Азотын исэлдэлтийн зэрэглэлийн хамгийн их утга. Азотын нэгдлүүд

VA дэд бүлэг нь p-элементүүдээр үүсгэгддэг: азотN, фосфор

P, хүнцэлAs, сурьмаSb, висмутБи.

N, P элементүүд нь ердийн металл бус,

металл бусын хувьд As ба Sbзарим шинж чанарууд гарч ирдэг

металлын шинж чанартай, висмут нь металл шинж чанартай байдаг

ердийн металл биш ч гэсэн давамгайлж байна.

Элемент дэх валентын электронуудын ерөнхий томьёо нь

com VA-бүлэг –ns 2 np 3.

хаан ширээ Гурван хосгүй электроны улмаас энгийн бодис дахь бүх элементүүд нь гурван ковалент холбоо үүсгэдэг, гэхдээ азотын гурван холбоо нь 2 атомыг нэгтгэж, маш хүчтэй үүсгэдэг

молекул N N ба бусад элементүүдийн хувьд атом бүр гурван өөр элементтэй холбогдож E4 төрлийн молекул үүсгэдэг (цагаан

шар фосфор ба шар хүнцэл) эсвэл полимер бүтэцтэй.

Азотын хувьд нэгтгэх төлөвт байгаа энгийн бодис нь бие даасан молекулуудаас бүрддэг , хэвийн нөхцөлд энэ нь хий юм.Бусад бүх элементүүд нь энгийн бодисуудтай байдаг

- хэцүү.

VA бүлгийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв (–3) хамгийн бага байна. Энэ нь N-д хамгийн тогтвортой байдаг, цагт

электрон давхаргын тоо нэмэгдэхийн хэрээр би руу шилжих нь түүний тогтвортой байдал нэмэгддэг

өгдөг. Устөрөгчтэй N, P, As, Sb элементүүд нь EN3 төрлийн гидрид үүсгэдэг.

үндсэн шинж чанарыг харуулах, тэдгээр нь аммиакт хамгийн тод илэрдэг.

NH3. Дэд бүлэгт EN3 нэгдлүүдийн тогтвортой байдал, тэдгээрийн үндсэн шинж чанарууд

va буурч байна.

VA бүлгийн бүх элементүүд нь исэлдэлтийн хамгийн өндөр төлөвийг +5 харуулдаг.

Эдгээр нь бүгд хүчилд тохирсон E2 O5 төрлийн оксид үүсгэдэг (Bi 2 O 5 оксид тогтворгүй). доод давхаргад шилжих үед хүчлийн хүч суларч байна.

+5 исэлдэлтийн төлөв нь P-д хамгийн тогтвортой байдаг . Би(+5) нэгдлүүд –

маш хүчтэй исэлдүүлэгч бодисууд. Азотын хүчил, ялангуяа төвлөрсөн хүчил нь хүчтэй исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг.

Висмут нь илүү тогтвортой исэлдэлтийн төлөвтэй (+3) бөгөөд энэ нь Sb ба As-д нэлээд тогтвортой байдаг. N(+3) нэгдлүүд, ялангуяа

P(+3), хүчтэй бууруулах шинж чанарыг харуулдаг.

+3 исэлдэлтийн төлөвт VA бүлгийн бүх элементүүд исэл үүсгэдэг

E 2 O 3 төрөл. N ба P исэлүүд нь сул хүчилтэй тохирдог. Оксид ба гидрокси-

As ба Sb оксид нь амфотер шинж чанартай тул исэл ба гидроксид үндсэн шинж чанар давамгайлдаг.

тийм Би(+3). Тиймээс, дэд бүлэгт исэл ба усны хүчиллэг шинж чанар

исэлдэлтийн төлөвт байгаа элементүүдийн исэл (+3) суларч, нэмэгддэг

үндсэн шинж чанарууд нь металын гидроксидын хувьд илүү түгээмэл байдаг.

Бүртгэгдсэн исэлдэлтийн төлөвөөс гадна VA бүлгийн элементүүд

5, +3, –3, мөн бусад завсрын исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг.

Азотын хувьд -1-ээс +5 хүртэлх бүх исэлдэлтийн төлөвийг мэддэг.

Азот нь хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн нэгэн адил электрон аналогиас эрс ялгаатай . Энэ шалтгааны улмаас, мөн түүнчлэнучир нь олон тооны исэлдэлтийн төлөв, олон төрлийн нэгдлүүд, азотын химийг авч үздэг

VA дэд бүлгийн бусад элементүүдээс тусгаарлагдсан.

Байгаль дээрх VA бүлгийн хамгийн түгээмэл элемент юм

фосфор байдаг. Дэлхийн царцдас дахь түүний агууламж 0.09 масстай. %; фосфорын олдворууд -

голчлон кальцийн фосфат хэлбэрээр . Азотын агууламж - 0.03%, os-

түүний шинэ хувь нь N2 хэлбэрээр агаар мандалд төвлөрдөг. Азотын агууламж

эзлэхүүнээр агаар ~ 78% байна. Дэлхий дээр маш бага хэмжээгээр

Холтос дээр натри, калийн нитрат (saltpeter) олддог. Хүнцэл, сурьма, висмут нь газрын царцдас дахь 10–5 5 агууламжтай ховор элемент юм. 10–

4%; байгальд тэдгээр нь ихэвчлэн сульфид хэлбэрээр олддог.

Азот ба фосфор нь биосферийн маш чухал элемент юм

Нитрат, фосфорын үндсэн хэсгийг химийн үйлдвэрт үйлдвэрлэдэг

өөх тосыг амьдралд шаардлагатай бордоо болгон ашигладаг

ургамлын амьдрал. Хүний биед N ба P чухал үүрэг гүйцэтгэдэг - азот

уураг дахь фосфорын салшгүй хэсэг болох амин хүчлүүдийн нэг хэсэг юм

Ca5 [(PO4 )3 OH] хэлбэр нь ясны нэг хэсэг юм. Хүний биед байдаг

дунджаар 1.8 кг орчим N үргэлжилнэ.

VA бүлгийн элементүүдийн атомуудын зарим шинж чанарыг энд өгөв

VA бүлгийн элементүүдийн атомуудын хамгийн чухал шинж чанарууд

Азот нь дэд бүлгийн бусад элементүүдээс маш жижиг тойрог замд ялгаатай байдаг

tal радиус ба өндөр цахилгаан сөрөг, N - цахилгааны гуравдугаарт

гурвалсан сөрөг элемент, F ба O дараа.

цахилгаан сөрөг байдлын хувьд N нь зөвхөн F ба O-ийн дараа ордог;

Азот нь исэлдэлтийн бүх боломжит төлөвийг харуулдаг: -3, –2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Олон тооны исэлдэлтийн төлөв, олон төрлийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг

Азотын хими нь маш нарийн төвөгтэй байдаг. Олон тооны исэлдэлтийн урвалын онцлог шинж чанартай кинетик хүндрэлүүд нь нарийн төвөгтэй байдлыг улам хүндрүүлдэг.

атомуудын хоорондын маш хүчтэй олон холбооноос үүдэлтэй ялгаа

N ба N ба O атомууд Тиймээс электродын потенциалыг тодорхойлоход бага тустай

OVR бүтээгдэхүүний хэлтэс.

Хамгийн тогтвортой нэгдэл N бол энгийн бодис юм.

Усан уусмал, ялангуяа хүчиллэг уусмалд NH4 + ион нь маш тогтвортой байдаг.

Азот нь агаарын бүрэлдэхүүн хэсэг бөгөөд үүнээс N2 гаргаж авдаг.

N2-ийн үндсэн хэмжээг аммиакийн нийлэгжилтэд ашигладаг бөгөөд үүнээс бусад азотын нэгдлүүдийг гаргаж авдаг. Азотын нэгдлүүдийн дотроос аммиак, азотын хүчил ба тэдгээрийн давс нь хамгийн өргөн практик хэрэглээг олдог..

NH3-ийн дэлхийн жилийн үйлдвэрлэл ~ 97 сая тонн/жил, азотын давхар исэл

слотууд - 27 сая тонн/жил. Эдгээр чухал N нэгдлүүдийн химийн талаар хэлэлцэх болно

Рен юуны түрүүнд энгийн бодисын шинж чанарыг ярилцсаны дараа.

Энгийн бодис

N2 молекул нь энгийн бодисын бүх хоёр атомт молекулуудаас хамгийн хүчтэй нь юм. N N молекул дахь гурван нийтлэг электрон хосууд хоорондоо холбогддог

Орбиталуудыг дуудаж байгаа бол эсрэг холбоо барих орбиталуудад электрон байхгүй - энэ бол дуудлага юм

Энэ нь маш өндөр химийн бондын энергид хүргэдэг - 944 кЖ/моль (харьцуулбал

Гэсэн хэдий ч O2 молекул дахь холбох энерги нь 495 кЖ / моль). Хүчтэй холбоо нь молекул азотын өндөр идэвхгүй байдлыг үүсгэдэг. Энэ элементийн нэр нь азотын химийн идэвхгүй байдалтай холбоотой юм. Грек хэлээр "азот" гэсэн утгатай

"амьгүй" гэж хэлдэг.

Ердийн нөхцөлд N2 нь өнгөгүй, үнэргүй, амтгүй хий юм.

N2-ийн буцлах ба хайлах цэгүүд нь ойролцоо байна: –196О С, ба –210О С.

Азотыг агаарыг хэсэгчлэн нэрэх замаар олж авдаг , – энэ агаарт

Бага температурт тэдгээр нь шингэрч, дараа нь температурыг нэмэгдүүлж эхэлдэг.

Агаарын бүрэлдэхүүн хэсгүүдээс азот нь хамгийн бага буцалгах цэгтэй ба

хамгийн хөнгөн буцалж буй фракцыг үүсгэдэг. Бутархай нэрэлтэд нэг

хүчилтөрөгч, инертийн хийг түр хүлээн авах.

N2-ийн гол хэмжээ нь аммиакийн үйлдвэрлэлд ордог бөгөөд үүнээс гадна,

азотыг үйлдвэрлэлийн явцад, түүний дотор идэвхгүй уур амьсгалыг бий болгоход ашигладаг

зарим металлын шинж чанар; шингэн азотыг мөн хөргөлтийн бодис болгон ашигладаг

лабораторид болон үйлдвэрт агент өгөх.

Өрөөний температурт азот нь зөвхөн Li-тай удаан урвалд ордог

Li3 үүсэх N. Магни агаарт шатахад MgO оксидтэй хамт үүснэ

Mg3 N2 бас байдаг.

Нитридүүд. Цахилгаан багатай элементүүдтэй азотын хоёртын нэгдлүүд

N-ээс гурав дахин сөрөгийг нитрид гэж нэрлэдэг.

Ионы нитридүүд агуулагддаг N3 - анион.

Ионы нитридүүд Li үүсгэдэг,

II ба IB бүлгийн металлууд; усан уусмалд тэдгээр нь эргэлт буцалтгүй дамждаг

гидролиз.

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

p-блок металл болон зарим хөнгөн металл бусын хувьд азот нь

ковалент нитрид үүсгэдэг, жишээлбэл, AlN, BN.

Ихэнх d-металууд өндөр температурт азоттой стоихиометрийн бус завсрын бүтээгдэхүүн үүсгэдэг бөгөөд N атомууд нь хоосон зай эзэлдэг.

металлын болор торонд . Тиймээс ийм нитрид нь гаднах

Гаднах төрхөөрөө тэд цахилгаан ба дулаан дамжилтын хувьд металтай төстэй боловч ялгаатай байдаг

Эдгээр нь химийн өндөр идэвхгүй байдал, хатуулаг, галд тэсвэртэй шинж чанартай байдаг.

Жишээлбэл, стехиометрийн бус нитрид Ta, Ti нь 3200oС-ээс дээш температурт хайлдаг. Азот нь галогентэй шууд урвалд ордоггүй, гэхдээЗөвхөн эрс тэс нөхцөлд хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчилдэг

(цахилгаантай

зэрэг).

