Aukščiausia azoto oksidacijos laipsnis junginyje yra lygus. Azoto oksidacijos būsenos amonio sudėtyje

VA pogrupį sudaro p-elementai: azotasN, fosforas

P, arsenoAs, stibio Sb ir bismuto Bi.

Elementai N, P yra tipiški nemetalai,

nemetalams As ir Sb pasirodo kai kurios savybės

būdingas metalams, bismutas turi metalinių savybių

vyrauja, nors tai nėra tipiškas metalas.

Bendroji valentinių elektronų elementuose formulė yra

com VA-grupė –ns 2 np 3.

sostas Dėl trijų nesuporuotų elektronų visi elementai paprastose medžiagose sudaro tris kovalentinius ryšius, bet azote trys ryšiai sujungia 2 atomus, sudarydami labai stiprią

molekulė N N, o kitiems elementams kiekvienas atomas yra sujungtas su trimis kitais, kad susidarytų E4 tipo molekulės (baltos

geltonasis fosforas ir geltonasis arsenas) arba polimerinės struktūros.

Azote paprasta medžiaga bet kurioje agregacijos būsenoje susideda iš atskirų molekulių , normaliomis sąlygomis tai yra dujos. Visi kiti elementai turi paprastas medžiagas

- sunku.

VA grupės elementų oksidacijos laipsnis (–3) yra minimalus. Jis stabiliausias N, adresu

pereinant prie Bi, padidėjus elektroninių sluoksnių skaičiui, didėja jo stabilumas

duoda. Elementai N, P, As, Sb su vandeniliu sudaro EN3 tipo hidridus,

turinčios pagrindines savybes, jie ryškiausi amoniake-

Vykdytojas:

Renginio Nr.

ka NH3. Pogrupyje EN3 junginių stabilumas ir pagrindinės jų savybės

va mažėja.

Visi VA grupės elementai turi aukščiausią +5 oksidacijos laipsnį.

Visi jie sudaro E2 O5 tipo oksidus (Bi 2 O 5 oksidas nestabilus), kurie atitinka rūgštis rūgščių stiprumas susilpnėja judant žemyn

+5 oksidacijos būsena yra stabiliausia P . Bi(+5) junginiai –

labai stiprūs oksidatoriai. Azoto rūgštis, ypač koncentruota rūgštis, pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis.

Bismutas turi stabilesnę oksidacijos būseną (+3), kuri taip pat yra gana stabili Sb ir As. N(+3) junginiai, o ypač

P(+3), pasižymi stipriomis redukuojančiomis savybėmis.

Oksidacijos būsenoje +3 visi VA grupės elementai sudaro oksidus

E2O3 tipas. Oksidai N ir P atitinka silpnąsias rūgštis. Oksidai ir hidroksi-

Kadangi ir Sb oksidai yra amfoteriniai, oksiduose ir hidroksi-

taip Bi(+3). Taigi, pogrupyje oksidų ir hidro-

oksidacijos būsenos (+3) elementų oksidai susilpnėja ir didėja

pagrindinės savybės, labiau būdingos metalų hidroksidams.

VA grupės elementai, be išvardytų oksidacijos būsenų

5, +3, –3, taip pat turi kitas tarpines oksidacijos būsenas.

Žinomos visos azoto oksidacijos būsenos nuo –1 iki +5.

Azotas, kaip ir visi antrojo laikotarpio elementai, labai skiriasi nuo savo elektroninių analogų . Dėl šios priežasties ir taip pat dėl daug oksidacijos būsenų ir įvairių junginių, laikoma azoto chemija

yra atskirtas nuo kitų VA pogrupio elementų.

Labiausiai paplitęs VA grupės elementas gamtoje yra

yra fosforo. Jo kiekis žemės plutoje yra 0,09 masės. %; fosforo radiniai -

daugiausia kalcio fosfato pavidalu. Azoto kiekis – 0,03%, os-

naujoji jo dalis yra sutelkta atmosferoje N2 pavidalu. Azoto kiekis

Vykdytojas:

Renginio Nr.

oro pagal tūrį yra ~ 78%. Labai mažais kiekiais žemėje

Ant žievės randama natrio ir kalio nitratų (druskos). Arsenas, stibis ir bismutas yra reti elementai, kurių kiekis žemės plutoje yra 10–5 5. 10–

4 %; gamtoje jie randami daugiausia sulfidų pavidalu.

Todėl azotas ir fosforas yra labai svarbūs biosferos elementai

Pagrindinė nitratų ir fosforo dalis pagaminama chemijos pramonėje

riebalai naudojami kaip trąšos, kurios būtinos gyvybei

augalo gyvenimas. Žmogaus organizme svarbų vaidmenį atlieka N ir P – azotas

yra aminorūgščių, kurios yra neatskiriama baltymų dalis, dalis, fosforas

forma Ca5 [(PO4 )3 OH] yra kaulų dalis. Žmogaus kūne yra

vidutiniškai atlaiko apie 1,8 kg N.

Pateikiamos kai kurios VA grupės elementų atomų charakteristikos

Svarbiausios VA grupės elementų atomų charakteristikos

	Elektros
	neigiamas
	ness (pagal
atomas, nm	apklausa)
		elektrinių skaičiaus padidėjimas
		sosto sluoksniai;
		atomo dydžio padidėjimas;
		atomo dydžio padidėjimas;
		jonų energijos sumažėjimas

		elektronegatyvumo sumažėjimas
		vertė;
Palyginimui, H elektronegatyvumas yra 2,2; O – 3,44.

Azotas nuo kitų pogrupio elementų skiriasi labai maža orbita

talio spindulys ir didelis elektronegatyvumas, N – trečia elektros srityje

trigubo neigiamo elemento po F ir O.

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Valentinių elektronų N –2s2 2p3.

N 2s

Azotas, kaip ir kiti antrojo laikotarpio elementai,

labai skiriasi nuo savo pogrupio elementų:

N atomas turi tik 4 valentines orbitales ir gali susidaryti junginiuose

skambinti tik 4 kovalentinėmis jungtimis;

dėl labai mažo atominio spindulio azotas susidaro labai stipriai

paprasta medžiaga bet kokioje agregacijos būsenoje susideda iš individo

labai stiprios N molekulės

N ir yra labai inertiškas;

pagal elektronegatyvumą N nusileidžia tik F ir O;

azotas turi visas įmanomas oksidacijos būsenas: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Dėl daugybės oksidacijos būsenų ir įvairių junginių

Azoto chemija yra labai sudėtinga. Sudėtingumą taip pat apsunkina kinetinės problemos, būdingos daugeliui redokso reakcijų.

skirtumai dėl labai stiprių daugybinių ryšių tarp atomų

N ir N bei O atomai Todėl elektrodų potencialai mažai padeda nustatyti

OVR produktų padalinys.

Stabiliausias junginys N yra paprasta medžiaga.

Vandeniniuose tirpaluose, ypač rūgštiniuose, NH4 + jonas yra labai stabilus.

Azotas yra oro komponentas, iš kurio gaunamas N2.

Pagrindinis N2 kiekis sunaudojamas amoniako sintezei, iš kurio vėliau gaunami kiti azoto junginiai. Tarp azoto junginių amoniakas, azoto rūgštis ir jų druskos yra plačiausiai pritaikytos praktikoje..

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Pasaulinė metinė NH3 gamyba yra ~ 97 mln. tonų per metus, azoto dioksido

tarpsnių – 27 mln. t/metus. Bus aptarta šių svarbių N junginių chemija

Renas visų pirma, aptaręs paprastos materijos savybes.

Paprasta medžiaga

N2 molekulė yra stipriausia iš visų paprastų medžiagų dviatominių molekulių. Trys bendros elektronų poros N N molekulėje yra sujungtos

šaukiančiose orbitalėse nėra elektronų surišančiose orbitalėse – tai skambinimas

lemia labai didelę cheminio ryšio energiją – 944 kJ/mol (palyginimui

Tačiau surišimo energija O2 molekulėje yra 495 kJ/mol). Stiprus ryšys sukelia didelį molekulinio azoto inertiškumą. Šio elemento pavadinimas siejamas su cheminiu azoto inertiškumu. Graikų kalba „azotas“ reiškia

sako "negyvas".

Normaliomis sąlygomis N2 yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos.

N2 virimo ir lydymosi temperatūra yra artima: –196О С ir –210 С.

Azotas gaunamas frakcinio oro distiliavimo būdu , – šiam eteriui

Esant žemai temperatūrai, jie suskystėja ir tada pradeda didėti temperatūrą.

Iš oro komponentų azotas turi žemiausią virimo temperatūrą ir

sudaro lengviausią verdančią frakciją. Frakcinio distiliavimo metu vienas

laikinai gauti deguonies ir inertinių dujų.

Pagrindinis N2 kiekis patenka į amoniako gamybą, be to,

azotas naudojamas inertinei atmosferai sukurti, taip pat ir gamybos metu

kai kurių metalų savybės; skystas azotas taip pat naudojamas kaip aušinimo skystis

duodantis agentas laboratorijoje ir pramonėje.

Kambario temperatūroje azotas lėtai reaguoja tik su Li, kad susidarytų

susidaro Li3 N. Magniui degant ore kartu su MgO oksidu susidaro

Taip pat yra Mg3 N2.

Nitridai. Dvejetainiai azoto junginiai, kurių elementai yra mažiau elektriškai

trigubai neigiami nei N, vadinami nitridais.

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Sudėtyje yra joninių nitridų N3 – anijonas. Joniniai nitridai sudaro Li,

II ir IB grupių metalai; vandeniniuose tirpaluose jie yra negrįžtami

mu hidrolizė.

Mg3 N2 + 6H2O = 2NH3 + 3 Mg(OH)2

Su p-bloko metalais ir kai kuriais lengvaisiais nemetalais azotas yra

sudaro kovalentinius nitridus, pavyzdžiui, AlN, BN.

