваат на метали по електрична и топлинска спроводливост, но се разликуваат

Тие се карактеризираат со висока хемиска инертност, цврстина и огноотпорност.

На пример, нестехиометриските нитриди Ta и Ti се топат на температури над 3200o C.

Азотот не реагира директно со халогените, но комуницира со кислород само во екстремни услови(со електричен

ранг).

Најважна од практична гледна точка е реакцијата на азот со H2, кој произведува амонијак.

N2 + 3H2 2NH3; H0 = –92 kJ/mol.

Егзотермичката природа на оваа реакција покажува дека вкупната јачина на врската во молекулите на амонијак е поголема отколку во оригиналните молекули. Зголемувањето на температурата во согласност со принципот на Ле Шателие доведува до поместување на рамнотежата кон ендотермичката реакција, т.е. во насока на распаѓање на амонијак. Меѓутоа, кога нормални условиреакцијата е исклучително бавна

но енергијата за активирање потребна за слабеење е превисока силни врскиво молекулите на азот и водород. Затоа, процесот мора да се изврши на температура од околу 5000 C. За да се помести рамнотежата на високи температури надесно, притисокот се зголемува на 300 - 500 atm, додека рамнотежата

Ова се поместува во насока на реакцијата што се јавува со намалување на бројот на молекулите на гасот, т.е. во насока на формирање на амонијак. Зголемената брзина се постигнува со употреба на катализатори. Споен катализатор базиран на

нов Fe3 O4 со додатоци на Al2 O3 и SiO2 и катализатор базиран на метал

Fe. Синтезата на амонијак од азот и водород е најважната реакцијапро-

индустриска хемија на азот.

Азотни соединенија

Амонијак и амониумови соли

Азот во амонијак и соли на амониум се наоѓа во минимален степеноксидација (–3). Состојбата на оксидација (-3) е доста стабилна за азот.

Амонијак во нормални услови е безбоен гас со карактеристика

силен лут мириспознат по мирисот на „амонијак“ (10% дис-

раствор на амонијак во вода). Овој гас е полесен од воздухот, па може да се собере во контејнери свртени наопаку. Амонијакот лесно се втечнува.За да го направите ова, доволно е да го изладите при нормален притисок до –33,5o C. Истиот ефект

Овој ефект може да се постигне на собна температура, но со зголемување на притисокот до

7-8 банкомати. При покачен притисок, течниот амонијак се складира во челични контејнери.

не. Како што испарува течниот амонијак, тој предизвикува ладење во околината. Ова е основа за неговата употреба во технологијата за ладење. Лесната втечливост на амонијакот се должи на водородните врски меѓу неговите молекули. Јачината на водородните врски помеѓу молекулите на амонијак се должи на многу високата електронегативност на азот.

Течниот амонијак е безбоен и се подложува на автопротолиза:

2NH3  NH4 + + NH2 -

Константата на оваа рамнотежа е 2. 10–23 (на –50o C). Течен амонијак

е добар јонизирачки растворувач . Амониумови соли и слаби

киселините, на пример, H2S, растворени во течен амонијак стануваат силни

со киселини.

Амонијак е многу растворлив во вода. Високата растворливост на амонијакот во вода (до 700 тома на NH3 во еден волумен вода) исто така го објаснува формирањето

Јадеме водородни врски, но со молекули на вода. Концентриран дис-

растворот содржи 25% маса на амонијак и има густина од 0,91 g/cm3. Моларната концентрација на NH3 во концентрирани водени раствори достигнува ~ 13

Молекулата NH3 има пирамидална структура, што се објаснува со sp3 -

хибридизација на азотни валентни атомски орбитали. Едно од темињата на тетраедарот

ра е окупирана од осамен пар електрони. Врската N-H е доста силна,

енергијата на врската е 389 kJ/mol, должината на врската е 0,1 nm, аголот помеѓу врските

север –108,3o. По додавањето на H+ катјонот поради неподелениот електрон-

пар N, се формира тетраедарски многу стабилен амониумски јон

NH4+.

Присуството на осамен електронски пар на N во молекулата NH3 предизвикува

слави многу својства карактеристични за амонијакот.