Практик талаасаа хамгийн чухал нь аммиак үүсгэдэг азотын Н2-тэй урвалд орох явдал юм.

N 2 + 3H 2  2NH 3; H0 = –92 кЖ/моль.

Энэхүү урвалын экзотермик шинж чанар нь аммиакийн молекул дахь нийт бондын хүч нь анхны молекулуудаас өндөр байгааг харуулж байна. Ле Шательегийн зарчмын дагуу температурын өсөлт нь эндотермик урвал руу тэнцвэрт байдалд шилжихэд хүргэдэг, i.e. аммиакийн задралын чиглэлд. Гэсэн хэдий ч хэвийн нөхцөлд хариу үйлдэл нь маш удаан байдаг.

харин азот ба устөрөгчийн молекулуудын хүчтэй холбоог сулруулахад шаардагдах идэвхжүүлэх энерги хэт өндөр байна. Тиймээс үйл явцыг ойролцоогоор 5000 С-ийн температурт хийх ёстой өндөр температурт тэнцвэрийг баруун тийш шилжүүлэхийн тулд даралт 300 - 500 атм хүртэл нэмэгддэг бол тэнцвэрт байдал

Энэ нь хийн молекулын тоо буурах үед үүсэх урвалын чиглэлд шилждэг, өөрөөр хэлбэл. аммиак үүсэх чиглэлд. Катализаторын тусламжтайгаар хурдыг нэмэгдүүлэх боломжтой. дээр суурилсан хайлсан катализатор

Al2 O3, SiO2 нэмсэн шинэ Fe3 O4 ба метал дээр суурилсан катализатор

Fe. Азот ба устөрөгчөөс аммиакийн нийлэгжилт нь азотыг хамгаалах хамгийн чухал урвал юм.

азотын үйлдвэрлэлийн химийн .

Азотын нэгдлүүд

Аммиак ба аммонийн давс

Аммиак ба аммонийн давс дахь азот нь исэлдэлтийн хамгийн бага төлөвт (-3) байдаг. Исэлдэлтийн төлөв (-3) нь азотын хувьд нэлээд тогтвортой байдаг.

хүчтэй хурц үнэр, "аммиакийн" үнэрээс танил (10%

усан дахь аммиакийн уусмал). Энэ хий нь агаараас хөнгөн тул дээрээс нь эргүүлсэн саванд цуглуулж болно. Аммиак амархан шингэрдэг.Үүнийг хийхийн тулд ердийн даралтаар -33.5o C хүртэл хөргөхөд хангалттай. Ижил нөлөө

Энэ нөлөөг өрөөний температурт хийж болно, гэхдээ даралтыг нэмэгдүүлэх замаар

7-8 атм. Өндөр даралттай үед шингэн аммиак нь ган саванд хадгалагддаг.

үгүй ээ. Шингэн аммиак уурших үед энэ нь хүрээлэн буй орчинд хөргөх шалтгаан болдог. Энэ нь хөргөлтийн технологид ашиглах үндэс суурь юм. Аммиакийг амархан шингэрүүлдэг нь түүний молекулуудын хоорондох устөрөгчийн холбоотой холбоотой юм. Аммиакийн молекулуудын хоорондох устөрөгчийн бондын бат бөх байдал нь азотын цахилгаан сөрөг чанар маш өндөр байдагтай холбоотой юм.

Шингэн аммиак нь өнгөгүй бөгөөд автопротолизд ордог.

2NH3  NH4 + + NH2 –

Энэ тэнцвэрийн тогтмол нь 2 байна. 10-23 (-50 хэмд). Шингэн аммиак

сайн ионжуулагч уусгагч юм . Аммонийн давс, сул

шингэн аммиакт ууссан хүчил, жишээлбэл, H2 S хүчтэй болдог

хүчилтэй.

Аммиак нь усанд маш сайн уусдаг. Аммиакийн усанд уусах чадвар өндөр байдаг (нэг эзэлхүүн усанд 700 хүртэл хэмжээний NH3) нь үүсэхийг тайлбарладаг.

Бид устөрөгчийн холбоог иддэг, гэхдээ усны молекулуудтай. Төвлөрсөн дис-

уусмал нь 25 массын% аммиак агуулсан бөгөөд 0.91 г/см3 нягттай. Төвлөрсөн усан уусмал дахь NH3-ийн молийн концентраци ~13 хүрдэг

NH3 молекул нь пирамид бүтэцтэй бөгөөд үүнийг sp3 -ээр тайлбарладаг.

азотын валентын атомын орбиталуудын эрлийзжилт. Тетраэдрийн оройн нэг

ra-г ганц хос электрон эзэлдэг. N-H холбоо нь нэлээд хүчтэй,

бондын энерги 389 кЖ/моль, бондын урт 0.1 нм, бондын хоорондох өнцөг

хойд -108.3o. Хуваалцаагүй электроны улмаас H+ катионыг нэмснээр

хос N, тетраэдр маш тогтвортой аммонийн ион үүсдэг

NH4+.

NH3 молекул дахь N цэгт дан электрон хос байгаа нь шалтгаан болдог

аммиакийн олон шинж чанарыг тэмдэглэдэг.

NH3 молекул нь сайн электрон хос донор (DEP),

тэдгээр. Льюисын суурь бамаш сайн протон хүлээн авагч A(H+),

тэдгээр. Bronsted үндэслэл:

NH3 + H+  NH4 + . NH3 нь OH– ионууд шиг протоныг хүлээн авдаг: OH– + H+  H2 O

NH3-ийн хүлээн авагч шинж чанар нь OH-анионыхаас сул байдаг. NH3-ийн протолизын тогтмол нь 1.8 байна. 109, OH-ионы хувьд - 1014.

Хүчилтэй урвал нь NH3-ийн хамгийн онцлог шинж чанартай урвал юм.

Аммиакийн донор-хүлээн авагчийн холбоо үүсгэх чадвар

Ийм хүчтэй холбооноос устөрөгчийн ионуудыг салгаж чадахуйц агуу

ус шиг эв нэгдэл.

NH3 + H–– OH  NH4 + ), NH4 + ба OH– бүтээгдэхүүний хэмжээ аммиакийн тэнцвэрт концентрацтай харьцуулахад бага байна. Аммиакийн усан уусмал нь сул суурь шиг ажилладаг. Тогтсон уламжлалын дагуу аммиакийг ихэвчлэн томилдог

NH4 OH томьёотой бөгөөд аммонийн гидроксид гэж нэрлэгддэг боловч молекулууд

Уусмалд NH4 OH байхгүй. NH3 усан уусмалын шүлтлэг урвалыг ихэвчлэн тайлбарладаг

Дээрх тэнцвэрт байдал гэж тодорхойлогддоггүй, харин молекулуудын диссоциаци гэж тодорхойлдог

NH4OH:

NH4 OH NH4 + + OH–

Энэ тэнцвэрийн тогтмол нь 1.8 байна. 10–5. Нэг литрт нэг моляр

аммиакийн уусмал, NH4 + ба OH- ионуудын концентраци 3.9 байна. 10–3

моль/л, рН = 11.6.

Аммиак ба OH-ийн тэнцвэрийг OH- ионуудтай уусдаггүй гидроксидыг үүсгэдэг зарим металлын катионууд баруун тийш хүчтэй шилжүүлж болно.

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

Аммиакийг уусдаггүй суурь үйлдвэрлэхэд ашиглаж болно.

Хүчил нь аммиакийн усан уусмал дээр ажиллахад аммонийн давс үүсдэг.

NH3 + HCl = NH4Cl

Бараг бүх аммонийн давс нь өнгөгүй, усанд уусдаг.

NH3 + H+  NH4 + тэнцвэрт байдал баруун тийш хүчтэй шилжсэн (K = 1.8.109),

Энэ нь NH3 нь хүчтэй протон хүлээн авагч ба NH4+ катион гэсэн үг

сул H донор юм+, өөрөөр хэлбэл. Бронстед хүчил. Аммонийн давсанд шүлт нэмэхэд аммиак үүсдэг бөгөөд үүнийг амархан тодорхойлдог

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

Энэ урвалыг ихэвчлэн уусмал дахь аммонийн ионыг илрүүлэхэд ашигладаг.

Үүнтэй төстэй урвалыг лабораторийн үйлдвэрлэлд ашиглаж болно

NH3.

Аммонийн хлорид (аммиак гэж нэрлэдэг) нь өндөр температурт хүчил шиг метал гадаргуу дээр исэлд өртөж, цэвэр металлыг ил гаргадаг. Энэ нь металлыг гагнах үед хатуу давс NH4 Cl ашиглах үндэс суурь болдог. NH4+ ионы “хүчиллэг” H+ нь Mg зэрэг маш идэвхтэй металуудыг исэлдүүлэх чадвартай.

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

Аммонийн давсны онцлог шинж чанар нь дулааны тогтворгүй байдал юм

тэсвэр хатуужил. Халаахад тэд маш амархан задардаг. Бүтээгдэхүүн

байрлалыг хүчил анионы шинж чанараар тодорхойлно. Хэрэв анион нь исэлдүүлэх шинж чанартай бол NH4 + исэлдэж, исэлдүүлэгч анион нь буурдаг.

NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

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

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

Аммиак ба хүчил (эсвэл түүний ангидрид) нь дэгдэмхий хүчлүүдийн давснаас ялгардаг.

уншина уу), дэгдэмхий хүчлийн хувьд (жишээлбэл, H3 PO4) - зөвхөн NH3. NH4 HCO3 = NH3 + H2 O + CO2

Аммонийн бикарбонат NH4 HCO3 нь жигнэхэд ашиглагддаг

Үйлдвэрлэлийн хувьд үүссэн хий нь зуурмагийг шаардлагатай сүвэрхэг чанарыг өгдөг.

Аммонийн давсыг тэсрэх бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг

азотын бордоо болгон. Тэсэлгээний практикт ашигладаг аммонал нь NH4 NO3 давс (72%), Al нунтаг (25%), нүүрстөрөгчийн холимог юм.

la (3%). Энэ хольц нь дэлбэрсний дараа л дэлбэрдэг.

NH3 нь электрон донорын шинж чанарыг харуулдаг хоёр дахь төрлийн урвал

хаан ширээний хос юмамины цогцолбор үүсэх. Аммиак нь олон тооны катионуудад нэгддэг d-элементүүд, химийн

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд –3.-3 исэлдэлтийн төлөвт байгаа азотын нэгдлүүдийг аммиак ба металлын нитридээр төлөөлдөг.

Аммиак- NH 3 нь өвөрмөц хурц үнэртэй өнгөгүй хий юм. Аммиакийн молекул нь орой дээрээ азотын атомтай гурвалжин пирамид шиг геометртэй. Азотын атомын тойрог замд байдаг sp 3- эрлийз төлөв. Гурван орбитал нь азот-устөрөгчийн холбоо үүсэхэд оролцдог бөгөөд дөрөв дэх орбитал нь дан электрон хосыг агуулдаг бөгөөд молекул нь пирамид хэлбэртэй байдаг. Ганц хос электронуудын түлхэх үйлдэл нь бондын өнцгийг хүлээгдэж буй 109.5°-аас 107.3° хүртэл бууруулахад хүргэдэг.

-33.4 ° C-ийн температурт аммиак нь өтгөрдөг бөгөөд ууршилтын маш өндөр дулаантай шингэнийг үүсгэдэг бөгөөд энэ нь үйлдвэрлэлийн хөргөлтийн төхөөрөмжид хөргөлтийн бодис болгон ашиглах боломжтой болгодог.

Азотын атом дээр дан электрон хос байгаа нь донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан өөр ковалент холбоо үүсгэх боломжийг олгодог. Тиймээс хүчиллэг орчинд аммонийн молекул катион - NH 4 + үүсдэг. Дөрөв дэх ковалент холбоо үүсэх нь устөрөгчийн атомуудын жигд түлхэлтээс болж бондын өнцгийг (109.5 °) тохируулахад хүргэдэг.