Dauguma d-metalų aukštoje temperatūroje su azotu sudaro nestechiometrinius intersticinius produktus, kuriuose N atomai užima tuščią vietą

totes metalų kristalinėse gardelėse. Todėl tokie nitridai išorėje

Išvaizda jie primena metalus elektros ir šilumos laidumu, tačiau skiriasi

Jie pasižymi dideliu cheminiu inertiškumu, kietumu ir atsparumu ugniai.

Pavyzdžiui, nestechiometriniai nitridai Ta ir Ti tirpsta aukštesnėje nei 3200o C temperatūroje.

Azotas tiesiogiai nereaguoja su halogenais, bet sąveikauja su deguonimi tik ekstremaliomis sąlygomis(su elektra

rangas).

Praktiniu požiūriu svarbiausia yra azoto reakcija su H2, iš kurio susidaro amoniakas.

N 2 + 3H 2  2NH3; H0 = –92 kJ/mol.

Šios reakcijos egzoterminis pobūdis rodo, kad bendras jungties stiprumas amoniako molekulėse yra didesnis nei pradinėse molekulėse. Temperatūros padidėjimas pagal Le Chatelier principą lemia pusiausvyros poslinkį link endoterminės reakcijos, t.y. amoniako skilimo kryptimi. Tačiau normaliomis sąlygomis reakcija yra labai lėta.

tačiau aktyvacijos energija, reikalinga stiprioms azoto ir vandenilio molekulių jungtims susilpninti, yra per didelė. Todėl procesas turi būti vykdomas maždaug 5000 C temperatūroje. Norint perstumti pusiausvyrą esant aukštai temperatūrai į dešinę, slėgis padidinamas iki 300 - 500 atm, o pusiausvyra

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Tai pasislenka reakcijos, kuri vyksta mažėjant dujų molekulių skaičiui, kryptimi, t.y. amoniako susidarymo kryptimi. Padidintas greitis pasiekiamas naudojant katalizatorius. Lydytas katalizatorius, pagrįstas

naujas Fe3 O4 su Al2 O3 ir SiO2 priedais ir metalo katalizatoriumi

Fe. Amoniako sintezė iš azoto ir vandenilio yra svarbiausia reakcija pro-

pramoninė azoto chemija.

Azoto junginiai

Amoniakas ir amonio druskos

Azotas amoniake ir amonio druskose yra minimalios oksidacijos būsenos (–3). Azoto oksidacijos būsena (–3) yra gana stabili.

Amoniakas normaliomis sąlygomis yra bespalvės dujos, pasižyminčios charakteristika

stiprus aštrus kvapas, pažįstamas iš „amoniako“ kvapo (10 proc.

amoniako tirpalas vandenyje). Šios dujos yra lengvesnės už orą, todėl jas galima rinkti į indus, apverstus. Amoniakas lengvai skystėja. Tam pakanka atšaldyti esant normaliam slėgiui iki –33,5o C. Tas pats efektas

Šį efektą galima pasiekti kambario temperatūroje, bet padidinus slėgį iki

7-8 atm. Esant padidintam slėgiui, skystas amoniakas laikomas plieniniuose induose.

ne. Skystas amoniakas išgaruodamas sukelia atšalimą aplinkoje. Tai yra jo naudojimo šaldymo technologijoje pagrindas. Lengvą amoniako suskystėjimą lemia vandeniliniai ryšiai tarp jo molekulių. Vandenilio jungčių tarp amoniako molekulių stiprumą lemia labai didelis azoto elektronegatyvumas.

Skystas amoniakas yra bespalvis ir vyksta autoprotolizė:

2NH3  NH4 + + NH2 –

Šios pusiausvyros konstanta yra 2. 10–23 (prie –50o C). Skystas amoniakas

yra geras jonizuojantis tirpiklis . Amonio druskos ir silpnos

rūgštys, pavyzdžiui, H2S, ištirpusios skystame amoniake, sustiprėja

su rūgštimis.

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Amoniakas gerai tirpsta vandenyje. Didelis amoniako tirpumas vandenyje (iki 700 tūrių NH3 viename vandens tūryje) taip pat paaiškina susidarymą.

Mes valgome vandenilinius ryšius, bet su vandens molekulėmis. Koncentruotas dis-

tirpale yra 25 masės% amoniako, o jo tankis yra 0,91 g/cm3. NH3 molinė koncentracija koncentruotuose vandeniniuose tirpaluose siekia ~13

NH3 molekulė turi piramidinę struktūrą, kurią paaiškina sp3 -

azoto valentinių atominių orbitalių hibridizacija. Viena iš tetraedro viršūnių

ra užima vieniša elektronų pora. N-H ryšys yra gana stiprus,

jungties energija 389 kJ/mol, jungties ilgis 0,1 nm, kampas tarp jungčių

šiaurė –108,3o. Pridėjus H+ katijoną dėl nepasidalintų elektronų

pora N, susidaro tetraedrinis labai stabilus amonio jonas

NH4+.

Vienos elektronų poros buvimas ties N NH3 molekulėje sukelia

pasižymi daugybe amoniakui būdingų savybių.

NH3 molekulė yra geras elektronų poros donoras (DEP),

tie. Lewiso bazė ir labai geras protonų akceptorius A(H+),

tie. Bronstedo pagrindas:

NH3 + H+  NH4 + . NH3 priima protoną, kaip ir OH– jonus: OH– + H+  H2 O

NH3 akceptoriaus savybės yra silpnesnės nei OH– anijono. NH3 protolizės konstanta yra 1,8. 109, o OH- jonui – 1014.

Reakcijos su rūgštimis yra būdingiausios NH3 reakcijos.

Amoniako gebėjimas sudaryti donoro-akceptoriaus ryšius

toks didelis, kad gali atplėšti vandenilio jonus nuo tokio stipraus ryšio

vienybė kaip vanduo.

NH3 + H–– OH  NH4 + ), o produktų NH4 + ir OH– kiekis yra mažas, palyginti su amoniako pusiausvyros koncentracija. Vandeniniai amoniako tirpalai elgiasi kaip silpnos bazės. Pagal nusistovėjusią tradiciją amoniakas dažnai žymimas

turi formulę NH4 OH ir yra vadinami amonio hidroksidu, tačiau molekulės

Tirpale nėra NH4OH. Dažnai aprašoma vandeninio NH3 tirpalo šarminė reakcija

apibūdinamas ne kaip aukščiau minėta pusiausvyra, o kaip molekulių disociacija

NH4OH:

NH4 OH NH4 + + OH–

Šios pusiausvyros konstanta yra 1,8. 10–5. Viename litre vieno molio

amoniako tirpalo NH4 + ir OH– jonų koncentracija yra 3,9. 10–3

mol/l, pH = 11,6.

Pusiausvyrą tarp amoniako ir OH– gali stipriai perkelti į dešinę kai kurių metalų katijonai, kurie su OH– jonais sudaro netirpius hidroksidus.

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

Amoniakas gali būti naudojamas netirpioms bazėms gaminti.

Kai rūgštys veikia vandeninius amoniako tirpalus, susidaro amonio druskos.

NH3 + HCl = NH4 Cl

Beveik visos amonio druskos yra bespalvės ir tirpios vandenyje.

Pusiausvyra NH3 + H+  NH4 + stipriai pasislenka į dešinę (K = 1,8,109),

tai reiškia, kad NH3 yra stiprus protonų akceptorius ir NH4+ katijonas

yra silpnas H donoras+ , t.y. Bronstedo rūgštis. Kai į amonio druskas pridedamas šarmas, susidaro amoniakas, kurį galima lengvai nustatyti pagal

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

Ši reakcija dažniausiai naudojama amonio jonams aptikti tirpale.

Vykdytojas:

Renginio Nr.

Panašios reakcijos gali būti naudojamos laboratorinei gamybai

NH3.

Amonio chloridas (vadinamas amoniaku) reaguoja su oksidais ant metalų paviršiaus kaip rūgštis esant aukštai temperatūrai, atidengdamas gryną metalą. Tai taip pat yra kietos druskos NH4 Cl naudojimo lituojant metalus pagrindas. „Rūgštinis“ H+ iš NH4+ jono gali oksiduoti labai reaktyvius metalus, tokius kaip Mg.

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

Būdinga amonio druskų savybė yra jų terminis nestabilumas

atkaklumas. Kaitinami jie gana lengvai suyra. Produktai

pozicijas lemia rūgšties anijono savybės. Jei anijonas pasižymi oksidacinėmis savybėmis, tada NH4 + oksiduojasi, o oksiduojantis anijonas redukuojasi.

NH4 NO2 = N2 + 2H2O

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

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

Iš lakiųjų rūgščių druskų išsiskiria amoniakas ir rūgštis (arba jos anhidridas).

skaityti), o esant nelakioms rūgštims (pavyzdžiui, H3 PO4) – tik NH3. NH4 HCO3 = NH3 + H2 O + CO2

Amonio bikarbonatas NH4 HCO3 naudojamas kepiniams

Pramoniniu būdu susidarančios dujos tešlai suteikia reikiamo poringumo.

Amonio druskos naudojamos sprogmenų gamyboje ir

kaip azoto trąšos. Amonalis, naudojamas sprogdinimo praktikoje, yra NH4 NO3 druskos (72%), Al miltelių (25%) ir anglies mišinys.

la (3%). Šis mišinys sprogsta tik po detonacijos.

Antrasis reakcijų tipas, kai NH3 pasižymi elektronų donoro savybėmis

sosto pora yra aminų kompleksų susidarymas. Amoniakas kaip ligandas prisijungia prie daugelio katijonų d-elementai, formuojantys cheminę medžiagą

Vykdytojas:

Renginio Nr.