Молекулата NH3 е добар донатор на електронски пар (DEP),

тие. Луис база имногу добар протонски акцептор A(H+),

тие. Бронстирана основа:

NH3 + H+  NH4 + . NH3 прифаќа протон, како OH– јони: OH– + H+  H2 O

Акцепторските својства на NH3 се послаби од оние на OH– анјонот. Константата на протолиза за NH3 е 1,8. 109, а за јонот OH– – 1014.

Реакциите со киселини се најкарактеристичните реакции за NH3.

Способноста на амонијакот да формира донаторски-акцепторски врски

толку голема што може да ги откине водородните јони од толку силна врска

единство како вода.

NH3 + H–– OH  NH4 + ), а количината на NH4 + и OH– производи е мала во споредба со рамнотежната концентрација на амонијак. Водните раствори на амонијак се однесуваат како слаби бази. Според воспоставената традиција, често се назначува амонијак

имаат формула NH4 OH и се нарекуваат амониум хидроксид, но молекулите

Во растворот нема NH4 OH. Алкална реакцијачесто се опишува воден раствор на NH3

не е опишан како горенаведената рамнотежа, туку како дисоцијација на молекулите

NH4OH:

NH4 OH NH4 + + OH-

Константата на оваа рамнотежа е 1,8. 10–5. Во еден литар едномолар

на растворот на амонијак, концентрацијата на јоните NH4 + и OH- е 3,9. 10–3

mol/l, pH = 11,6.

Рамнотежата помеѓу амонијакот и OH- може силно да се помести надесно со катјони на некои метали, кои формираат нерастворливи хидроксиди со јони OH-.

FeCl3 + 3NH3 + 3H–OH  Fe(OH)3  + 3NH4 Cl.

Амонијак може да се користи за производство на нерастворливи бази.

Кога киселините делуваат на водени раствори на амонијак, се формираат амониумови соли.

NH3 + HCl = NH4Cl

Речиси сите соли на амониум се безбојни и растворливи во вода.

Рамнотежата NH3 + H+  NH4 + е силно поместена надесно (K = 1.8.109),

тоа значи дека NH3 е силен акцептор на протон и NH4+ катјон

е слаб донатор на H+ , т.е. Бронстирана киселина. Кога се додава алкал во соли на амониум, се формира амонијак, кој лесно се одредува со

NH4 Cl + NaOH = NH3 + H2 O + NaCl.

Оваа реакција обично се користи за откривање на јони на амониум во раствор.

Слични реакции може да се користат за лабораториско производство

NH3.

Амониум хлоридот (наречен амонијак) реагира со оксидите на металните површини како киселина на високи температури, изложувајќи чист метал. Ова е исто така основа за употреба на цврста сол NH4 Cl при лемење на метали. „Киселиот“ H+ од јонот NH4+ е способен да оксидира многу реактивни метали, како што е Mg.

Mg + 2NH4 Cl = H2 + MgCl2 + 2NH3

Карактеристично својство на амониумовите соли е нивната топлинска нестабилност

упорност. Кога се загреваат, тие прилично лесно се распаѓаат. Производи

позициите се одредуваат со својствата на киселинскиот анјон. Ако анјонот покажува оксидирачки својства, тогаш NH4 + се оксидира и оксидирачкиот анјон се намалува.

NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

NH4 NO3 = N2 O + 2H2 O или 2NH4 NO3 = N2 + O2 + 4H2 O

(NH4)2 Cr2 O7 = N2 + Cr2 O3 + 4H2 O

Амонијак и киселина (или неговиот анхидрид) се ослободуваат од солите на испарливи киселини.

прочитајте), а во случај на неиспарливи киселини (на пример, H3 PO4) - само NH3. NH4 HCO3 = NH3 + H2 O + CO2

Во печењето се користи амониум бикарбонат NH4 HCO3

Индустриски, добиените гасови му ја даваат на тестото потребната порозност.

Амониумовите соли се користат во производството на експлозиви и во

како азотни ѓубрива. Ammonal, кој се користи во практиката на минирање, е мешавина од NH4 NO3 сол (72%), Al прав (25%) и јаглерод

ла (3%). Оваа мешавина експлодира само по детонацијата.

Вториот тип на реакции во кои NH3 ги покажува својствата на донатор на електрони

престолен пар еформирање на амински комплекси. Амонијак како лиганд се прикачува на многу катјони d-елементи, формирајќи хемиски