Шингэн аммиак нь өөрөө ионжуулдаг сайн уусгагч юм.

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

амидын анион

Шүлт ба шүлтлэг шороон металууд нь түүнд уусч, өнгөт дамжуулагч уусмал үүсгэдэг. Катализатор (FeCl 3) байгаа тохиолдолд ууссан металл аммиактай урвалд орж устөрөгчийг ялгаруулж амид үүсгэдэг, жишээлбэл:

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

натрийн амид

Аммиак усанд маш сайн уусдаг (20 0С-т нэг эзлэхүүн усанд 700 орчим аммиак уусдаг). Усан уусмалд энэ нь сул суурийн шинж чанарыг харуулдаг.

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

= 1.85·10 -5

Хүчилтөрөгчийн агаар мандалд аммиак шатаж, цагаан алтны катализатор дээр азот үүсгэдэг, аммиак нь азотын исэл (II) болж исэлддэг;

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Суурь болгон аммиак нь хүчилтэй урвалд орж аммонийн катионы давс үүсгэдэг, жишээлбэл:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Аммонийн давс нь усанд маш сайн уусдаг бөгөөд бага зэрэг гидролизд ордог. Кристал төлөвт тэд дулааны хувьд тогтворгүй байдаг. Термолизийн бүтээгдэхүүний найрлага нь давс үүсгэдэг хүчлийн шинж чанараас хамаарна.

NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Аммонийн давсны усан уусмалыг халах үед шүлтлэгт өртөхөд аммиак ялгардаг бөгөөд энэ нь аммонийн давсны чанарын урвал, аммиак үйлдвэрлэх лабораторийн арга болгон ашиглах боломжийг олгодог.

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

Аж үйлдвэрт аммиакийг шууд синтезээр үйлдвэрлэдэг.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Урвал нь маш их буцах чадвартай тул синтезийг өндөр даралттай (100 мПа хүртэл) гүйцэтгэдэг. Үйл явцыг хурдасгахын тулд катализатор (нэмэлтээр дэмжигдсэн хөвөн төмрийн) оролцоотойгоор 500 ° C-ийн температурт явагддаг.

Нитридүүдолон металл ба металл бусын азоттой урвалд орсны үр дүнд үүсдэг. Нитридын шинж чанар нь цаг хугацааны явцад өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд:

I ба II бүлгийн s-элементийн нитридүүд нь аммиак үүсгэхийн тулд усаар амархан задардаг талст давс төст бодис юм.

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

Чөлөөт төлөвт байгаа галоген нитридүүдээс зөвхөн Cl 3 N нь устай урвалд ороход хүчиллэг шинж чанартай байдаг.

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

Өөр өөр шинж чанартай нитридын харилцан үйлчлэл нь холимог нитрид үүсэхэд хүргэдэг.

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

литийн нитридегерманат (IV) нитридеалюминат

BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 нитридүүд нь өндөр хайлах цэг (2000-3000 ° C) бүхий хатуу полимер бодисууд бөгөөд тэдгээр нь хагас дамжуулагч эсвэл диэлектрик юм. D-металын нитридүүд нь хувьсах найрлагатай талст нэгдлүүд (бертолидууд), маш хатуу, галд тэсвэртэй, химийн хувьд тогтвортой, металлын шинж чанарыг харуулдаг: металл гялбаа, цахилгаан дамжуулах чанар.

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд –2.Гидразин - N 2 H 4 - исэлдэлтийн төлөвт хамгийн чухал органик бус азотын нэгдэл -2.

Гидразин нь 113.5 ° C буцалгах температуртай, агаарт утаа үүсгэдэг өнгөгүй шингэн юм. Гидразины уур нь маш хортой бөгөөд агаартай тэсрэх хольц үүсгэдэг. Гидразиныг аммиакийг натрийн гипохлоритоор исэлдүүлэх замаар гаргаж авдаг.

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

Гидразин устай ямар ч харьцаатай холилдож, уусмалд сул диацидийн суурь болж, хоёр цуврал давс үүсгэдэг.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9.3 × 10 -7;

гидрозоний катион

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8.5 × 10 -15;

дигидросоны катион

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

гидрозонийн хлорид дигидросонийн дихлорид

Гидразин бол хамгийн хүчтэй бууруулагч бодис юм.

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

Тэгш хэмт бус диметилгидразин (гептил) нь пуужингийн түлш болгон өргөн хэрэглэгддэг.

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд –1.Гидроксиламин - NH 2 OH - исэлдэлтийн төлөвт -1-ийн үндсэн органик бус азотын нэгдэл юм.

Гидроксиламиныг электролизийн үед ялгарах үед азотын хүчлийг устөрөгчөөр бууруулснаар гаргаж авдаг.

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

Энэ нь өнгөгүй талст бодис (mp 33 ° C), усанд сайн уусдаг, сул суурийн шинж чанарыг харуулдаг. Хүчиллэгээр энэ нь гидроксиламмонийн давс үүсгэдэг - усанд уусдаг тогтвортой, өнгөгүй бодис.

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

гидроксиламмонийн ион

NH 2 OH молекул дахь азотын атом нь завсрын исэлдэлтийн төлөвийг (-3 ба +5 хооронд) харуулдаг тул гидроксиламин нь бууруулагч болон исэлдүүлэгчийн үүрэг гүйцэтгэдэг.

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

бууруулах бодис

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

исэлдүүлэгч

NH 2 OH нь халах үед амархан задардаг бөгөөд пропорциональ бус байдалд ордог.

3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд +1. Азотын исэл (I) - N 2 O (азотын исэл, инээх хий). Түүний молекулын бүтцийг хоёр валентын схемийн резонансаар дамжуулж болох бөгөөд энэ нь энэ нэгдлийг зөвхөн азотын (I) оксид гэж үзэх боломжтой бөгөөд бодит байдал дээр энэ нь азот (V) оксонитрид - ON +5 N -3 юм.

N 2 O нь бага зэрэг тааламжтай үнэртэй өнгөгүй хий юм. Бага хэмжээний концентрацитай үед энэ нь хязгааргүй баяр баясгаланг үүсгэдэг бол их тунгаар хэрэглэхэд ерөнхий мэдээ алдуулах нөлөөтэй байдаг. Анагаах ухаанд азотын исэл (80%) ба хүчилтөрөгчийн (20%) холимогийг мэдээ алдуулалтанд ашигласан.

Лабораторийн нөхцөлд азотын ислийг (I) аммонийн нитратын задралаар олж авч болно. Энэ аргаар олж авсан N 2 O нь маш хортой өндөр азотын ислийн хольцыг агуулдаг!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Химийн шинж чанарын хувьд азотын исэл (I) нь давс үүсгэдэггүй ердийн исэл бөгөөд ус, хүчил, шүлттэй урвалд ордоггүй; Халах үед хүчилтөрөгч, азот үүсэхийн тулд задардаг. Ийм учраас N 2 O нь исэлдүүлэгч бодисын үүрэг гүйцэтгэдэг, жишээлбэл:

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

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд +2. Азотын (II) исэл - NO - өнгөгүй хий, маш хортой. Агаарт хүчилтөрөгчөөр хурдан исэлдэж, багагүй хортой азотын исэл (IV) үүсгэдэг. Аж үйлдвэрт NO-ийг аммиакийг цагаан алтны катализатор дээр исэлдүүлэх эсвэл цахилгаан нумаар (3000-4000 ° C) агаараар дамжуулах замаар үйлдвэрлэдэг.

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

Азотын исэл (II) үйлдвэрлэх лабораторийн арга бол зэсийг шингэрүүлсэн азотын хүчилтэй урвалд оруулах явдал юм.

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

Азотын (II) исэл нь давс үүсгэдэггүй исэл, хүчтэй бууруулагч бодис бөгөөд хүчилтөрөгч, галогентэй амархан урвалд ордог.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

нитрозил хлорид

Үүний зэрэгцээ, хүчтэй бууруулагч бодисуудтай харилцан үйлчлэхэд NO нь исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг.

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4P = 5N 2 + 2P 2 O 5

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд +3. Азотын (III) исэл - N 2 O 3 - хүчтэй хөх өнгөтэй шингэн (температур -100 ° C). Зөвхөн шингэн ба хатуу төлөвт бага температурт тогтвортой. Энэ нь хоёр хэлбэрээр байдаг бололтой:

Азотын (III) исэл нь NO ба NO 2 уурын хамтарсан конденсацын үр дүнд үүсдэг. Шингэн болон ууранд задардаг.

NO 2 + NO N 2 O 3

Шинж чанар нь ердийн хүчиллэг исэл юм. Устай урвалд орж азотын хүчил үүсгэдэг ба шүлтүүдтэй давс - нитрит үүсгэдэг.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Азотын хүчил- дунд хүч чадалтай хүчил (K a = 1×10 -4). Энэ нь цэвэр хэлбэрээр тусгаарлагддаггүй; уусмалд хоёр таутомер хэлбэрээр байдаг (таутомерууд нь динамик тэнцвэрт байдалд байдаг изомерууд).

нитрит хэлбэрийн нитро хэлбэр

Азотын хүчлийн давс нь тогтвортой байдаг. Нитрит анион нь тодорхой исэлдэлтийн давхар чанарыг харуулдаг. Нөхцөл байдлаас шалтгаалан энэ нь исэлдүүлэгч бодис болон бууруулагчийн үүргийг хоёуланг нь гүйцэтгэж болно, жишээлбэл:

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

исэлдүүлэгч

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

бууруулах бодис

Азотын хүчил ба нитрит нь дараахь харьцаатай байдаг.

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

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд +4. Азотын исэл (IV) - NO 2 - хүрэн хий, хурц эвгүй үнэртэй. Маш хортой! Аж үйлдвэрт NO 2 нь NO-ийн исэлдэлтээр үүсдэг. NO 2 үйлдвэрлэх лабораторийн арга бол зэсийн төвлөрсөн азотын хүчилтэй харилцан үйлчлэлцэх, түүнчлэн хар тугалганы нитратын дулааны задрал юм.

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

NO 2 молекул нь нэг хосгүй электронтой бөгөөд тогтвортой чөлөөт радикал тул азотын исэл амархан димерждэг.

Димеризацийн процесс нь буцах боломжтой бөгөөд температурт маш мэдрэмтгий байдаг.

парамагнит, диамагнит,

бор өнгөгүй

Азотын давхар исэл нь устай урвалд орж азотын болон азотын хүчлийн (холимог ангидрид) холимог үүсгэдэг хүчиллэг исэл юм.

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

Исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүд +5. Азотын исэл (V) - N 2 O 5 - цагаан талст бодис. Үүнийг азотын хүчлийг усгүйжүүлэх эсвэл азотын ислийг (IV) озоноор исэлдүүлэх замаар олж авдаг.

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

Талст төлөвт N 2 O 5 нь давстай төстэй бүтэцтэй байдаг - + -, ууранд (дээд температур 33 ° C) - молекул.

N 2 O 5 - хүчиллэг исэл - азотын хүчлийн ангидрид:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Азотын хүчил- HNO 3 нь 84.1 ° C буцалгах температуртай өнгөгүй шингэн бөгөөд халааж, гэрэлд задардаг.

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

Азотын давхар ислийн хольц нь төвлөрсөн азотын хүчлийг шар хүрэн өнгөтэй болгодог. Азотын хүчил нь ямар ч харьцаатай устай холилдож, уусмалд бүрэн задардаг хамгийн хүчтэй эрдэс хүчлүүдийн нэг юм.

Азотын хүчлийн молекулын бүтцийг дараах бүтцийн томъёогоор тодорхойлно.

HNO 3-ийн бүтцийн томъёог бичихэд бэрхшээлтэй тулгардаг нь энэ нэгдэлд +5 исэлдэлтийн төлөвийг харуулсан азот нь хоёр дахь үеийн элемент болох зөвхөн дөрвөн ковалент холбоо үүсгэж чаддагтай холбоотой юм.