AZOTAS, N (azotas) , cheminis elementas (7 numeriu) VA periodinės elementų lentelės pogrupis. Žemės atmosferoje yra 78 % (tūrio) azoto. Norėdami parodyti, kokios didelės yra šios azoto atsargos, pažymime, kad atmosferoje, esančioje virš kiekvieno kvadratinio kilometro žemės paviršiaus, yra tiek azoto, kad iki 50 milijonų tonų natrio nitrato arba 10 milijonų tonų amoniako (azoto junginys su iš jo galima gauti vandenilį, tačiau tai sudaro nedidelę dalį azoto, esančio žemės plutoje. Laisvo azoto buvimas rodo jo inertiškumą ir sunkumus sąveikauti su kitais elementais esant įprastoms temperatūroms. Fiksuotas azotas yra tiek organinių, tiek neorganinių medžiagų dalis. Augaluose ir gyvūnuose yra azoto, susieto su anglimi ir deguonimi baltymuose. Be to, azoto turintys neorganiniai junginiai, tokie kaip nitratai (NO 3), nitritai (NO2), cianidai (CN), nitridai (N3) ir azidai (N3). Istorinė nuoroda. A. Lavoisier eksperimentai, skirti tirti atmosferos vaidmenį palaikant gyvybę ir degimo procesus, patvirtino santykinai inertiškos medžiagos egzistavimą atmosferoje. Nenustatęs po degimo likusių dujų elementinės prigimties, Lavoisier jas pavadino azote, o tai senovės graikų kalboje reiškia „negyvas“. 1772 m. D. Rutherfordas iš Edinburgo nustatė, kad šios dujos yra elementas, ir pavadino jas „kenksmingu oru“. Lotyniškas azoto pavadinimas kilęs iš graikiškų žodžių nitron ir gen, o tai reiškia „druskos formavimas“.Azoto fiksacija ir azoto ciklas. Terminas „azoto fiksavimas“ reiškia atmosferos azoto N fiksavimo procesą. 2 . Gamtoje tai gali įvykti dviem būdais: arba ankštiniai augalai, tokie kaip žirniai, dobilai ir sojos pupelės, ant savo šaknų kaupia mazgelius, kuriuose azotą fiksuojančios bakterijos paverčia jį nitratais, arba žaibo sąlygomis atmosferos azotas oksiduojamas deguonimi. S. Arrhenius nustatė, kad kasmet tokiu būdu fiksuojama iki 400 mln. Atmosferoje azoto oksidai jungiasi su lietaus vandeniu ir sudaro azoto ir azoto rūgštis. Be to, nustatyta, kad lyjant ir sningant apytiksliai. 6700 g azoto; patekę į dirvą, jie virsta nitritais ir nitratais. Augalai naudoja nitratus, kad susidarytų augaliniai baltymai. Gyvūnai, maitindamiesi šiais augalais, pasisavina augalų baltymines medžiagas ir paverčia jas gyvuliniais baltymais. Po gyvūnų ir augalų žūties jie suyra, o azoto junginiai virsta amoniaku. Amoniakas naudojamas dvejopai: nitratų nesudarančios bakterijos jį skaido iki elementų, išskirdamos azotą ir vandenilį, o kitos bakterijos iš jo formuoja nitritus, kuriuos kitos bakterijos oksiduoja iki nitratų. Taip gamtoje vyksta azoto ciklas, arba azoto ciklas.Branduolio ir elektronų apvalkalo sandara. Gamtoje yra du stabilūs azoto izotopai: kurių masės skaičius yra 14 (yra 7 protonai ir 7 neutronai) ir sumasės numeris 15 (yra 7 protonai ir 8 neutronai). Jų santykis yra 99,635:0,365, taigi azoto atominė masė yra 14,008. Nestabilūs azoto izotopai 12 Š, 13 Š, 16 Š, 17 N gaunami dirbtinai.Scheminė azoto atomo elektroninė struktūra yra: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Vadinasi, išoriniame (antrame) elektronų apvalkale yra 5 elektronai, kurie gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius; azoto orbitalės gali priimti ir elektronus, t.y. galima sudaryti junginius su oksidacijos būsenomis iš ( II I) iki (V), ir jie yra žinomi. taip pat žr ATOMO STRUKTŪRA.Molekulinis azotas. Iš dujų tankio nustatymų nustatyta, kad azoto molekulė yra dviatomė, t.y. azoto molekulinė formulė yra Nє N (arba N 2 ). Du azoto atomai turi tris išorinius 2p- kiekvieno atomo elektronai sudaro trigubą ryšį:N:::N:, sudarydami elektronų poras. Išmatuotas tarpatominis atstumas N N lygus 1,095 Å . Kaip ir vandenilio atveju (cm. VANDENILIO), yra azoto molekulių su skirtingais branduolio sukiniais – simetriniais ir antisimetriniais. Esant įprastoms temperatūroms, simetrinių ir antisimetrinių formų santykis yra 2:1. Kietoje būsenoje žinomos dvi azoto modifikacijos: a kubinių ir b šešiakampė su pereinamąja temperatūra a® b 237,39° C. Modifikacija b lydosi ties 209,96° C ir verda 195,78° C esant 1 atm ( cm. stalo 1). Molio disociacijos energija (28,016 g arba 6,023 10 23 sk molekulės) molekulinis azotas į atomus ( N 2 2N) lygus maždaug 225 kcal. Todėl atominis azotas gali susidaryti tylios elektros iškrovos metu ir yra chemiškai aktyvesnis už molekulinį azotą.Kvitas ir paraiška. Elementinio azoto gavimo būdas priklauso nuo reikiamo grynumo. Amoniako sintezei azotas gaunamas dideliais kiekiais, o mažos tauriųjų dujų priemaišos yra priimtinos.Azotas iš atmosferos. Ekonominiu požiūriu azotas iš atmosferos išsiskiria dėl pigaus išvalyto oro (vandens garų, CO) suskystinimo metodo. 2 , pašalinamos dulkės ir kiti nešvarumai). Iš eilės vykstantys tokio oro suspaudimo, aušinimo ir išsiplėtimo ciklai veda prie jo suskystinimo. Skystas oras yra frakciškai distiliuojamas lėtai kylant temperatūrai. Pirmiausia išsiskiria tauriosios dujos, tada azotas, o lieka skystas deguonis. Gryninimas pasiekiamas kartotiniais frakcionavimo procesais. Šiuo metodu kasmet pagaminama daug milijonų tonų azoto, daugiausia skirta amoniako, kuris yra įvairių azoto turinčių junginių, skirtų pramonei ir žemės ūkiui, gamybos technologijos žaliava, sintezei. Be to, išgryninta azoto atmosfera dažnai naudojama, kai deguonies buvimas yra nepriimtinas.Laboratoriniai metodai. Azotą galima gauti nedideliais kiekiais laboratorijoje įvairiais būdais oksiduojant amoniaką arba amonio jonus, pvz.:

Amonio jonų oksidacijos nitrito jonais procesas yra labai patogus:Taip pat žinomi ir kiti metodai: azidų skilimas kaitinant, amoniako skaidymas vario(II) oksidu, nitritų sąveika su sulfamo rūgštimi arba karbamidu:

Katalizinis amoniako skilimas aukštoje temperatūroje taip pat gali gaminti azotą: Fizinės savybės. Kai kurios fizikinės azoto savybės pateiktos lentelėje. 1.

1 lentelė. KAI KURIOS FIZINĖS AZOTO SAVYBĖS
Tankis, g/cm3	0,808 (skystas)
Lydymosi temperatūra, °C	–209,96
Virimo temperatūra, °C	–195,8
Kritinė temperatūra, °C	–147,1
Kritinis slėgis, atm a	33,5
Kritinis tankis, g/cm 3 a	0,311
Savitoji šiluminė talpa, J/(mol K)	14,56 (15 °C)
Elektronegatyvumas pagal Paulingą	3
Kovalentinis spindulys,	0,74
Kristalo spindulys,	1,4 (M 3–)
Jonizacijos potencialas, V b
Pirmas	14,54
antra	29,60
A Temperatūra ir slėgis, kurių tankiaiSkysto ir dujinio azoto būsenos yra vienodos. b Energijos kiekis, reikalingas pirmam išoriniam ir kitam elektronui pašalinti 1 moliui atominio azoto.

Cheminės savybės. Kaip jau minėta, vyraujanti azoto savybė normaliomis temperatūros ir slėgio sąlygomis yra jo inertiškumas arba mažas cheminis aktyvumas. Elektroninėje azoto struktūroje yra 2 elektronų pora s- lygis ir trys pusiau užpildyti 2 R-orbitalės, todėl vienas azoto atomas gali susieti ne daugiau kaip keturis kitus atomus, t.y. jo koordinavimo numeris yra keturi. Mažas atomo dydis taip pat riboja su juo susietų atomų ar atomų grupių skaičių. Todėl daugelis kitų VA pogrupio narių junginių arba išvis neturi analogų tarp azoto junginių, arba panašūs azoto junginiai pasirodo esantys nestabilūs. Taigi, PCl 5 stabilus junginys ir NCl 5 neegzistuoja. Azoto atomas gali jungtis su kitu azoto atomu, sudarydamas keletą gana stabilių junginių, tokių kaip hidrazinas N 2 H 4 ir metalo azidai MN 3 . Šio tipo ryšys yra neįprastas cheminiams elementams (išskyrus anglį ir silicį). Aukštesnėje temperatūroje azotas reaguoja su daugeliu metalų, sudarydamas iš dalies joninius nitridus M xN y . Šiuose junginiuose azotas yra neigiamai įkrautas. Lentelėje 2 lentelėje parodytos oksidacijos būsenos ir atitinkamų junginių pavyzdžiai.

