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 kitų elementų atveju 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
Oksidacijos būsena +5 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.
Esant oksidacijos būsenai +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, atsižvelgiama į azoto chemiją
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 (druska). 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; |
||||
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 plačiausias praktinis pritaikymas yra amoniakas, azoto rūgštis ir jų druskos..
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.
Vykdytojas: | Renginio Nr. | ||||||||||||||||
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
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
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 NH4 + ir OH– produktų kiekis yra mažas, palyginti su pusiausvyrine amoniako koncentracija. Vandeniniai amoniako tirpalai elgiasi kaip silpnos bazės. Pagal nusistovėjusią tradiciją amoniakas dažnai vadinamas
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, kuris lengvai nustatomas 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, atskleisdamas gryną metalą. Tai taip pat yra kietosios 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. | ||||||||||||||||
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. |
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) |
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) |
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. Nedidelė 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– |
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 mNekrasovas 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 ryšio kampų išlyginimą (109,5°) dėl tolygaus 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) nitridialiuminatas
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-metalo nitridai yra įvairios sudėties kristaliniai junginiai (bertolidai), labai kieti, atsparūs ugniai ir chemiškai stabilūs, pasižymintys metalinėmis savybėmis: metaliniu blizgesiu, elektriniu laidumu.
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, rūkantis 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 + Cl 2 = 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(III) oksidas - N 2 O 3 - intensyviai mėlynos spalvos 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 (mišrus anhidridas).
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 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 ® +
Vyraujantis 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
Atskiesta azoto rūgštis, sąveikaudama su nemetalais ir mažai aktyviais metalais, daugiausia redukuojama iki azoto oksido (II), pvz.:
3P + 5HNO3 (dil) + 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 + 2 H 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 labai gerai tirpsta riebaluose, pienas negali būti naudojamas kaip priešnuodis apsinuodijus. Ore baltas fosforas savaime užsiliepsnoja, todėl laikomas hermetiškai uždarytuose cheminių medžiagų induose po vandens sluoksniu.
Raudonasis fosforas turi polimerinę struktūrą. Jis gaunamas kaitinant baltąjį fosforą arba apšvitinant jį šviesa. Skirtingai nuo baltojo fosforo, jis yra mažai 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.
Antrame išoriniame apvalkale yra tik penkios neigiamo krūvio 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 ryšiams sudaryti naudojamas mainų mechanizmas, dar vienas formuojamas išankstiniu ir nepriimtinu būdu.
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 būsenos 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 būsena 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, kurio 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 suyra į 2 skirtingus oksidus, kurių valentingumas IV ir II.