Азотын хүчил нь хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодисуудын нэг юм. Түүний нөхөн сэргээх гүн нь олон хүчин зүйлээс хамаарна: концентраци, температур, бууруулагч бодис. Ихэвчлэн азотын хүчилтэй исэлдэх нь ангижруулах бүтээгдэхүүний холимог үүсгэдэг.

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

Төвлөрсөн азотын хүчилтэй металл бус ба идэвхгүй металлын исэлдэлтийн зонхилох бүтээгдэхүүн нь азотын исэл (IV):

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

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

Төвлөрсөн азотын хүчил нь төмөр, хөнгөн цагааныг идэвхгүй болгодог. Хөнгөн цагаан нь шингэрүүлсэн азотын хүчлээр ч идэвхгүй болдог. Ямар ч концентрацитай азотын хүчил нь алт, цагаан алт, тантал, родий, иридиумд ямар ч нөлөө үзүүлэхгүй. Алт, цагаан алт нь усан бүсэд уусдаг - 1: 3 харьцаатай төвлөрсөн азот ба давсны хүчлийн холимог.

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

Aqua regia-ийн хүчтэй исэлдүүлэгч нөлөө нь азотын хүчлийн устөрөгчийн хлоридтой харилцан үйлчлэлийн бүтээгдэхүүн болох нитрозил хлоридын задралын явцад атомын хлор үүсдэгтэй холбоотой юм.

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Бага идэвхтэй металлын үр дүнтэй уусгагч нь төвлөрсөн азотын ба гидрофторын хүчлүүдийн холимог юм.

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

Шингэрүүлсэн азотын хүчил нь металл бус ба идэвхгүй металлуудтай харилцан үйлчлэхэд ихэвчлэн азотын исэл (II) болж буурдаг, жишээлбэл:

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

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

Идэвхтэй металлууд нь шингэрүүлсэн азотын хүчлийг N 2 O, N 2 эсвэл NH 4 NO 3 болгон бууруулж, жишээ нь:

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

Азотын хүчлийн ихэнх хэсгийг бордоо, тэсрэх бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Азотын хүчлийг үйлдвэрлэлийн аргаар контакт эсвэл нумын аргаар үйлдвэрлэдэг бөгөөд энэ нь эхний үе шатанд ялгаатай байдаг - азотын исэл (II) үйлдвэрлэл. Нумын арга нь агаарыг цахилгаан нумаар дамжуулж NO үйлдвэрлэхэд суурилдаг. Холбоо барих аргын хувьд NO нь аммиакийг хүчилтөрөгчтэй цагаан алтны катализатор дээр исэлдүүлэх замаар үүсдэг. Дараа нь азотын исэл (II) нь агаар мандлын хүчилтөрөгчөөр азотын исэл (IV) болж исэлддэг. Хүчилтөрөгчийн оролцоотойгоор NO 2-ыг усанд уусгаснаар 60-65% -ийн концентрацитай азотын хүчил гарна.

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

Шаардлагатай бол азотын хүчлийг төвлөрсөн хүхрийн хүчлээр нэрэх замаар баяжуулна. Лабораторид 100% азотын хүчлийг халаах үед натрийн талст нитрат дээр төвлөрсөн хүхрийн хүчлээр үйлчилж болно.

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

Азотын хүчлийн давс- нитратууд - усанд маш сайн уусдаг, дулааны хувьд тогтворгүй. Магнийн зүүн талд стандарт электродын потенциалын цувралд байрлах идэвхтэй металлын нитратуудын задрал (литийг эс тооцвол) нь нитрит үүсэхэд хүргэдэг. Жишээ нь:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Лити, магнийн нитратууд, түүнчлэн магнийн баруун талд зэс хүртэлх стандарт электродын потенциалын цувралд байрлах металл нитратуудын задралын явцад азотын (IV) исэл ба хүчилтөрөгчийн холимог ялгардаг. Жишээ нь:

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

Үйл ажиллагааны цувралын төгсгөлд байрлах металлын нитратууд нь чөлөөт металл болж задардаг.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Натри, кали, аммонийн нитратыг дарь, тэсрэх бодис үйлдвэрлэх, мөн азотын бордоо (saltpeter) болгон өргөн ашигладаг. Аммонийн сульфат, аммиакийн ус, карбамид (мочевин) - бүрэн нүүрстөрөгчийн хүчлийн амидыг бордоо болгон ашигладаг.

Устөрөгчийн азид(динитридонитрат) - HN 3 (HNN 2) – хурц үнэртэй өнгөгүй дэгдэмхий шингэн (хайлах цэг –80 °C, буцлах температур 37 °C). Төв азотын атом нь sp-эрлийзжсэн, исэлдэлтийн төлөв нь +5, түүнтэй зэргэлдээх атомууд нь исэлдэлтийн төлөвтэй -3 байна. Молекулын бүтэц:

HN 3 - гидронитрат хүчлийн усан уусмал нь цууны хүчилтэй ойролцоо хүч чадалтай, K a = 2.6 × 10 -5. Шингэрүүлсэн уусмалд тогтвортой. Гидразин ба азотын хүчлийг урвалд оруулснаар олж авна.

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

HN 3 (HN +5 N 2) исэлдэлтийн шинж чанар нь азотын хүчилтэй төстэй. Тиймээс, азотын хүчилтэй металлын харилцан үйлчлэл нь азотын исэл (II) ба ус үүсгэдэг бол азотын хүчилтэй азот, аммиак үүсдэг. Жишээлбэл,

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

HN 3 ба HCl-ийн холимог нь aqua regia шиг ажилладаг. Гидронитрат хүчлийн давс - азидууд. Зөвхөн шүлтлэг металлын азидууд нь 300 ° C-аас дээш температурт харьцангуй тогтвортой байдаг; тэд тэсрэлтгүйгээр устгадаг. Үлдсэн хэсэг нь цохиулах эсвэл халах үед тэсрэх шинжтэй задардаг. Хар тугалга азидыг тэслэгч үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

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

Азид бэлтгэх эхлэлийн бүтээгдэхүүн нь натрийн амид ба азотын исэл (I) -ийн урвалын үр дүнд үүссэн NaN 3 юм.

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

4.2.Фосфор

Фосфорыг байгальд нэг изотопоор төлөөлдөг - 31 P, фосфорын кларк нь 0.05 моль.% байна. Энэ нь фосфатын эрдэс хэлбэрээр олддог: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатитууд. Энэ нь амьтан, хүний ​​яс, шүдний нэг хэсэг бөгөөд нуклейн хүчлүүд (ДНХ ба РНХ), аденозин фосфорын хүчлүүд (ATP, ADP, AMP) -ийн найрлагад ордог.

Фосфорыг цахиурын давхар ислийн дэргэд коксоор ангижруулснаар фосфор гаргаж авдаг.

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

Энгийн бодис - фосфор нь хэд хэдэн аллотроп өөрчлөлтийг үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн гол нь цагаан, улаан, хар фосфор юм. Цагаан фосфор нь фосфорын уурын конденсацаар үүсдэг ба цагаан лавлаг бодис (mp 44 ° C), усанд уусдаггүй, зарим органик уусгагчид уусдаг. Цагаан фосфор нь молекулын бүтэцтэй бөгөөд тетраэдр Р4 молекулуудаас бүрддэг.

Бондын хурцадмал байдал (P-P-P холбоосын өнцөг нь ердөө 60 °) нь цагаан фосфорын өндөр урвал, хоруу чанарыг үүсгэдэг (үхлийн тун нь ойролцоогоор 0.1 г). Цагаан фосфор нь өөхөнд маш сайн уусдаг тул сүүг хордлогын эсрэг эм болгон ашиглаж болохгүй. Агаарт цагаан фосфор нь аяндаа гал авалцдаг тул усны давхарга дор битүүмжилсэн химийн саванд хадгалагддаг.

Улаан фосфор нь полимер бүтэцтэй. Энэ нь цагаан фосфорыг халаах эсвэл гэрлээр цацруулах замаар олж авдаг. Цагаан фосфороос ялгаатай нь урвал багатай, хоргүй байдаг. Гэсэн хэдий ч цагаан фосфорын үлдэгдэл нь улаан фосфорыг хортой болгодог!

120 мянган атм даралтаар цагаан фосфорыг халааж хар фосфор гаргаж авдаг. Энэ нь полимер бүтэцтэй, хагас дамжуулагч шинж чанартай, химийн хувьд тогтвортой, хоргүй байдаг.

Химийн шинж чанар. Цагаан фосфор нь өрөөний температурт агаар мандлын хүчилтөрөгчөөр аяндаа исэлддэг (халах үед улаан, хар фосфорын исэлдэлт үүсдэг). Урвал нь хоёр үе шаттайгаар явагддаг бөгөөд гэрэлтэх (химилюминесценц) дагалддаг.

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

Фосфор нь хүхэр, галогентэй үе шаттайгаар харилцан үйлчилдэг.

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

Идэвхтэй металлуудтай харилцан үйлчлэхэд фосфор нь исэлдүүлэгч бодис болж, -3 исэлдэлтийн төлөвт фосфид - фосфорын нэгдлүүдийг үүсгэдэг.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Исэлдүүлэгч хүчлүүд (азотын ба төвлөрсөн хүхрийн хүчил) нь фосфорыг фосфорын хүчилд исэлдүүлдэг.

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

Шүлтлэг уусмалаар буцалгах үед цагаан фосфор нь харьцаагүй болно.

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

фосфины калийн гипофосфит

Сонголт 1.

B. Азот.

3. Азотыг дараах томьёотой хослуулбал исэлдэлтийн төлөв +5 байна.
G. HN03.

4. Нэгдлийн (доор жагсаасан) азотын исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв:
A. N2.

B. Фосфор.

6. Атомын хамгийн бага радиус:
Г.Ф.

B. Ca3P2.

8. Азотын хүчил нь дараах томьёотой исэлд тохирно.
B. N203.

10. Урвал дахь исэлдүүлэгчийн өмнөх коэффициент, түүний схем
Ag + HN03(KOHC) -> AgN03 + N02 + H20:
B. 4.

12. “Аллотропи бол...” гэсэн өгүүлбэрийг гүйцээнэ үү.
бүтэц, шинж чанараараа ялгаатай ижил химийн элементийн хоёр ба түүнээс дээш энгийн бодисууд байх.

13. Томъёо нь KOH, CO2, Zn, CuO, HC1, CaCO3 гэсэн бодисуудын аль нь шингэрүүлсэн азотын хүчилтэй урвалд орох вэ? Боломжит урвалын тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр бич.
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
3CuO + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O
10HNO3 шингэлнэ + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

14. Зэс (II) нитратын дулааны задралын схемийг гүйцээнэ үү.
Cu(N03)2 --> CuO + X + 02.

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Нийлбэрийн коэффициент = 9

15. 37 г кальцийн гидроксид аммонийн сульфаттай урвалд ороход 15 г аммиак гарав. Онолын хувьд боломжтой нэгээс аммиакийн гарцын массын хувийг тооцоол.
Ca(OH) 2 +(NH4)2 SO4 =CaSO4+2NH3*H2O
M Ca(OH)2=40+32+2=74г/моль.
n Ca(OH)2 =37: 74=0.5 моль
1 моль Ca(OH)2: 2 моль NH3
0.5:1 моль
M NH3 = 17 г \ моль
жин 17*1=17 гр.
гарц (NH3)=15: 17=0.88=88%

Сонголт 2.

А ХЭСЭГ. Олон сонголттой тестүүд

B. Фосфор.

3. Азотыг дараах томьёотой хослуулбал исэлдэлтийн төлөв +4 байна.
B. N02.

4. Фосфорын исэлдэлтийн хамгийн бага төлөвийг томъёогоор хослуулан:
B. PH3.

5. Бүртгэгдсэн химийн элементүүдээс нэгдлүүдийн хамгийн их цахилгаан сөрөг чанар нь:
V. Сера

6. Тэмдэглэгээ нь: атомын хамгийн жижиг радиус.
G. C1.