2 lentelė. AZOTO IR ATITINKAMŲJŲ JUNGINIŲ OKSIDAVIMO BŪKLĖS
Oksidacijos būsena	Ryšio pavyzdžiai
	Amoniakas NH 3, amonio jonas NH 4 +, nitridai M 3 N 2
	Hidrazinas N2H4
	Hidroksilaminas NH 2 OH
	Natrio hiponitritas Na 2 N 2 O 2, azoto oksidas (I) N 2 O
	Azoto(II) oksidas NO
	Azoto (III) oksidas N 2 O 3, natrio nitritas NaNO 2
	Azoto oksidas (IV) NO 2, dimeras N 2 O 4
	Azoto oksidas (V) N 2 O 5 , Azoto rūgštis HNO3 ir jo druskos (nitratai)

Nitridai. Azoto junginiai su daugiau elektropozityvių elementų, metalų ir nemetalų nitridų yra panašūs į karbidus ir hidridus. Priklausomai nuo MN jungties pobūdžio, jie gali būti skirstomi į joninius, kovalentinius ir su tarpiniu ryšiu. Paprastai tai yra kristalinės medžiagos.Joniniai nitridai. Šių junginių sujungimas apima elektronų perkėlimą iš metalo į azotą, kad susidarytų N jonas 3 . Tokie nitridai apima Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 ir Cu 3 N 2 . Be ličio, kiti šarminiai metalai nesudaro IA nitridų pogrupių. Joniniai nitridai turi aukštą lydymosi temperatūrą ir reaguoja su vandeniu, sudarydami NH 3 ir metalų hidroksidai.Kovalentiniai nitridai. Kai azoto elektronai dalyvauja formuojant ryšį kartu su kito elemento elektronais, neperkeldami jų iš azoto į kitą atomą, susidaro kovalentinį ryšį turintys nitridai. Vandenilio nitridai (tokie kaip amoniakas ir hidrazinas) yra visiškai kovalentiniai, kaip ir azoto halogenidai (NF) 3 ir NCl 3 ). Kovalentiniai nitridai apima, pavyzdžiui, Si 3 N 4, P 3 N 5 ir BN yra labai stabilios baltos medžiagos, o BN turi dvi alotropines modifikacijas: šešiakampę ir panašią į deimantą. Pastarasis susidaro esant aukštam slėgiui ir temperatūrai, o kietumas yra artimas deimantų kietumui.Nitridai su tarpiniu ryšiu. Pereinamieji elementai reaguojant su NH 3 aukštoje temperatūroje susidaro neįprasta junginių klasė, kurioje azoto atomai pasiskirsto tarp reguliariai išdėstytų metalo atomų. Šiuose junginiuose nėra aiškaus elektronų poslinkio. Tokių nitridų pavyzdžiai Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Šie junginiai paprastai yra visiškai inertiški ir turi gerą elektrinį laidumą.Azoto vandenilio junginiai. Azotas ir vandenilis sąveikauja, sudarydami junginius, neaiškiai primenančius angliavandenilius (taip pat žr ORGANINĖ CHEMIJA). Vandenilio nitratų stabilumas mažėja didėjant azoto atomų skaičiui grandinėje, priešingai nei angliavandenilių, kurie yra stabilūs ilgose grandinėse. Svarbiausi vandenilio nitridai yra amoniakas NH 3 ir hidrazinas N2H4 . Tai taip pat apima vandenilio azoto rūgštį HNNN (HN 3). Amoniakas NH3. Amoniakas yra vienas iš svarbiausių šiuolaikinės ekonomikos pramonės produktų. XX amžiaus pabaigoje. JAV pagamino apie. 13 mln. tonų amoniako kasmet (bevandenio amoniako atžvilgiu).Molekulių sandara. NH3 molekulė turi beveik piramidinę struktūrą. Ryšio kampas HNH yra 107° , kuris yra artimas tetraedriniam kampui 109° . Vieniša elektronų pora yra lygiavertė prijungtai grupei, todėl azoto koordinacinis skaičius yra 4, o azotas yra tetraedro centre.Amoniako savybės. Kai kurios fizinės amoniako savybės, palyginti su vandeniu, pateiktos lentelėje. 3.

3 lentelė. KAI KURIOS FIZINĖS AMONIAKO IR VANDENS SAVYBĖS
Nuosavybė
Tankis, g/cm3	0,65 (–10 °C)	1,00 (4,0 °C)
Lydymosi temperatūra, °C	–77,7	0
Virimo temperatūra, °C	–33,35	100
Kritinė temperatūra, °C	132	374
Kritinis slėgis, atm	112	218
Garavimo entalpija, J/g	1368 (–33 °C)	2264 (100 °C)
Lydymosi entalpija, J/g	351 (–77 °C)	334 (0 °C)
Elektrinis laidumas	5H 10–11 (–33 °C)	4H 10–8 (18°C)

Amoniako virimo ir lydymosi taškai yra daug žemesni nei vandens, nepaisant molekulinės masės ir molekulinės struktūros panašumo. Tai paaiškinama santykinai didesniu tarpmolekulinių ryšių stiprumu vandenyje nei amoniake (tokie tarpmolekuliniai ryšiai vadinami vandeniliniais ryšiais).Amoniakas kaip tirpiklis. Didelė skysto amoniako dielektrinė konstanta ir dipolio momentas leidžia jį naudoti kaip polinių arba joninių neorganinių medžiagų tirpiklį. Amoniako tirpiklis užima tarpinę padėtį tarp vandens ir organinių tirpiklių, tokių kaip etilo alkoholis. Šarminiai ir šarminių žemių metalai ištirpsta amoniake, sudarydami tamsiai mėlynus tirpalus. Galima daryti prielaidą, kad valentinių elektronų solvatacija ir jonizacija vyksta tirpale pagal schemąMėlyna spalva siejama su tirpimu ir elektronų judėjimu arba „skylių“ judumu skystyje. Esant didelei natrio koncentracijai skystame amoniake, tirpalas įgauna bronzinę spalvą ir yra labai laidus elektrai. Nesurištus šarminius metalus nuo tokio tirpalo galima atskirti išgarinant amoniaką arba pridedant natrio chlorido. Metalų tirpalai amoniake yra geros reduktorius. Autojonizacija vyksta skystame amoniake

panašus į procesą, vykstantį vandenyje:

Kai kurios abiejų sistemų cheminės savybės palygintos lentelėje. 4.

Skystas amoniakas kaip tirpiklis turi pranašumą kai kuriais atvejais, kai neįmanoma atlikti reakcijų vandenyje dėl greitos komponentų sąveikos su vandeniu (pavyzdžiui, oksidacija ir redukcija). Pavyzdžiui, skystame amoniake kalcis reaguoja su KCl, sudarydamas CaCl 2 ir K, nes CaCl 2 netirpsta skystame amoniake, o K yra tirpus, ir reakcija vyksta visiškai. Vandenyje tokia reakcija neįmanoma dėl greitos Ca sąveikos su vandeniu.

Amoniako gamyba. Dujinis NH3 išsiskiria iš amonio druskų, veikiant stipriai bazei, pavyzdžiui, NaOH:Metodas taikomas laboratorinėmis sąlygomis. Maža amoniako gamyba taip pat pagrįsta nitridų, tokių kaip Mg, hidrolizė 3 N 2 , vanduo. Kalcio cianamidas CaCN 2 Sąveikaujant su vandeniu, susidaro ir amoniakas. Pagrindinis pramoninis amoniako gamybos būdas yra jo katalizinė sintezė iš atmosferos azoto ir vandenilio esant aukštai temperatūrai ir slėgiui:

Šiai sintezei skirtas vandenilis gaunamas termiškai krekingo angliavandenilius, vandens garus veikiant anglį ar geležį, skaidant alkoholius vandens garais arba elektrolizuojant vandenį. Gauta daug patentų amoniako sintezei, kurios skiriasi proceso sąlygomis (temperatūra, slėgis, katalizatorius). Yra pramoninės gamybos būdas, naudojant terminį anglies distiliavimą. F. Haberio ir K. Boscho vardai siejami su amoniako sintezės technologine plėtra.

4 lentelė. VANDENS IR AMONIAKO APLINKOS REAKCIJŲ PALYGINIMAS
Vandens aplinka	Amoniako aplinka
Neutralizavimas
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hidrolizė (protolizė)


PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Pakeitimas
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H2O + H2	Zn + 2NH4 + ® Zn 2+ + 2NH3 + H2
Sprendimas (kompleksavimas )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoteriškumas
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH)2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O	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–

Cheminės amoniako savybės. Be lentelėje nurodytų reakcijų. 4, Amoniakas reaguoja su vandeniu, sudarydamas NH junginį 3 H H 2 O, kuris dažnai klaidingai laikomas amonio hidroksidu NH 4 OI; tikrovėje egzistavimas NH4OH tirpale neįrodyta. Vandeninį amoniako tirpalą („amoniakas“) daugiausia sudaro NH 3, H 2 O ir nedidelė NH jonų koncentracija 4 + ir OH , susidaręs disociacijos metuPagrindinė amoniako prigimtis paaiškinama tuo, kad yra azoto:NH vienišų elektronų pora 3. Todėl NH3 yra Lewiso bazė, turinti didžiausią nukleofilinį aktyvumą, pasireiškiantį asociacijos su protonu arba vandenilio atomo branduoliu forma:Bet kuris jonas ar molekulė, galinti priimti elektronų porą (elektrofilinis junginys), sąveikaus su NH 3 susidarant koordinaciniam junginiui. Pavyzdžiui:

Simbolis M n+ reiškia pereinamojo metalo joną (periodinės lentelės B pogrupiai, pvz., Cu 2+ , Mn 2+ irir tt). Bet kuri protonė (ty turinti H) rūgštis reaguoja su amoniaku vandeniniame tirpale, sudarydama amonio druskas, tokias kaip amonio nitratas NH 4 NE 3 , amonio chloridas NH 4 Cl, amonio sulfatas (NH 4) 2 SO 4 , amonio fosfatas (NH 4) 3PO 4 . Šios druskos plačiai naudojamos žemės ūkyje kaip trąšos azotui į dirvą patekti. Amonio nitratas taip pat naudojamas kaip nebrangi sprogstamoji medžiaga; pirmą kartą jis buvo naudojamas su naftos kuru (dyzelinu). Vandeninis amoniako tirpalas naudojamas tiesiogiai įterpti į dirvą arba su laistymo vandeniu. Karbamidas NH 2 CONH 2 , gaunamas sintezės būdu iš amoniako ir anglies dioksido, taip pat yra trąša. Amoniako dujos reaguoja su metalais, tokiais kaip Na ir K, sudarydamos amidus:Amoniakas taip pat reaguoja su hidridais ir nitridais, sudarydamas amidus:

Šarminių metalų amidai (pvz., NaNH 2) reaguoti su N 2 O kaitinant susidaro azidai: Dujinis NH3 redukuoja sunkiųjų metalų oksidus į metalus aukštoje temperatūroje, matyt dėl vandenilio, susidarančio amoniakui irstant į N 2 ir H 2: Vandenilio atomai NH molekulėje 3 gali būti pakeistas halogenu. Jodas reaguoja su koncentruotu NH tirpalu 3 , sudarydami medžiagų, turinčių N, mišinį aš 3 . Ši medžiaga yra labai nestabili ir sprogsta nuo menkiausio mechaninio poveikio. Kai reaguoja NH 3 c Cl 2 susidaro chloraminai NCl 3, NHCl 2 ir NH 2 Cl. Kai amoniakas yra veikiamas natrio hipochlorito NaOCl (susidaro iš NaOH ir Cl2 ) galutinis produktas yra hidrazinas:

Hidrazinas. Aukščiau pateiktos reakcijos yra N kompozicijos hidrazino monohidrato gavimo būdas 2 H 4 H H 2 O. Bevandenis hidrazinas susidaro specialiai distiliuojant monohidratą su BaO ar kitomis vandenį šalinančiomis medžiagomis. Hidrazino savybės yra šiek tiek panašios į vandenilio peroksidą H 2 O 2 . Grynas bevandenis hidrazinas bespalvis higroskopinis skystis, verdantis 113,5 °C°C ; gerai tirpsta vandenyje, sudarydamas silpną bazę Rūgščioje aplinkoje (H+ ) hidrazinas sudaro tirpias + X tipo hidrazonio druskas . Hidrazinas ir kai kurie jo dariniai (pvz., metilhidrazinas) lengvai reaguoja su deguonimi, leidžia jį naudoti kaip skystojo raketų kuro komponentą. Hidrazinas ir visi jo dariniai yra labai toksiški.Azoto oksidai. Junginiuose su deguonimi azotas turi visas oksidacijos būsenas, sudarydamas oksidus: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Informacijos apie azoto peroksidų susidarymą (NO 3, NR. 4). Azoto oksidas (I) N 2 O (dianitro monoksidas) gaunamas termiškai disociuojant amonio nitratą:Molekulė turi linijinę struktūrąKambario temperatūroje O yra gana inertiškas, tačiau aukštoje temperatūroje jis gali palaikyti lengvai oksiduojamų medžiagų degimą. N 2 O, žinomas kaip juoko dujos, medicinoje naudojamas švelniai anestezijai.Azoto oksidas (II) NĖRA bespalvių dujų, yra vienas iš katalizinės amoniako terminės disociacijos produktų, kai yra deguonies:

NO taip pat susidaro terminio azoto rūgšties skilimo metu arba variui reaguojant su praskiesta azoto rūgštimi:NO gali būti gaunamas sintezės būdu iš paprastų medžiagų (N 2 ir O 2 ) esant labai aukštai temperatūrai, pavyzdžiui, esant elektros iškrovai. NO molekulės struktūra turi vieną nesuporuotą elektroną. Šios struktūros junginiai sąveikauja su elektriniais ir magnetiniais laukais. Skystoje arba kietoje būsenoje oksidas yra mėlynos spalvos, nes nesuporuotas elektronas sukelia dalinį susiejimą skystoje būsenoje ir silpną dimerizaciją kietoje būsenoje: 2NO N2O2. Azoto oksidas (III) N2O3 (azoto trioksidas) azoto anhidridas: N2O3 + H2O2HNO2. Grynas N2O3 gali būti gaunamas kaip mėlynas skystis žemoje temperatūroje (20° C) iš ekvimolekulinio NO ir NO mišinio 2. N2O3 stabilus tik kietoje būsenoje esant žemai temperatūrai (mp 102,3° C), skystoje ir dujinėje būsenoje vėl suyra į NO ir NO 2 . Azoto oksidas (IV) NE 2 (azoto dioksidas) taip pat turi nesuporuotą elektroną molekulėje ( pažiūrėkite aukščiau azoto oksidas (II)). Molekulės struktūra turi trijų elektronų ryšį, o molekulė pasižymi laisvojo radikalo savybėmis (viena linija atitinka du suporuotus elektronus):

gautas kataliziškai oksiduojant amoniaką deguonies pertekliumi arba oksiduojant NO ore:

ir taip pat pagal reakcijas:

Kambario temperatūroje NR 2 Dujos yra tamsiai rudos spalvos ir turi magnetinių savybių dėl nesuporuoto elektrono buvimo. Esant žemesnei nei 0 laipsnių temperatūrai°C NO 2 molekulė dimerizuojasi į azoto tetroksidą, o 9.3° C dimerizacija vyksta visiškai: 2NO2N2O4 . Skystoje būsenoje tik 1% NO yra nedimerizuotas 2 ir 100 ° kampu C lieka kaip 10% N dimeras 2 O 4 . (arba N2O4 ) reaguoja šiltame vandenyje ir susidaro azoto rūgštis: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 technologija todėl labai svarbus kaip tarpinis etapas norint gauti pramoniniu požiūriu svarbų produktą azoto rūgštis.Azoto oksidas (V) N2O5 (pasenusi. azoto anhidridas) balta kristalinė medžiaga, gaunama dehidratuojant azoto rūgštį, esant fosforo oksidui P 4 O 10:

N2O5 lengvai tirpsta oro drėgme, vėl susidaro HNO3. N2O5 savybės nulemta pusiausvyros

N 2 O 5 yra geras oksidatorius, lengvai, kartais smarkiai reaguoja su metalais ir organiniais junginiais, o grynas kaitinant sprogsta. Tikėtina struktūra. Tirpalui išgaravus susidaro baltas sprogmuo, kurio numatoma struktūra HON=NOH. Azoto rūgštis HNO2 nėra egzistuoja gryna forma, tačiau mažos koncentracijos vandeniniai tirpalai susidaro pridedant sieros rūgšties į bario nitritą:Azoto rūgštis taip pat susidaro, kai ištirpsta ekvimolinis NO ir NO mišinys 2 (arba N 2 O 3 ) vandenyje. Azoto rūgštis yra šiek tiek stipresnė už acto rūgštį. Jame esančio azoto oksidacijos būsena yra +3 (jo struktūra HON=O), tie. tai gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius. Veikiant redukuojančioms medžiagoms, ji dažniausiai atkuriama NE , o sąveikaujant su oksiduojančiomis medžiagomis oksiduojasi iki azoto rūgšties.

Kai kurių medžiagų, pavyzdžiui, metalų ar jodido jonų, tirpimo azoto rūgštyje greitis priklauso nuo azoto rūgšties, esančios priemaišoje, koncentracijos. Azoto rūgšties nitritų druskos gerai tirpsta vandenyje, išskyrus sidabro nitritą.

NaNO2 naudojami dažų gamyboje.Azoto rūgštis HNO3 vienas svarbiausių pagrindinės chemijos pramonės neorganinių produktų. Jis naudojamas daugelio kitų neorganinių ir organinių medžiagų, tokių kaip sprogmenys, trąšos, polimerai ir pluoštai, dažai, vaistai ir kt., technologijose. taip pat žr CHEMINIAI ELEMENTAI.LITERATŪRA Azoto žinynas. M., 1969 m
Nekrasovas B.V. Bendrosios chemijos pagrindai. M., 1973 m
Azoto fiksavimo problemos. Neorganinė ir fizikinė chemija. M., 1982 m

Oksidacijos laipsnio junginiai –3.-3 oksidacijos būsenos azoto junginius vaizduoja amoniakas ir metalų nitridai.

Amoniakas- NH 3 yra bespalvės dujos, turinčios būdingą aštrų kvapą. Amoniako molekulė turi trigonalinės piramidės geometriją, kurios viršūnėje yra azoto atomas. Azoto atominės orbitalės yra sp 3- hibridinė būsena. Formuojant azoto-vandenilio ryšius dalyvauja trys orbitalės, o ketvirtoje orbitoje yra vieniša elektronų pora, molekulė turi piramidės formą. Dėl atstumiančio vienišų elektronų poros ryšio kampas sumažėja nuo tikėtino 109,5° iki 107,3°.

Esant -33,4 °C temperatūrai amoniakas kondensuojasi, sudarydamas skystį su labai aukšta garavimo šiluma, todėl jį galima naudoti kaip šaltnešį pramoniniuose šaldymo įrenginiuose.

Vienos elektronų poros buvimas ant azoto atomo leidžia sudaryti kitą kovalentinį ryšį per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Taigi rūgščioje aplinkoje susidaro molekulinis amonio katijonas - NH 4 +. Ketvirtosios kovalentinės jungties susidarymas lemia jungties kampų išlyginimą (109,5°) dėl vienodo vandenilio atomų atstūmimo.

Skystas amoniakas yra geras savaime jonizuojantis tirpiklis:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

amido anijonas

Jame ištirpsta šarminiai ir šarminių žemių metalai, sudarydami spalvotus laidžius tirpalus. Esant katalizatoriui (FeCl 3), ištirpęs metalas reaguoja su amoniaku, kad išsiskirtų vandenilis ir susidarytų amidas, pavyzdžiui:

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2

natrio amido

Amoniakas labai gerai tirpsta vandenyje (esant 20 °C, viename tūryje vandens ištirpsta apie 700 tūrių amoniako). Vandeniniuose tirpaluose jis pasižymi silpnos bazės savybėmis.