7. Зөвхөн бууруулагч бодис нь дараах томъёотой бодис байж болно.
B. NH3.

8. Фосфорын хүчил H3P03 нь дараах томьёотой исэлд тохирно.
B. P2O3

Cu + HN03(KOHC) -> CU(N03)2 + N02 + H20:
B. 4.

Б ХЭСЭГ. Чөлөөт хариулттай асуултууд

12. Дараах өгүүлбэрийг гүйцээж бичээрэй: “Салтпетер бол...”
Тэсрэх бодисын технологи, бордооны агрономид ашигладаг кали, натри, аммонийн нитратын давс.

13. Mg, Ag, AgN03, BaO, C02, KN03, NaOH томьёотой бодисуудын аль нь ортофосфорын хүчилтэй харилцан үйлчлэх вэ? Боломжит урвалын тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр бич.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4 +3BaO = Ba3(PO4)2 + 3H2O
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

14. Натрийн нитратын дулааны задралын схемийг гүйцээнэ үү
NaN03 → NaN02 + X.
Тэгшитгэл дэх коэффициентүүдийн нийлбэрийг ол.
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Магадлалын нийлбэр - 5

15. Аммиакийн гарц нь онолын хувьд боломжийн 10% байвал 15 м3 азотыг илүүдэл устөрөгчтэй урвалд оруулснаар аммиак (н.а.) ямар эзлэхүүнтэй болох вэ?
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 15,000 /22.4 = 669 (моль)
n(NH3) = 2*669 = 1339.28 (моль)
Vtheor.(NH3) = 1339.28*22.4= 29999 (дм3)
Vпрактик. (NH3) = 29999*0.9 = 26999 (дм3) = 26,999 м3

Сонголт 3.

А ХЭСЭГ. Олон сонголттой тестүүд

2. 2e, 5e элементийн атомын энергийн түвшинд электронуудын тархалт дараах байдалтай тохирч байна.
А.Азот.

3. Азотыг дараах томьёотой хослуулбал исэлдэлтийн төлөв +2 байна.
B. ҮГҮЙ.

4. Азотын исэлдэлтийн дээд зэрэг нь дараах томъёогоор илэрхийлнэ.
G. HN03.

А.Бор.

А.С.

G. N3P04.

8. Азотын хүчил нь дараах томьёотой исэлд тохирно.
G. N205.

10. Хэлхээнд байгаа исэлдүүлэгчийн өмнөх коэффициент
Ag + HN03 (шингэрүүлсэн) -> AgN03 + NO + H20:
B. 4.

Б ХЭСЭГ. Чөлөөт хариулттай асуултууд

12. “Аммонийн катион дахь атомын тоо...” гэсэн өгүүлбэрийг гүйцээнэ үү.
5-тай тэнцүү.

13. S03, KOH, CaO, Mg, N205, Na2C03 томьёотой бодисуудын аль нь шингэрүүлсэн азотын хүчилтэй урвалд орох вэ? Боломжит урвалын тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр бич.
HNO3 (дил.) + KOH = KNO3 + H2O
2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O
10HNO3 шингэлнэ + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2

14. Мөнгөний нитратын дулааны задралын схемийг гүйцээнэ үү
AgNOg → Ag + X + 02.
Тэгшитгэл дэх коэффициентүүдийн нийлбэрийг бич.
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
7

15. 56 литр эзэлхүүнтэй азот (n.o.) илүүдэл устөрөгчтэй урвалд орсон. Аммиакийн гарцын эзлэхүүний хэсэг нь онолын хувьд боломжтой 50% байна. Үйлдвэрлэсэн аммиакийн хэмжээг тооцоол.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 56 /22.4 = 2.5 (моль)
n(теор.)(NH3) = 2*2.5 = 5 (моль)
Vпрактик. (NH3) = 5*22.4*0.5 = 56 л

Сонголт 4.

А ХЭСЭГ. Олон сонголттой тестүүд

2. 2e, 8e, 5e элементийн атомын энергийн түвшинд электронуудын тархалт дараах байдалтай тохирч байна.
B. Фосфор.

3. Азотыг дараах томьёотой хослуулбал исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
A. N2.

4. Фосфорын исэлдэлтийн хамгийн их төлөвийг томъёогоор илэрхийлнэ.
G. N3P04.

5. Жагсаалтад орсон химийн элементүүдээс дараах нэгдлүүдийн электрон сөрөг чанар хамгийн бага байна.
A. Бериллий.

6. Химийн элементийн атомын хамгийн том радиус, тэмдэг нь:
A. Si.

7. Зөвхөн томьёотой бодис исэлдүүлэгч бодис байж болно:
G. HN03.

8. Ортофосфорын хүчил нь дараах томьёотой исэлд тохирно.
G. P2O5.

10. Хэлхээнд байгаа исэлдүүлэгчийн өмнөх коэффициент
Cu + HN03(dil) -> CU(N03)2 + NO + H20:
G. 8.

Б ХЭСЭГ. Чөлөөт хариулттай асуултууд

12. “Фосфорын аллотропик өөрчлөлт нь...” гэсэн өгүүлбэрийг гүйцээнэ үү.
цагаан, улаан, хар фосфор

13. Томъёо нь Zn, CuO, Cu, NaOH, S02, NaN03, K2C03 гэсэн бодисуудын аль нь ортофосфорын хүчилтэй харилцан үйлчлэх вэ? Боломжит урвалын тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр бич.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Zn + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2↓ + 3H2
3CuO + 2H3PO4 = Cu3(PO4)2 + 3H2O
3K2CO3 + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2

14. Төмрийн (II) нитратын дулааны задралын схемийг гүйцээнэ үү.
Fe(N03)2 → FeO + N02 + X.
Тэгшитгэл дэх коэффициентүүдийн нийлбэрийг ол.
2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2

15. Хүчилтөрөгчид 62 г фосфорыг шатаахад онолын хувьд боломжтой хэмжээнээс 130 г фосфорын исэл (V) гаргаж авсан. Фосфор (V) оксидын гарцын массын хувийг тооцоол.
4P + 5O2 = 2P2O5
n(P) = 62/31 = 2 моль
nтеор.(P2O5) = 0.5*2 = 1 моль
мтеор.(P2O5) = 1*142 = 142 гр
гаралт = mpract./mtheor. = 130/142=0.92 = 92%

I) - (V) хүртэл, тэдгээр нь мэдэгдэж байна. Мөн үзнэ үүАТОМЫН БҮТЭЦ.Молекул азот. Хийн нягтын тодорхойлолтоос харахад азотын молекул нь хоёр атомт, өөрөөр хэлбэл. азотын молекулын томъёо нь N юмє N (эсвэл N 2 ). Хоёр азотын атом нь гаднах гурван атомтай 2х- атом тус бүрийн электронууд гурвалсан холбоо:N:::N: үүсгэж, электрон хос үүсгэдэг. Хэмжсэн атом хоорондын зай N N нь 1.095 Å-тэй тэнцүү . Устөрөгчтэй адил (см. устөрөгч), янз бүрийн цөмийн спинтэй азотын молекулууд байдаг - тэгш хэмтэй ба тэгш бус. Энгийн температурт тэгш хэмтэй ба тэгш бус хэлбэрийн харьцаа 2: 1 байна. Хатуу төлөвт азотын хоёр өөрчлөлтийг мэддэг. а куб ба б шилжилтийн температуртай зургаан өнцөгт a® b 237.39° C. Өөрчлөлт б 209.96 хэмд хайлж байна° C ба 195.78-д буцалгана° C 1 atm ( см. ширээ 1). Молийн диссоциацийн энерги (28.016 г буюу 6.023Бүлэг 10 23 молекулууд) молекулын азотыг атом болгон хувиргах ( N 2 2N) ойролцоогоор 225 ккал байна. Иймээс атомын азот нь чимээгүй цахилгаан цэнэгийн үед үүсч болох ба химийн хувьд молекул азотоос илүү идэвхтэй байдаг.Баримт бичиг, өргөдөл. Элементийн азотыг олж авах арга нь шаардлагатай цэвэршилтээс хамаарна. Аммиакийн нийлэгжилтэнд зориулж азотыг асар их хэмжээгээр авдаг бол үнэт хийн бага хэмжээний хольцыг хүлээн зөвшөөрдөг.Агаар мандлаас үүссэн азот. Эдийн засгийн хувьд агаар мандлаас азот ялгарах нь цэвэршүүлсэн агаар (усны уур, СО) бага өртөгтэй шингэрүүлэх аргатай холбоотой юм. 2 , тоос шороо болон бусад хольцыг арилгана). Ийм агаарыг шахах, хөргөх, тэлэх дараалсан мөчлөг нь түүнийг шингэрүүлэхэд хүргэдэг. Шингэн агаар нь температурын удаан өсөлттэй фракцийн нэрэлтэд өртдөг. Эхлээд сайн хий ялгарч, дараа нь азот, шингэн хүчилтөрөгч үлддэг. Цэвэршүүлэх үйл явц нь дахин дахин хуваагдах замаар хийгддэг. Энэ аргаар жил бүр олон сая тонн азотыг үйлдвэрлэдэг бөгөөд голчлон үйлдвэр, хөдөө аж ахуйн төрөл бүрийн азот агуулсан нэгдлүүдийг үйлдвэрлэх технологийн түүхий эд болох аммиакийн нийлэгжилтэнд ашигладаг. Үүнээс гадна хүчилтөрөгчийн агууламжийг хүлээн зөвшөөрөх боломжгүй тохиолдолд цэвэршүүлсэн азотын уур амьсгалыг ихэвчлэн ашигладаг.Лабораторийн аргууд. Азотыг лабораторид аммиак эсвэл аммонийн ионыг исэлдүүлэх замаар янз бүрийн аргаар бага хэмжээгээр авч болно, жишээлбэл:Аммонийн ионыг нитрит ионоор исэлдүүлэх үйл явц нь маш тохиромжтой.Бусад аргуудыг бас мэддэг: халах үед азидын задрал, аммиакийг зэс (II) исэлтэй задлах, нитритүүдийг сульфамин хүчил эсвэл мочевинтай харилцан үйлчлэлцэх:Өндөр температурт аммиакийн катализаторын задрал нь мөн азотыг үүсгэдэг. Физик шинж чанар. Азотын зарим физик шинж чанарыг хүснэгтэд үзүүлэв. 1.

Хүснэгт 1. АЗОТЫН ЗАРИМ ФИЗИК ШИНЖ
Нягт, г/см 3	0.808 (шингэн)
Хайлах цэг, ° C	–209,96
Буцлах цэг, ° C	–195,8
Чухал температур, ° C	–147,1
Чухал даралт, atm a	33,5
Чухал нягт, г/см 3 a	0,311
Тусгай дулаан багтаамж, Ж/(моль К)	14.56 (15° С)
Полингийн дагуу электрон сөрөг чанар	3
Ковалентын радиус,	0,74
Кристал радиус,	1.4 (М 3–)
Иончлолын боломж, V b
эхлээд	14,54
хоёрдугаарт	29,60
А Температур ба даралт ямар нягтралтай байнаАзотын шингэн ба хийн төлөв байдал ижил байна. б 1 моль атомын азот тутамд эхний гадаад электрон болон дараагийн электроныг зайлуулахад шаардагдах энергийн хэмжээ.

Химийн шинж чанар. Өмнө дурьдсанчлан, температур, даралтын хэвийн нөхцөлд азотын зонхилох шинж чанар нь түүний идэвхгүй байдал эсвэл бага химийн идэвхжил юм. Азотын электрон бүтэц нь 2 электрон хосыг агуулдаг с-түвшин, гурван хагас дүүргэсэн 2 r-орбиталууд, тиймээс нэг азотын атом нь 4-өөс илүүгүй атомыг холбож чаддаг, өөрөөр хэлбэл. түүний зохицуулалтын тоо дөрөв байна. Атомын жижиг хэмжээ нь түүнтэй холбогдох атомууд эсвэл атомын бүлгүүдийн тоог хязгаарладаг. Тиймээс VA дэд бүлгийн бусад гишүүдийн олон нэгдлүүд нь азотын нэгдлүүдийн дунд аналоггүй, эсвэл ижил төстэй азотын нэгдлүүд тогтворгүй болдог. Тэгэхээр, PCl 5 тогтвортой нэгдэл ба NCl 5 байхгүй. Азотын атом нь өөр нэг азотын атомтай холбогдож, гидразин N гэх мэт нэлээд тогтвортой нэгдлүүдийг үүсгэдэг. 2 H 4 ба металл азидууд MN 3 . Энэ төрлийн холбоо нь химийн элементүүдэд (нүүрстөрөгч, цахиураас бусад) ер бусын байдаг. Өндөр температурт азот нь олон металлтай урвалд орж, хэсэгчилсэн ионик нитрид М-ийг үүсгэдэг. х Н y . Эдгээр нэгдлүүдэд азот нь сөрөг цэнэгтэй байдаг. Хүснэгтэнд Хүснэгт 2-т исэлдэлтийн төлөв ба харгалзах нэгдлүүдийн жишээг харуулав.

Хүснэгт 2. АЗОТ БА ХАРИЛЦАХ нэгдлүүдийн исэлдэлтийн төлөв байдал
Исэлдэлтийн төлөв	Холболтын жишээ
	Аммиак NH 3, аммонийн ион NH 4 +, нитрид M 3 N 2
	Гидразин N2H4
	Гидроксиламин NH 2 OH
	Натрийн гипонитрит Na 2 N 2 O 2, азотын исэл (I) N 2 O
	Азотын (II) исэл NO
	Азотын (III) исэл N 2 O 3, натрийн нитрит NaNO 2
	Азотын исэл (IV) NO 2, димер N 2 O 4
	Азотын исэл(V) N 2 O 5 , азотын хүчил HNO3 ба түүний давс (нитрат)

Нитридүүд. Илүү цахилгаан эерэг элементүүд, металл ба металл бус нитрид бүхий азотын нэгдлүүд нь карбид ба гидридтэй төстэй байдаг. MN бондын шинж чанараас хамааран тэдгээрийг ион, ковалент, завсрын төрлийн холбоо гэж хувааж болно. Дүрмээр бол эдгээр нь талст бодис юм.Ионы нитридүүд. Эдгээр нэгдлүүдийн холбоо нь N ионыг үүсгэхийн тулд металлаас азот руу электронуудыг шилжүүлэх явдал юм. 3 . Ийм нитридүүд нь Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 ба Cu 3 N 2 . Литигээс гадна бусад шүлтлэг металлууд нь нитридын IA дэд бүлгүүдийг үүсгэдэггүй. Ионы нитрид нь өндөр хайлах цэгтэй бөгөөд устай урвалд орж NH үүсгэдэг 3 ба металлын гидроксид.Ковалент нитридүүд. Азотын электронууд нь азотоос өөр атом руу шилжихгүйгээр өөр элементийн электронуудтай холбоо үүсгэхэд оролцох үед ковалент холбоо бүхий нитридүүд үүсдэг. Устөрөгчийн нитридүүд (аммиак ба гидразин гэх мэт) нь азотын галогенид (NF) бүрэн ковалент шинж чанартай байдаг. 3 ба NCl 3 ). Ковалентын нитридүүдэд жишээлбэл, Si орно 3 N 4, P 3 N 5 болон BN нь маш тогтвортой цагаан бодис бөгөөд BN нь зургаан өнцөгт ба алмаз шиг хоёр аллотроп өөрчлөлттэй. Сүүлийнх нь өндөр даралт, температурт үүсдэг бөгөөд алмаазтай ойролцоо хатуулагтай байдаг.Завсрын төрлийн холбоо бүхий нитридүүд. NH-тэй урвалд орох шилжилтийн элементүүд 3 өндөр температурт азотын атомууд тогтмол зайтай металл атомуудын хооронд тархсан нэгдлүүдийн ер бусын ангиллыг бүрдүүлдэг. Эдгээр нэгдлүүдэд электроны тодорхой шилжилт байхгүй байна. Ийм нитридын жишээ Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Эдгээр нэгдлүүд нь ихэвчлэн бүрэн идэвхгүй, сайн цахилгаан дамжуулах чадвартай байдаг.Азотын устөрөгчийн нэгдлүүд. Азот ба устөрөгч харилцан үйлчилж, нүүрсустөрөгчийг тодорхойгүй санагдуулдаг нэгдлүүдийг үүсгэдэг (бас үзнэ үүОРГАНИК ХИМИ). Устөрөгчийн нитратын тогтвортой байдал нь урт гинжин хэлхээнд тогтвортой байдаг нүүрсустөрөгчөөс ялгаатай нь гинжин дэх азотын атомын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг. Хамгийн чухал устөрөгчийн нитрид бол аммиак NH юм 3 ба гидразин N 2 H 4 . Эдгээрт мөн гидронитрат хүчил HNNN (HN 3). Аммиак NH3. Аммиак бол орчин үеийн эдийн засгийн үйлдвэрлэлийн хамгийн чухал бүтээгдэхүүний нэг юм. 20-р зууны төгсгөлд. АНУ ойролцоогоор үйлдвэрлэсэн. Жилд 13 сая тонн аммиак (усгүй аммиакийн хувьд).Молекулын бүтэц. NH 3 молекул бараг пирамид бүтэцтэй. Бондын өнцөг HNH нь 107 байна° , энэ нь тетраэдр өнцөгт ойрхон 109° . Ганц электрон хос нь хавсаргасан бүлэгтэй тэнцэх тул азотын зохицуулалтын тоо 4, азот нь тетраэдрийн төвд байрладаг.Аммиакийн шинж чанар. Устай харьцуулахад аммиакийн зарим физик шинж чанарыг хүснэгтэд үзүүлэв. 3.

Хүснэгт 3. АММИАК, УСНЫ ЗАРИМ ФИЗИК ШИНЖ
Өмч
Нягт, г/см 3	0.65 (–10° C)	1.00 (4.0° C)
Хайлах цэг, ° C	–77,7	0
Буцлах цэг, ° C	–33,35	100
Чухал температур, ° C	132	374
Чухал даралт, atm	112	218
Ууршилтын энтальпи, Ж/г	1368 (–33 хэм)	2264 (100 ° C)
Хайлах энтальпи, Ж/г	351 (–77 ° C)	334 (0° С)
Цахилгаан дамжуулах чанар	5Ц 10 –11 (–33°С)	4Ц 10 –8 (18°С)

Аммиакийн буцлах, хайлах цэгүүд нь молекулын жин, молекулын бүтцийн ижил төстэй байдлаас үл хамааран усныхаас хамаагүй бага байдаг. Үүнийг аммиактай харьцуулахад усан дахь молекул хоорондын холбоо харьцангуй их байдаг (ийм молекул хоорондын холбоог устөрөгчийн холбоо гэж нэрлэдэг) гэж тайлбарладаг.Аммиакийг уусгагч болгон. Шингэн аммиакийн өндөр диэлектрик тогтмол ба диполь момент нь түүнийг туйлт эсвэл ионы органик бус бодисын уусгагч болгон ашиглах боломжийг олгодог. Аммиакийн уусгагч нь ус ба этилийн спирт зэрэг органик уусгагчдын хооронд завсрын байрлалыг эзэлдэг. Шүлт ба шүлтлэг шороон металууд аммиакт уусч, хар хөх өнгийн уусмал үүсгэдэг. Схемийн дагуу уусмалд валентийн электронуудын сольваци ба ионжилт явагддаг гэж үзэж болно.Цэнхэр өнгө нь электронуудын шилжилт, хөдөлгөөн эсвэл шингэн дэх "нүх" хөдөлгөөнтэй холбоотой байдаг. Шингэн аммиак дахь натрийн өндөр концентрацитай уусмал нь хүрэл өнгөтэй болж, цахилгаан дамжуулах чадвар өндөртэй байдаг. Аммиакийг ууршуулах эсвэл натрийн хлорид нэмэх замаар ийм уусмалаас холбоогүй шүлтлэг металлыг салгаж болно. Аммиак дахь металлын уусмал нь сайн бууруулагч бодис юм. Шингэн аммиакид аутоионизаци үүсдэгусанд тохиолддог үйл явцтай төстэй:Хоёр системийн зарим химийн шинж чанарыг Хүснэгтэнд харьцуулсан болно. 4.

Уусгагч болох шингэн аммиак нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн устай хурдан харилцан үйлчлэлцдэг (жишээлбэл, исэлдэлт, бууралт) улмаас усанд урвал явуулах боломжгүй зарим тохиолдолд давуу талтай байдаг. Жишээлбэл, шингэн аммиакийн найрлагад кальци нь KCl-тэй урвалд орж CaCl 2 ба K үүсгэдэг, учир нь CaCl 2 нь шингэн аммиакид уусдаггүй, K нь уусдаг тул урвал бүрэн явагддаг. Усанд Ca нь устай хурдан харилцан үйлчилдэг тул ийм хариу үйлдэл хийх боломжгүй юм.

Аммиакийн үйлдвэрлэл. Хийн NH 3 хүчтэй суурийн нөлөөн дор аммонийн давснаас ялгардаг, жишээлбэл, NaOH:Энэ аргыг лабораторийн нөхцөлд ашиглах боломжтой. Жижиг аммиакийн үйлдвэрлэл нь мөн Mg зэрэг нитридын гидролиз дээр суурилдаг 3 N 2 , ус. Кальцийн цианамид CaCN 2 Устай харьцахдаа аммиак үүсгэдэг. Аммиак үйлдвэрлэх үйлдвэрлэлийн гол арга бол өндөр температур, даралттай агаар мандлын азот, устөрөгчөөс катализаторын синтез юм.Энэхүү нийлэгжилтэнд зориулсан устөрөгчийг нүүрсустөрөгчийн дулааны хагарал, усны уурын нүүрс, төмрийн нөлөө, спиртийг усны уураар задлах, эсвэл усны электролиз хийх замаар олж авдаг. Аммиакийн нийлэгжилтийн үйл явцын нөхцөлд (температур, даралт, катализатор) ялгаатай олон патентыг авсан. Нүүрсийг дулаанаар нэрэх замаар үйлдвэрийн аргаар үйлдвэрлэх арга бий. Ф.Хабер, К.Бош нарын нэрс аммиакийн синтезийн технологийн хөгжилтэй холбоотой.