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

= 1,85·10 -5

Deguonies atmosferoje amoniakas dega ir susidaro azotas ant platinos katalizatoriaus, amoniakas oksiduojamas iki azoto oksido (II):

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

Kaip bazė, amoniakas reaguoja su rūgštimis, sudarydamas amonio katijonų druskas, pavyzdžiui:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Amonio druskos gerai tirpsta vandenyje ir šiek tiek hidrolizuotos. Kristalinėje būsenoje jie yra termiškai nestabilūs. Termolizės produktų sudėtis priklauso nuo rūgšties, sudarančios druską, savybių:

NH4Cl® NH3 + 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

Kai kaitinant vandeninius amonio druskų tirpalus veikia šarmai, išsiskiria amoniakas, todėl šią reakciją galima naudoti kaip kokybinę amonio druskų reakciją ir kaip laboratorinį amoniako gamybos metodą.

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

Pramonėje amoniakas gaminamas tiesioginės sintezės būdu.

N2 + 3H22NH3

Kadangi reakcija yra labai grįžtama, sintezė vykdoma esant padidintam slėgiui (iki 100 mPa). Siekiant pagreitinti procesą, jis atliekamas esant katalizatoriui (kempinė geležis skatinama priedų) ir maždaug 500 °C temperatūroje.

Nitridai susidaro daugelio metalų ir nemetalų reakcijos su azotu rezultatas. Nitridų savybės laikui bėgant natūraliai kinta. Pavyzdžiui, trečiojo laikotarpio elementams:

I ir II grupių s elementų nitridai yra į kristalines druskas panašios medžiagos, kurios lengvai suyra su vandeniu ir susidaro amoniakas.

Li 3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Iš laisvos būsenos halogeninių nitridų išskiriamas tik Cl 3 N rūgštingumas pasireiškia reakcijoje su vandeniu:

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

Dėl skirtingų nitridų sąveikos susidaro mišrūs nitridai:

Li3N + AlN = Li3AlN2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3 Li 5 Gen 3

ličio nitridegermanato(IV) nitridoaliuminatas

Nitridai BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 yra kietos polimerinės medžiagos, turinčios aukštą lydymosi temperatūrą (2000-3000 ° C), jie yra puslaidininkiai arba dielektrikai. D-metalų nitridai yra įvairios sudėties kristaliniai junginiai (bertolidai), labai kieti, atsparūs ugniai ir chemiškai stabilūs, pasižymintys metalinėmis savybėmis: metaliniu blizgesiu, laidumu elektrai.

Oksidacijos laipsnio junginiai –2. Hidrazinas - N 2 H 4 - svarbiausias neorganinis azoto junginys oksidacijos būsenoje -2.

Hidrazinas yra bespalvis skystis, kurio virimo temperatūra yra 113,5 °C, dūmuojantis ore. Hidrazino garai yra labai toksiški ir sudaro sprogius mišinius su oru. Hidrazinas gaunamas oksiduojant amoniaką natrio hipochloritu:

2N -3 H3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H4 + NaCl -1 + H 2 O

Hidrazinas susimaišo su vandeniu bet kokiu santykiu ir tirpale elgiasi kaip silpna dirūgštinė bazė, sudarydama dvi druskų serijas.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 × 10 -7;

hidrozonio katijonas

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 × 10 -15;

dihidrozonio katijonas

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

hidrozonio chloridas dihidrozonio dichloridas

Hidrazinas yra stipriausias reduktorius:

4KMn +7O4 + 5N2-2-2 H4 + 6H2SO4 = 5N20 + 4Mn +2SO4 + 2K2SO4 + 16H2O

Nesimetriškas dimetilhidrazinas (heptilas) plačiai naudojamas kaip raketų kuras.

Oksidacijos laipsnio junginiai –1. Hidroksilaminas – NH 2 OH – yra pagrindinis neorganinis azoto junginys, kurio oksidacijos būsena –1.

Hidroksilaminas gaunamas redukuojant azoto rūgštį vandeniliu, kai elektrolizės metu išsiskiria:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O

Tai bespalvė kristalinė medžiaga (mp 33 °C), labai gerai tirpi vandenyje, kurioje ji pasižymi silpnos bazės savybėmis. Su rūgštimis gamina hidroksilammonio druskas – stabilias, bespalves vandenyje tirpias medžiagas.

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

hidroksilamonio jonai

Azoto atomas NH 2 OH molekulėje turi tarpinę oksidacijos būseną (tarp -3 ir +5), todėl hidroksilaminas gali veikti ir kaip reduktorius, ir kaip oksidatorius:

2N -1 H2OH + I2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

reduktorius

2N -1 H2OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

oksidatorius

NH 2 OH lengvai suyra kaitinant, patiriamas neproporcingumas:

3N -1 H2OH = N 0 2 + N -3 H3 + 3H 2 O;

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +1. Azoto oksidas (I) - N 2 O (azoto oksidas, juoko dujos). Jo molekulės struktūrą galima perteikti dviejų valentinių schemų rezonansu, kuris rodo, kad šis junginys formaliai gali būti laikomas azoto(I) oksidu, realiai tai yra azoto(V)oksonitridas – ON +5 N -3.

N 2 O yra bespalvės dujos, turinčios silpną malonų kvapą. Mažomis koncentracijomis sukelia nežaboto džiaugsmo priepuolius, didelėmis dozėmis turi bendrą anestezinį poveikį. Medicinoje anestezijai buvo naudojamas azoto oksido (80%) ir deguonies (20%) mišinys.

Laboratorinėmis sąlygomis azoto oksidas (I) gali būti gaunamas skaidant amonio salietrą. Šiuo metodu gautame N 2 O yra aukštesniųjų azoto oksidų priemaišų, kurios yra itin toksiškos!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Kalbant apie chemines savybes, azoto oksidas (I) yra tipiškas druskos nesudarantis oksidas, jis nereaguoja su vandeniu, rūgštimis ir šarmais. Kaitinamas, jis suyra, sudarydamas deguonį ir azotą. Dėl šios priežasties N 2 O gali veikti kaip oksidatorius, pavyzdžiui:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +2. Azoto(II) oksidas – NO – bespalvės dujos, itin toksiškos. Ore jis greitai oksiduojamas deguonimi ir susidaro ne mažiau toksiškas azoto oksidas (IV). Pramonėje NO susidaro oksiduojant amoniaką ant platinos katalizatoriaus arba leidžiant orą elektros lanku (3000-4000 °C).

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

Laboratorinis azoto oksido (II) gamybos metodas yra vario reakcija su praskiesta azoto rūgštimi.

3Cu + 8HNO3 (praskiestas) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Azoto(II) oksidas yra druskos nesudarantis oksidas, stiprus reduktorius, lengvai reaguoja su deguonimi ir halogenais.

2NO + O2 = 2NO2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

nitrozilo chloridas

Tuo pačiu metu, kai sąveikauja su stipriais reduktoriais, NO veikia kaip oksidatorius:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O; 10NO + 4P = 5N2 + 2P2O 5

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +3. Azoto oksidas (III) - N 2 O 3 - intensyviai mėlynas skystis (temperatūra -100 °C). Stabilus tik skystoje ir kietoje būsenoje esant žemai temperatūrai. Matyt, egzistuoja dviem formomis:

Azoto(III) oksidas gaunamas kartu kondensuojant NO ir NO 2 garus. Disocijuoja skysčiuose ir garuose.

NO 2 + NO N 2 O 3

Savybės yra tipiškos rūgšties oksido. Reaguoja su vandeniu, sudarydama azoto rūgštį, o su šarmais – druskas – nitritus.

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

Azoto rūgštis- vidutinio stiprumo rūgštis (K a = 1×10 -4). Jis nėra išskirtas gryna forma, jis egzistuoja dviem tautomerinėmis formomis (tautomerai yra izomerai, esantys dinaminėje pusiausvyroje).

nitrito forma nitro forma

Azoto rūgšties druskos yra stabilios. Nitrito anijonas turi ryškų redokso dvilypumą. Priklausomai nuo sąlygų, jis gali atlikti ir oksidatoriaus, ir redukcijos agento funkciją, pavyzdžiui:

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

oksidatorius

KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

reduktorius

Azoto rūgštis ir nitritai yra neproporcingi:

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +4. Azoto oksidas (IV) – NO 2 – rudos dujos, turinčios aštrų nemalonų kvapą. Itin toksiška! Pramonėje NO 2 susidaro oksiduojant NO. Laboratorinis NO 2 gamybos metodas yra vario sąveika su koncentruota azoto rūgštimi, taip pat terminis švino nitrato skaidymas.

Cu + 4HNO3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

NO 2 molekulė turi vieną nesuporuotą elektroną ir yra stabilus laisvasis radikalas, todėl azoto oksidas lengvai dimerizuojasi.

Dimerizacijos procesas yra grįžtamasis ir labai jautrus temperatūrai:

paramagnetinis, diamagnetinis,

ruda bespalvė

Azoto dioksidas yra rūgštus oksidas, kuris reaguoja su vandeniu, sudarydamas azoto ir azoto rūgšties mišinį (mišrų anhidridą).

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

Junginiai, kurių oksidacijos laipsnis +5. Azoto oksidas (V) - N 2 O 5 - balta kristalinė medžiaga. Jis gaunamas dehidratuojant azoto rūgštį arba oksiduojant azoto oksidą (IV) ozonu:

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Kristalinėje būsenoje N 2 O 5 turi į druską panašią struktūrą - + -, garuose (subtili temperatūra 33 ° C) - molekulinė.

N 2 O 5 - rūgšties oksidas - azoto rūgšties anhidridas:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Azoto rūgštis- HNO 3 yra bespalvis skystis, kurio virimo temperatūra yra 84,1 ° C, suyra kaitinant ir veikiant šviesai.

4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

Azoto dioksido priemaišos suteikia koncentruotai azoto rūgščiai geltonai rudą spalvą. Azoto rūgštis maišosi su vandeniu bet kokiu santykiu ir yra viena iš stipriausių mineralinių rūgščių, kuri visiškai išsiskiria tirpale.