Хүснэгт 4. УС БА АММИАКИЙН ОРЧИН ДАХЬ УРАЛЦУУЛАЛТЫН ХАРИЛЦУУЛАЛТ
Усан орчин	Аммиакийн орчин
Саармагжуулах
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Гидролиз (протолиз)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Орлуулах
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Шийдэл (цогцолбор )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Амфотеризм
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Аммиакийн химийн шинж чанар. Хүснэгтэнд дурдсан урвалуудаас гадна. 4, Аммиак устай урвалд орж NH нэгдэл үүсгэдэг 3 H H 2 O, ихэвчлэн андуурч аммонийн гидроксид NH гэж үздэг 4 Өө; бодит байдал дээр NH4OH уусмалаар нотлогдоогүй. Аммиакийн усан уусмал ("аммиак") нь ихэвчлэн NH 3, H 2 O, бага концентрацитай NH ионуудаас бүрддэг. 4 + ба OH , диссоциацийн үед үүссэнАммиакийн үндсэн шинж чанарыг азот: NH дан электрон хосоор тайлбарладаг. 3. Тиймээс NH 3 Энэ нь протон буюу устөрөгчийн атомын цөмтэй нэгдэх хэлбэрээр илэрдэг хамгийн өндөр нуклеофилийн идэвхжилтэй Льюисийн суурь юм.Электрон хосыг (электрофилийн нэгдэл) хүлээн авах чадвартай аливаа ион эсвэл молекул нь NH-тэй харилцан үйлчилнэ. 3 зохицуулалтын нэгдэл үүсэх замаар. Жишээ нь:Билэг тэмдэг М n+ шилжилтийн металлын ионыг төлөөлдөг (Үелэх системийн B дэд бүлгүүд, жишээлбэл, Cu 2+, Mn 2+ багэх мэт). Аливаа протик (өөрөөр хэлбэл H агуулсан) хүчил нь усан уусмал дахь аммиактай урвалд орж аммонийн давс үүсгэдэг, тухайлбал аммонийн нитрат NH 4 ҮГҮЙ 3 , аммонийн хлорид NH 4 Cl, аммонийн сульфат (NH 4) 2 SO 4 аммонийн фосфат (NH 4) 3PO 4 . Эдгээр давсыг хөрсөнд азот нэвтрүүлэх бордоо болгон хөдөө аж ахуйд өргөн ашигладаг. Аммонийн нитратыг хямд тэсрэх бодис болгон ашигладаг; Энэ нь анх нефтийн түлш (дизель тос) -д ашиглагдаж байсан. Аммиакийн усан уусмалыг хөрсөнд эсвэл усалгааны усаар шууд нэвтрүүлэхэд ашигладаг. мочевин NH 2 CONH 2 , аммиак ба нүүрстөрөгчийн давхар исэлээс нийлэгжүүлэн гаргаж авсан нь мөн бордоо юм. Аммиакийн хий нь Na, K зэрэг металлуудтай урвалд орж амид үүсгэдэг.Аммиак нь гидрид, нитридтэй урвалд орж амид үүсгэдэг.Шүлтлэг металлын амидууд (жишээ нь NaNH 2) N 2-тай урвалд орно O халах үед азид үүсгэдэг:Хийн NH 3 аммиакийн задралаас үүссэн устөрөгчөөс болж өндөр температурт хүнд металлын ислийг металл болгон бууруулдаг. 2 ба H 2: NH молекул дахь устөрөгчийн атомууд 3 галогенээр сольж болно. Иод нь төвлөрсөн NH уусмалтай урвалд ордог 3 , N агуулсан бодисын холимог үүсгэхби 3 . Энэ бодис нь маш тогтворгүй бөгөөд бага зэрэг механик нөлөөлөлд тэсэрч дэлбэдэг. NH урвалд орох үед 3 c Cl 2 хлораминууд NCl 3, NHCl 2, NH 2 Cl үүсдэг. Аммиак натрийн гипохлорит NaOCl-д өртөх үед (NaOH ба Cl2 ) эцсийн бүтээгдэхүүн нь гидразин:Гидразин. Дээрх урвалууд нь N найрлагатай гидразин моногидратыг бэлтгэх арга юм 2 H 4 H H 2 O. Усгүй гидразин нь моногидратыг BaO эсвэл бусад ус зайлуулах бодисоор тусгайлан нэрэх замаар үүсдэг. Гидразины шинж чанар нь устөрөгчийн хэт исэл Н-тэй бага зэрэг төстэй байдаг 2 O 2 . Цэвэр усгүй гидразин– өнгөгүй гигроскоп шингэн, 113.5 температурт буцалгана°C ; усанд сайн уусч, сул суурь үүсгэдэгХүчиллэг орчинд (H+ ) гидразин нь + X төрлийн уусдаг гидразонийн давс үүсгэдэг . Гидразин ба түүний зарим деривативууд (жишээлбэл, метилгидразин) хүчилтөрөгчтэй урвалд ороход хялбар байдаг нь түүнийг пуужингийн шингэн түлшний бүрэлдэхүүн хэсэг болгон ашиглах боломжийг олгодог. Гидразин болон түүний бүх деривативууд нь маш хортой байдаг.Азотын исэл. Хүчилтөрөгчтэй нэгдлүүдийн хувьд азот нь исэлдэлтийн бүх төлөвийг харуулж, исэл үүсгэдэг: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Азотын хэт исэл (NO 3, NO 4). Азотын исэл (I) N 2 Аммонийн нитратын дулааны диссоциацаас O (дианитрогений дутуу исэл) гаргаж авдаг.Молекул нь шугаман бүтэцтэйO нь өрөөний температурт нэлээд идэвхгүй боловч өндөр температурт амархан исэлддэг материалын шаталтыг дэмждэг. Н 2 Инээх хий гэгддэг О-г анагаах ухаанд бага зэргийн мэдээ алдуулалтанд хэрэглэдэг.Азотын исэл (II) Өнгөгүй хий нь хүчилтөрөгчийн оролцоотойгоор аммиакийн катализаторын дулааны диссоциацийн бүтээгдэхүүний нэг юм.NO нь азотын хүчлийн дулааны задрал эсвэл зэсийг шингэрүүлсэн азотын хүчилтэй урвалд оруулах явцад үүсдэг.NO-ийг энгийн бодисоос нийлэгжүүлэн гаргаж авч болно (N 2 ба O 2 ) маш өндөр температурт, жишээлбэл, цахилгаан цэнэгийн үед. NO молекулын бүтэц нь нэг хосгүй электронтой. Ийм бүтэцтэй нэгдлүүд нь цахилгаан ба соронзон оронтой харилцан үйлчилдэг. Шингэн эсвэл хатуу төлөвт исэл нь цэнхэр өнгөтэй байдаг, учир нь хосгүй электрон нь шингэн төлөвт хэсэгчилсэн холбоо, хатуу төлөвт сул димеризаци үүсгэдэг: 2NO N2O2. Азотын исэл (III) N2O3 (азотын гурвалсан исэл) азотын ангидрид: N2O3 + H2O2HNO2. Цэвэр N2O3° бага температурт цэнхэр шингэн хэлбэрээр авч болно (20 C) NO ба NO-ийн эквимолекул хольцоос 2. N2O3° бага температурт зөвхөн хатуу төлөвт тогтвортой байна (mp 102.3 2 . C) шингэн ба хийн төлөвт дахин NO ба NO болж задардагАзотын исэл (IV) ҮГҮЙ 2 (азотын давхар исэл) мөн молекулд хосгүй электронтой (дээрээс үзнэ үүазотын исэл (II)). Молекулын бүтэц нь гурван электрон холбоо гэж үздэг бөгөөд молекул нь чөлөөт радикал шинж чанарыг харуулдаг (нэг шугам нь хоёр хос электронтой тохирч байна):Илүүдэл хүчилтөрөгч дэх аммиакийн каталитик исэлдэлт эсвэл агаар дахь NO-ийн исэлдэлтээр олж авсан:мөн түүнчлэн урвалаар: 2 Өрөөний температурт NOХий нь хар хүрэн өнгөтэй бөгөөд хосгүй электрон байдаг тул соронзон шинж чанартай байдаг. 0-ээс доош температурт °C NO 2 молекул° димержих нь динитроген тетроксид болон 9.3-д C димеризаци бүрэн явагдана: 2NO2N2O4. Шингэн төлөвт зөвхөн 1% NO димергүй байна 2 ба 100 ° C нь 10% N-ийн димер хэвээр байна 2 O 4.(эсвэл N2O4 ) бүлээн усанд урвалд орж азотын хүчил үүсгэдэг:– 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 технологитиймээс аж үйлдвэрийн чухал бүтээгдэхүүнийг олж авахад завсрын үе шат болох нь маш чухал юмазотын хүчил. (Азотын исэл (V) N2O5хуучирсан . азотын ангидрид) фосфорын исэл Р байгаа нөхцөлд азотын хүчлийг усгүйжүүлэн гаргаж авсан цагаан талст бодис агаарын чийгэнд амархан уусч дахин үүснэ HNO3. N2O5-ийн шинж чанарууд тэнцвэрээр тодорхойлогддогN 2 O 5 нь сайн исэлдүүлэгч бодис бөгөөд метал ба органик нэгдлүүдтэй амархан, заримдаа хүчтэй урвалд ордог бөгөөд цэвэр төлөвт халах үед дэлбэрдэг. Боломжит бүтэц. Уусмалыг ууршуулах үед HON=NOH хүлээгдэж буй бүтэцтэй цагаан тэсрэх бодис үүснэ. Азотын хүчил HNO2 биш Энэ нь цэвэр хэлбэрээр байдаг боловч барийн нитритэд хүхрийн хүчил нэмснээр бага концентрацитай усан уусмал үүсдэг.Мөн NO ба NO-ийн эквимоляр хольцыг уусгахад азотын хүчил үүсдэг 2 (эсвэл N 2 O 3 ) усанд. Азотын хүчил нь цууны хүчлээс арай хүчтэй байдаг. Түүний доторх азотын исэлдэлтийн төлөв нь +3 (түүний бүтэц HON=O), тэдгээр. Энэ нь исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагч бодис байж болно. Бууруулах бодисын нөлөөн дор энэ нь ихэвчлэн сэргээгддэгҮГҮЙ , мөн исэлдүүлэгч бодисуудтай харилцан үйлчлэх үед энэ нь азотын хүчил болж исэлддэг.

Азотын хүчилд метал эсвэл иодидын ион зэрэг зарим бодисыг уусгах хурд нь хольц хэлбэрээр агуулагдах азотын хүчлийн агууламжаас хамаарна. Азотын хүчлийн нитритүүдийн давс нь мөнгөний нитритээс бусад нь усанд сайн уусдаг.

NaNO2 будагч бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг.Азотын хүчил HNO3 химийн үндсэн үйлдвэрлэлийн хамгийн чухал органик бус бүтээгдэхүүний нэг. Үүнийг тэсрэх бодис, бордоо, полимер ба утас, будагч бодис, эмийн бүтээгдэхүүн гэх мэт бусад олон органик бус болон органик бодисын технологид ашигладаг. Мөн үзнэ үүХИМИЙН ЭЛЕМЕНТҮҮД.Уран зохиол Нитрогенистийн лавлах. М., 1969
Некрасов B.V. Ерөнхий химийн үндэс. М., 1973
Азотын бэхэлгээний асуудал. Органик бус ба физик хими. М., 1982

Азот- үелэх системийн V А бүлгийн 2-р үеийн элемент, серийн дугаар 7. Атомын электрон томъёо [ 2 He]2s 2 2p 3, исэлдэлтийн шинж чанар 0, -3, +3 ба +5, бага ихэвчлэн +2 ба +4 ба бусад N v төлөвийг харьцангуй тогтвортой гэж үздэг.

Азотын исэлдэлтийн төлөвийн хуваарь:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 – N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Азот нь өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй (3.07), F ба O-ийн дараа гуравдугаарт ордог. Энэ нь ердийн металл бус (хүчиллэг) шинж чанартай бөгөөд хүчилтөрөгч агуулсан янз бүрийн хүчил, давс, хоёртын нэгдлүүд, түүнчлэн аммонийн катион NH 4 ба түүний давсыг үүсгэдэг.

Байгальд - арван долоо дахьхимийн элбэг элементээр (металл бус 9-рт). Бүх организмын амин чухал элемент.

Н 2

Энгийн бодис. Энэ нь маш тогтвортой ˚σππ-бонд N≡N бүхий туйлт бус молекулуудаас бүрддэг бөгөөд энэ нь ердийн нөхцөлд элементийн химийн идэвхгүй байдлыг тайлбарладаг.

Өнгөгүй, үнэргүй, өнгөгүй шингэн болж өтгөрдөг хий (O2-ээс ялгаатай).

Агаарын үндсэн бүрэлдэхүүн хэсэг нь эзэлхүүний 78.09%, массын хувьд 75.52 байна. Азот нь хүчилтөрөгчөөс өмнө шингэн агаараас буцалгана. Усанд бага зэрэг уусдаг (20 ˚C-т 15.4 мл/1 л H 2 O), азотын уусах чадвар нь хүчилтөрөгчөөс бага байдаг.

Өрөөний температурт N2 нь фтор, маш бага хэмжээгээр хүчилтөрөгчтэй урвалд ордог.