Azoto rūgšties molekulės struktūra apibūdinama šiomis struktūrinėmis formulėmis:

Sunkumų rašant HNO 3 struktūrinę formulę sukelia tai, kad šiame junginyje esant +5 oksidacijos laipsniui azotas, kaip antrojo periodo elementas, gali sudaryti tik keturias kovalentines jungtis.

Azoto rūgštis yra viena stipriausių oksidatorių. Jo atsigavimo gylis priklauso nuo daugelio veiksnių: koncentracijos, temperatūros, reduktorių. Paprastai oksiduojant azoto rūgštimi susidaro redukcijos produktų mišinys:

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

Dominuojantis nemetalų ir neaktyvių metalų oksidacijos koncentruota azoto rūgštimi produktas yra azoto oksidas (IV):

I2 + 10HNO3 (konc.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O;

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

Koncentruota azoto rūgštis pasyvina geležį ir aliuminį. Aliuminis pasyvinamas net praskiesta azoto rūgštimi. Bet kokios koncentracijos azoto rūgštis neturi įtakos auksui, platinai, tantalui, rodiui ir iridžiui. Auksas ir platina ištirpinami aqua regia – koncentruotų azoto ir druskos rūgščių mišinyje santykiu 1:3.

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

Stiprų oksidacinį vandens regijos poveikį lemia atominio chloro susidarymas nitrozilo chlorido, azoto rūgšties ir vandenilio chlorido sąveikos produkto, skilimo metu.

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

NOCl = NO + Cl×

Veiksmingas mažo aktyvumo metalų tirpiklis yra koncentruotų azoto ir vandenilio fluorido rūgščių mišinys.

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

Praskiesta azoto rūgštis, sąveikaudama su nemetalais ir mažai aktyviais metalais, daugiausia redukuojama iki azoto oksido (II), pvz.:

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

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

Pavyzdžiui, aktyvūs metalai sumažina praskiestą azoto rūgštį iki N 2 O, N 2 arba NH 4 NO 3,

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

Didžioji dalis azoto rūgšties naudojama trąšų ir sprogmenų gamyboje.

Azoto rūgštis pramoniniu būdu gaminama kontaktiniais arba lankiniais metodais, kurie skiriasi pirmuoju etapu – azoto oksido (II) gamyba. Lanko metodas pagrįstas NO gamyba praleidžiant orą elektros lanku. Taikant kontaktinį metodą, NO susidaro oksiduojant amoniaką deguonimi ant platinos katalizatoriaus. Tada azoto oksidas (II) oksiduojamas į azoto oksidą (IV) atmosferos deguonimi. Tirpinant NO 2 vandenyje esant deguoniui, gaunama 60-65 % koncentracijos azoto rūgštis.

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

Jei reikia, azoto rūgštis koncentruojama distiliuojant koncentruota sieros rūgštimi. Laboratorijoje 100 % azoto rūgšties galima gauti koncentruota sieros rūgštimi veikiant kristalinį natrio nitratą kaitinant.

NaNO 3 (kr) + H 2 SO 4 (konc.) = HNO 3 + NaHSO 4

Azoto rūgšties druskos- nitratai - gerai tirpsta vandenyje, termiškai nestabilus. Skilimas aktyvių metalų (išskyrus ličio) nitratų, esančių standartinių elektrodų potencialų serijoje magnio kairėje, sukelia nitritų susidarymą. Pavyzdžiui:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Skilimo metu ličio ir magnio nitratams, taip pat metalo nitratams, esantiems standartinių elektrodų potencialų serijoje magnio dešinėje, iki vario, išsiskiria azoto (IV) oksido ir deguonies mišinys. Pavyzdžiui:

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

Metalų nitratai, esantys veiklos serijos pabaigoje, skyla į laisvą metalą:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Natrio, kalio ir amonio nitratai plačiai naudojami parako ir sprogstamųjų medžiagų gamyboje, taip pat kaip azoto trąšos (druska). Amonio sulfatas, amoniako vanduo ir karbamidas (karbamidas) - visavertis anglies rūgšties amidas taip pat naudojami kaip trąšos:

Vandenilio azidas(dinitridonitratas) - HN 3 (HNN 2) – bespalvis lakus skystis (lydymosi temperatūra –80 °C, virimo temperatūra 37 °C), turintis aštrų kvapą. Centrinis azoto atomas yra sp-hibridizacijoje, oksidacijos laipsnis yra +5, šalia esančių atomų oksidacijos būsena –3. Molekulių struktūra:

Vandeninis HN 3 - vandenilio azoto rūgšties tirpalas yra artimas acto rūgščiai, Ka = 2,6 × 10 -5. Stabilus praskiestuose tirpaluose. Jis gaunamas reaguojant hidrazinui ir azoto rūgštims:

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

Oksidacinės HN 3 savybės (HN +5 N 2) primena azoto rūgštį. Taigi, jei metalui sąveikaujant su azoto rūgštimi susidaro azoto oksidas (II) ir vanduo, tai su vandenilio rūgštimi susidaro azotas ir amoniakas. Pavyzdžiui,

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

HN 3 ir HCl mišinys elgiasi kaip Aqua Regia. Vandenilio rūgšties druskos – azidai. Tik šarminių metalų azidai yra gana stabilūs esant > 300 °C temperatūrai, jie sunaikina nesprogdami. Likusieji sprogstamai suyra nuo smūgio ar kaitimo. Švino azidas naudojamas detonatorių gamyboje:

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

Pradinis azidų gamybos produktas yra NaN 3, susidarantis natrio amido ir azoto oksido (I) reakcijos metu:

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

4.2.Fosforas

Fosforą gamtoje atstovauja vienas izotopas - 31 P, fosforo klarkas yra 0,05 mol.%. Jis randamas fosfatinių mineralų pavidalu: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforitas, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - apatitai. Tai yra gyvūnų ir žmonių kaulų ir dantų dalis, taip pat nukleorūgščių (DNR ir RNR) ir adenozino fosforo rūgščių (ATP, ADP ir AMP) sudėtis.

Fosforas gaunamas redukuojant fosforitą koksu, esant silicio dioksidui.

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

Paprasta medžiaga – fosforas – sudaro keletą alotropinių modifikacijų, iš kurių pagrindinės yra baltasis, raudonasis ir juodasis fosforas. Baltasis fosforas susidaro kondensuojantis fosforo garams ir yra balta vaškinė medžiaga (mp 44 °C), netirpi vandenyje, tirpi kai kuriuose organiniuose tirpikliuose. Baltasis fosforas turi molekulinę struktūrą ir susideda iš tetraedrinių P4 molekulių.

Ryšio įtampa (P-P-P jungties kampas yra tik 60°) sukelia didelį baltojo fosforo reaktyvumą ir toksiškumą (mirtina dozė apie 0,1 g). Kadangi baltasis fosforas gerai tirpsta riebaluose, pienas negali būti naudojamas kaip priešnuodis apsinuodijus. Ore baltas fosforas savaime užsiliepsnoja, todėl laikomas hermetiškai uždarytuose chemijos konteineriuose po vandens sluoksniu.

Raudonasis fosforas turi polimerinę struktūrą. Jis gaunamas kaitinant baltąjį fosforą arba apšvitinant jį šviesa. Skirtingai nuo baltojo fosforo, jis yra šiek tiek reaktyvus ir netoksiškas. Tačiau baltojo fosforo likučiai gali padaryti raudonąjį fosforą toksišką!

Juodasis fosforas gaunamas kaitinant baltąjį fosforą esant 120 tūkst. atm slėgiui. Jis turi polimerinę struktūrą, turi puslaidininkių savybių, yra chemiškai stabilus ir netoksiškas.

Cheminės savybės. Baltasis fosforas spontaniškai oksiduojasi atmosferos deguonimi kambario temperatūroje (kaitinant įvyksta raudonojo ir juodojo fosforo oksidacija). Reakcija vyksta dviem etapais ir ją lydi liuminescencija (chemiliuminescencija).

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

Fosforas taip pat laipsniškai sąveikauja su siera ir halogenais.

2P + 3Cl2 = 2PCl3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Sąveikaujant su aktyviais metalais, fosforas veikia kaip oksidatorius, sudarydamas fosfidus – fosforo junginius, kurių oksidacijos būsena -3.

3Ca + 2P = Ca 3P 2

Oksiduojančios rūgštys (azoto ir koncentruotos sieros rūgštys) oksiduoja fosforą į fosforo rūgštį.

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

Verdant su šarminiais tirpalais, baltas fosforas neproporcingas:

4P 0 + 3KOH + 3H 2O = P -3 H3 + 3KH 2 P +1 O 2

fosfino kalio hipofosfitas

Yra cheminių elementų, pasižyminčių skirtingomis oksidacijos būsenomis, o tai leidžia cheminių reakcijų metu susidaryti daugybei junginių, turinčių tam tikras savybes. Žinodami elektroninę atomo sandarą, galime spėti, kokios medžiagos susidarys.

Azoto oksidacijos būsena gali svyruoti nuo -3 iki +5, o tai rodo jo pagrindu esančių junginių įvairovę.

Elemento charakteristikos

Azotas priklauso cheminiams elementams, esantiems 15 grupėje, D.I. periodinėje sistemoje Jam suteikiamas eilės numeris 7 ir sutrumpintas raidinis žymėjimas atsirasti.

Gamtoje jis randamas kaip dviatomės bespalvės atmosferos oro dujos, kurių tūrio dalis yra didesnė nei 75%. Esama baltymų molekulėse, nukleino rūgštyse ir neorganinės kilmės azoto turinčiose medžiagose.

Atominė struktūra

Norint nustatyti azoto oksidacijos būseną junginiuose, būtina žinoti jo branduolinę struktūrą ir ištirti elektronų apvalkalus.

Gamtinį elementą vaizduoja du stabilūs izotopai, kurių masės skaičius yra 14 arba 15. Pirmajame branduolyje yra 7 neutronų ir 7 protonų dalelės, o antrajame – dar 1 neutroninė dalelė.

Yra dirbtinių jo atomo atmainų, kurių masė yra 12–13 ir 16–17, kurių branduoliai yra nestabilūs.

Tiriant atominio azoto elektroninę struktūrą, aišku, kad yra du elektronų apvalkalai (vidinis ir išorinis). 1s orbitoje yra viena elektronų pora.

Antrajame išoriniame apvalkale yra tik penkios neigiamai įkrautos dalelės: dvi 2s sub-lygyje ir trys 2p orbitoje. Valentinės energijos lygis neturi laisvų ląstelių, o tai rodo, kad neįmanoma atskirti jo elektronų poros. Laikoma, kad 2p orbita yra tik pusiau užpildyta elektronais, todėl galima pridėti 3 neigiamo krūvio daleles. Šiuo atveju azoto oksidacijos laipsnis yra -3.

Atsižvelgdami į orbitalių struktūrą, galime daryti išvadą, kad šis elementas, kurio koordinavimo skaičius yra 4, yra maksimaliai sujungtas tik su keturiais kitais atomais. Trims jungtims sudaryti naudojamas mainų mechanizmas, dar vienas formuojamas pre-nor-no-accept-tor metodu.

Azoto oksidacijos būsenos skirtinguose junginiuose

Didžiausias neigiamų dalelių, kurias gali prijungti atomas, skaičius yra 3. Šiuo atveju jo oksidacijos laipsnis yra lygus -3, būdingas tokiems junginiams kaip NH 3 arba amoniakas, NH 4 + arba amonis ir Me 3 N 2 nitridai. Pastarosios medžiagos susidaro kylant temperatūrai, sąveikaujant azotui su metalo atomais.

Didžiausias neigiamo krūvio dalelių skaičius, kurį elementas gali išskirti, yra lygus 5.

Du azoto atomai gali jungtis vienas su kitu ir sudaryti stabilius junginius, kurių oksidacijos laipsnis yra -2. Toks ryšys pastebimas N 2 H 4 arba hidrazinuose, įvairių metalų aziduose arba MeN 3. Azoto atomas prie laisvų orbitalių prideda 2 elektronus.

Kai tam tikras elementas gauna tik 1 neigiamą dalelę, oksidacijos būsena yra -1. Pavyzdžiui, NH 2 OH arba hidroksilamine jis yra neigiamai įkrautas.

Yra teigiamų azoto oksidacijos požymių, kai elektronų dalelės paimamos iš išorinio energetinio sluoksnio. Jie skiriasi nuo +1 iki +5.

Krūvis 1+ yra ant azoto N 2 O (vienavaleniame okside) ir natrio hiponitrite, kurio formulė Na 2 N 2 O 2.

NO (dvivalentinis oksidas) elementas atiduoda du elektronus ir įkraunamas teigiamai (+2).

Yra azoto 3 oksidacijos būsena (junginyje NaNO 2 arba nitride, taip pat trivalenčiame okside). Šiuo atveju atsiskiria 3 elektronai.

Krūvis +4 atsiranda okside su IV valentingu arba jo dimeru (N 2 O 4).

Teigiamas oksidacijos laipsnio ženklas (+5) atsiranda N 2 O 5 arba penkiavalenčiame okside, azoto rūgštyje ir jos darinių druskose.

Azoto ir vandenilio junginiai

Natūralios medžiagos, kurių pagrindą sudaro du pirmiau minėti elementai, primena organinius angliavandenilius. Didėjant atominio azoto kiekiui, stabilumą praranda tik vandenilio nitratai.

Svarbiausi vandenilio junginiai yra amoniako, hidrazino ir vandenilio azoto rūgšties molekulės. Jie gaunami reaguojant vandeniliui su azotu, o pastarojoje medžiagoje taip pat yra deguonies.

Kas yra amoniakas

Jis taip pat vadinamas vandenilio nitridu, o jo cheminė formulė yra NH 3, kurio masė yra 17. Esant normaliai temperatūrai ir slėgiui, amoniakas yra bespalvių dujų pavidalo su aštriu amoniako kvapu. Jis yra 2 kartus mažesnis už orą ir lengvai tirpsta vandeninėje aplinkoje dėl savo molekulės polinės struktūros. Nurodo mažai pavojingas medžiagas.

Pramoniniais kiekiais amoniakas gaminamas naudojant katalizinę sintezę iš vandenilio ir azoto molekulių. Yra laboratoriniai amonio druskų ir natrio nitrito gamybos metodai.

Amoniako struktūra

Piramidinėje molekulėje yra vienas azoto ir 3 vandenilio atomai. Jie yra vienas kito atžvilgiu 107 laipsnių kampu. Tetraedro formos molekulėje azotas yra centre. Dėl trijų nesuporuotų p-elektronų jis yra sujungtas kovalentinio pobūdžio poliniais ryšiais su 3 atominiais vandeniliais, kurių kiekvienas turi po 1 s-elektroną. Taip susidaro amoniako molekulė. Šiuo atveju azoto oksidacijos būsena yra -3.

Šis elementas vis dar turi nepasidalintą elektronų porą išoriniame lygyje, kuri sukuria kovalentinį ryšį su vandenilio jonu, turinčiu teigiamą krūvį. Vienas elementas yra neigiamo krūvio dalelių donoras, o kitas – akceptorius. Taip susidaro amonio jonas NH 4 +.

Kas yra amonis

Jis klasifikuojamas kaip teigiamai įkrautas poliatominis jonas arba katijonas. Amonis taip pat klasifikuojamas kaip cheminė medžiaga, kuri negali egzistuoti molekulės pavidalu. Jį sudaro amoniakas ir vandenilis.

Amonis, turintis teigiamą krūvį, esant įvairiems neigiamo ženklo anijonams, gali sudaryti amonio druskas, kuriose jos elgiasi kaip metalai, kurių valentingumas I. Jam dalyvaujant taip pat sintetinami amonio junginiai.

Daugelis amonio druskų yra kristalinių, bespalvių medžiagų, kurios lengvai tirpsta vandenyje, pavidalu. Jei NH 4 + jonų junginius sudaro lakiosios rūgštys, tada kaitinant jie suyra, išskirdami dujines medžiagas. Vėlesnis jų aušinimas sukelia grįžtamąjį procesą.

Tokių druskų stabilumas priklauso nuo rūgščių, iš kurių jos susidaro, stiprumo. Stabilūs amonio junginiai atitinka stiprią rūgštinę likutį. Pavyzdžiui, stabilus amonio chloridas gaminamas iš druskos rūgšties. Esant temperatūrai iki 25 laipsnių tokia druska nesuyra, ko negalima pasakyti apie amonio karbonatą. Pastarasis junginys dažnai naudojamas gaminant tešlą, pakeičiant kepimo soda.

Konditeriai amonio karbonatą tiesiog vadina amoniu. Šią druską aludariai naudoja alaus mielių fermentacijai pagerinti.

Kokybinė amonio jonų nustatymo reakcija yra šarminių metalų hidroksidų poveikis jo junginiams. Esant NH 4 +, išsiskiria amoniakas.

Amonio cheminė struktūra

Jo jonų konfigūracija primena įprastą tetraedrą, kurio centre yra azotas. Vandenilio atomai yra figūros viršūnėse. Norėdami apskaičiuoti amonio azoto oksidacijos būseną, turite atsiminti, kad bendras katijono krūvis yra +1, o kiekvienam vandenilio jonui trūksta vieno elektrono, o jų yra tik 4 Bendras vandenilio potencialas yra +4. Jei iš katijono krūvio atimtume visų vandenilio jonų krūvį, gautume: +1 - (+4) = -3. Tai reiškia, kad azoto oksidacijos laipsnis yra -3. Šiuo atveju jis prideda tris elektronus.

Kas yra nitridai

Azotas gali jungtis su daugiau elektropozityvių metalinių ir nemetalinių atomų. Dėl to susidaro junginiai, panašūs į hidridus ir karbidus. Tokios azoto turinčios medžiagos vadinamos nitridais. Tarp metalo ir azoto atomo junginiuose yra kovalentinės, joninės ir tarpinės jungtys. Būtent ši savybė yra jų klasifikavimo pagrindas.

Kovalentiniams nitridams priskiriami junginiai, kuriuose cheminiai ryšiai neperkelia elektronų iš atominio azoto, o sudaro bendrą elektronų debesį kartu su neigiamai įkrautomis kitų atomų dalelėmis.

Tokių medžiagų pavyzdžiai yra vandenilio nitridai, tokie kaip amoniako ir hidrazino molekulės, taip pat azoto halogenidai, įskaitant trichloridus, tribromidus ir trifluoridus. Jų bendra elektronų pora vienodai priklauso dviem atomams.

Joniniai nitridai apima junginius su cheminiu ryšiu, susidariusiu elektronams pereinant iš metalo elemento į laisvą azoto lygį. Tokių medžiagų molekulės pasižymi poliškumu. Nitridų azoto oksidacijos būsena yra 3-. Atitinkamai bendras metalo įkrovimas bus 3+.

Tokie junginiai apima magnio, ličio, cinko arba vario nitridus, išskyrus šarminius metalus. Jie turi aukštą lydymosi temperatūrą.

Nitridams su tarpine jungtimi priskiriamos medžiagos, kuriose metalo ir azoto atomai pasiskirstę tolygiai ir nėra aiškaus elektronų debesies poslinkio. Tokie inertiniai junginiai apima geležies, molibdeno, mangano ir volframo nitridus.

Trivalenčio azoto oksido aprašymas

Jis taip pat vadinamas anhidridu, gautu iš azoto rūgšties, kurios formulė HNO 2. Atsižvelgiant į azoto (3+) ir deguonies (2-) oksidacijos būseną triokside, elemento atomų santykis yra 2:3 arba N 2 O 3.

Skystosios ir dujinės anhidrido formos yra labai nestabilūs junginiai, jie lengvai skyla į du skirtingus oksidus, kurių valentingumas IV ir II.