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Аммиак үүсгэх урвуу урвал нь 200˚C температурт, 350 атм хүртэл даралттай, үргэлж катализатор (Fe, F 2 O 3, FeO, Pt-тай лабораторид) байх үед явагддаг.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кЖ

Ле Шательегийн зарчмын дагуу даралт нэмэгдэж, температур буурах үед аммиакийн гарц нэмэгдэх ёстой. Гэсэн хэдий ч бага температурт урвалын хурд маш бага байдаг тул процессыг 450-500 ˚C температурт явуулж, 15% аммиакийн гарцыг олж авдаг. Урвалд ороогүй N 2 ба H 2 нь реактор руу буцаж ирдэг бөгөөд ингэснээр урвалын зэрэг нэмэгддэг.

Азот нь хүчил ба шүлттэй харьцуулахад химийн идэвхгүй бөгөөд шаталтыг дэмждэггүй.

БаримтВ аж үйлдвэр– шингэн агаарыг хэсэгчлэн нэрэх эсвэл химийн аргаар агаараас хүчилтөрөгчийг зайлуулах, жишээлбэл, халах үед 2С (кокс) + O 2 = 2CO урвалаар. Эдгээр тохиолдолд азотыг олж авдаг бөгөөд энэ нь үнэт хийн хольцыг (ихэвчлэн аргон) агуулдаг.

Лабораторид бага хэмжээний химийн цэвэр азотыг дунд зэргийн халаалттай хувиргах урвалаар олж авч болно.

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

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Аммиакийн нийлэгжилтэнд ашигладаг. Азотын хүчил болон бусад азот агуулсан бүтээгдэхүүнүүд нь химийн болон металлургийн процесс, шатамхай бодисыг хадгалахад идэвхгүй орчин болгон.

Н.Х. 3

Хоёртын нэгдэл, азотын исэлдэлтийн төлөв нь – 3. Хурц үнэртэй өнгөгүй хий. Молекул нь бүрэн бус тетраэдрийн бүтэцтэй [: N(H) 3 ] (sp 3 эрлийз). NH 3 молекул дахь азотын sp 3 эрлийз орбитал дээр донор хос электрон байгаа нь устөрөгчийн катион нэмэх урвалыг тодорхойлдог бөгөөд үүний үр дүнд катион үүсдэг. аммони NH4. Энэ нь өрөөний температурт илүүдэл даралтын дор шингэрдэг. Шингэн төлөвт устөрөгчийн холбоогоор холбогддог. Дулааны хувьд тогтворгүй. Усанд маш сайн уусдаг (20˚С-т 700 л/1 л H 2 O-оос их); ханасан уусмал дахь эзлэх хувь жингийн 34%, эзэлхүүний 99%, рН = 11.8.

Маш идэвхтэй, нэмэлт урвалд өртөмтгий. Хүчилтөрөгчөөр шатаж, хүчилтэй урвалд ордог. Энэ нь багасгах (N -3-ийн улмаас) болон исэлдүүлэх (H +1-ийн улмаас) шинж чанарыг харуулдаг. Зөвхөн кальцийн ислээр хатаана.

Чанарын урвалууд -хийн HCl-тэй харьцах үед цагаан "утаа" үүсэх, Hg 2 (NO3) 2 уусмалаар чийгшүүлсэн цаас харлах.

HNO 3 ба аммонийн давсны нийлэгжилтийн завсрын бүтээгдэхүүн. Сод, азотын бордоо, будагч бодис, тэсрэх бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг; шингэн аммиак нь хөргөлтийн бодис юм. Хортой.
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэлүүд:

2NH 3 (г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (г) + HCl (г) ↔ NH 4 Cl (г) цагаан "утаа"
4NH 3 + 3O 2 (агаар) = 2N 2 + 6 H 2 O (шаталт)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (г) + CO 2 (г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (өрөөний температур, даралт)
Баримт. IN лабораториуд– содын шохойгоор халаахад аммонийн давснаас аммиакийн нүүлгэн шилжүүлэлт: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Эсвэл аммиакийн усан уусмалыг буцалгаж, дараа нь хий хатаах.
Аж үйлдвэртАммиак нь азот, устөрөгчөөс үүсдэг. Техникийн нэрээр шингэрүүлсэн хэлбэрээр эсвэл төвлөрсөн усан уусмал хэлбэрээр үйлдвэрт үйлдвэрлэсэн. аммиакийн ус.

Аммиакийн гидратН.Х. 3 * Х 2 О. Молекул хоорондын холбоо. Цагаан, болор торонд - сул устөрөгчийн холбоогоор холбогдсон NH 3 ба H 2 O молекулууд. Сул суурь болох аммиакийн усан уусмалд (диссоциацийн бүтээгдэхүүн - NH 4 катион ба OH анион) агуулагддаг. Аммонийн катион нь ердийн тетраэдр бүтэцтэй (sp 3 эрлийз). Дулааны хувьд тогтворгүй, уусмалыг буцалгахад бүрэн задардаг. Хүчтэй хүчлээр саармагжуулдаг. Төвлөрсөн уусмал дахь (N-3-ийн улмаас) багасгах шинж чанарыг харуулдаг. Энэ нь ионы солилцоо, цогцолбор үүсэх урвалд ордог.

Чанарын урвал– хийн HCl-тэй харьцахад цагаан “утаа” үүснэ. Энэ нь амфотерийн гидроксидын тунадасжилтын үед уусмал дахь бага зэрэг шүлтлэг орчинг бий болгоход хэрэглэгддэг.
1 М аммиакийн уусмал нь голчлон NH 3 * H 2 O гидрат, зөвхөн 0.4% NH 4 OH ион (гидрат диссоциацийн улмаас) агуулдаг; Тиймээс ионы "аммонийн гидроксид NH 4 OH" нь уусмалд бараг байдаггүй бөгөөд хатуу гидратад ийм нэгдэл байдаггүй.
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэлүүд:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (NaOH-тай буцалгах)
NH 3 H 2 O + HCl (шингэрүүлсэн) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (конк.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конк.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конк.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Аммиакийн шингэрүүлсэн уусмалыг (3-10%) ихэвчлэн нэрлэдэг аммиак(энэ нэрийг алхимичид зохион бүтээсэн), төвлөрсөн уусмал (18.5 - 25%) нь аммиакийн уусмал (үйлдвэрлэлийн үйлдвэрлэсэн) юм.

Азотын исэл

Азотын дутуу исэлҮГҮЙ

Давс үүсгэдэггүй исэл. Өнгөгүй хий. Радикал нь ковалент σπ холбоо (N꞊O), хатуу төлөвт N-N холбоо бүхий N 2 O 2 димер агуулдаг. Дулааны хувьд маш тогтвортой. Агаарын хүчилтөрөгчийн мэдрэмтгий (бор өнгөтэй). Усанд бага зэрэг уусдаг, түүнтэй урвалд ордоггүй. Хүчил ба шүлтлэгт химийн хувьд идэвхгүй. Халах үед энэ нь метал ба металл бус бодисуудтай урвалд ордог. NO ба NO 2 ("азотын хий")-ийн өндөр идэвхтэй холимог. Азотын хүчлийн синтез дэх завсрын бүтээгдэхүүн.
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэлүүд:
2NO + O 2 (г) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (графит) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(улаан) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
NO ба NO 2-ийн холимогт үзүүлэх урвал:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(дил.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
БаримтВ аж үйлдвэр: катализатор дээр аммиакийг хүчилтөрөгчөөр исэлдүүлэх, д лабораториуд- шингэрүүлсэн азотын хүчлийн бууруулагчтай харилцан үйлчлэл:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 ҮГҮЙ+ 4 H 2 O
эсвэл нитратын бууралт:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 ҮГҮЙ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Азотын давхар исэлҮГҮЙ 2

Хүчиллэг исэл нь нөхцөлт HNO 2 ба HNO 3 гэсэн хоёр хүчилтэй тохирдог (N 4-ийн хүчил байхгүй). Хүрэн хий, өрөөний температурт мономер NO 2, хүйтэн шингэн өнгөгүй димер N 2 O 4 (дианитроген тетроксид). Ус ба шүлттэй бүрэн урвалд ордог. Металл зэврэлтийг үүсгэдэг маш хүчтэй исэлдүүлэгч бодис. Энэ нь азотын хүчил ба усгүй нитратыг нийлэгжүүлэх, пуужингийн түлшний исэлдүүлэгч, хүхрээс тос цэвэршүүлэгч, органик нэгдлүүдийг исэлдүүлэх катализатор болгон ашигладаг. Хортой.
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэл:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (син.) (хүйтэн үед)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (шингэрүүлсэн) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (муур. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Баримт бичиг:В аж үйлдвэр -Агаар мандлын хүчилтөрөгчөөр NO-ийн исэлдэлт, in лабораториуд- төвлөрсөн азотын хүчлийн бууруулагч бодистой харилцан үйлчлэл:
6HNO 3 (conc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., hor.) + P (улаан) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц., хор.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Дианитрогений исэлН 2 О

Тааламжтай үнэртэй өнгөгүй хий ("инээх хий"), N꞊N꞊О, азотын исэлдэлтийн төлөв байдал +1, усанд муу уусдаг. Бал чулуу, магнийн шаталтыг дэмжинэ:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Аммонийн нитратын дулааны задралаар олж авсан:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
анагаах ухаанд мэдээ алдуулагч болгон ашигладаг.

Дианитроген триоксидН 2 О 3

Бага температурт - цэнхэр шингэн, ON꞊NO 2, азотын албан ёсны исэлдэлтийн төлөв +3. 20 ˚С-т 90% нь өнгөгүй NO ба бор NO 2 (азотын хий, үйлдвэрийн утаа – “үнэгний сүүл”) холимог болж задардаг. N 2 O 3 нь хүчиллэг исэл бөгөөд хүйтэн усанд HNO 2 үүсгэдэг бөгөөд халах үед өөр өөр урвалд ордог.
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Шүлтлэгтэй бол энэ нь HNO 2, жишээ нь NaNO 2 давсыг өгдөг.
NO-г O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) эсвэл NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3) -тай урвалд оруулснаар олж авна.
хүчтэй хөргөлттэй. "Азотын хий" нь байгаль орчинд аюултай бөгөөд агаар мандлын озоны давхаргыг устгах катализаторын үүрэг гүйцэтгэдэг.

Дианитроген пентоксид Н 2 О 5

Өнгөгүй, хатуу бодис, O 2 N – O – NO 2, азотын исэлдэлтийн төлөв +5. Өрөөний температурт 10 цагийн дотор NO 2 ба O 2 болж задардаг. Ус ба шүлттэй хүчиллэг исэл хэлбэрээр урвалд орно:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Утаатай азотын хүчлийг усгүйжүүлэх замаар бэлтгэсэн:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
эсвэл -78˚C температурт NO 2-ыг озоноор исэлдүүлэх:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитрит ба нитратууд

Калийн нитритҮГҮЙ 2 . Цагаан, гигроскоп. Задрахгүйгээр хайлдаг. Хуурай агаарт тогтвортой. Усанд маш сайн уусдаг (өнгөгүй уусмал үүсгэдэг), анион дээр гидролиз болдог. Хүчиллэг орчинд ердийн исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодис бөгөөд шүлтлэг орчинд маш удаан урвалд ордог. Ион солилцооны урвалд ордог. Чанарын урвалууд NO 2 ион дээр - нил ягаан MnO 4 уусмалын өнгө өөрчлөгдөж, I ионыг нэмэхэд хар тунадас үүсэх нь будагч бодис үйлдвэрлэхэд амин хүчил ба иодидуудын аналитик урвалж, гэрэл зургийн урвалжийн бүрэлдэхүүн хэсэг болгон ашигладаг. .
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэл:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (дил.)+ O 2 (жишээ нь) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (виол.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (ханасан) + NH 4 + (ханасан) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (хар) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (шингэрүүлсэн) + Ag + = AgNO 2 (цайвар шар)↓
Баримт Важ үйлдвэр- үйл явц дахь калийн нитратын бууралт:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конц.) + Pb (хөвөн) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

Х давт кали KNO 3
Техникийн нэр калий,эсвэл Энэтхэгдавс , хужир.Цагаан өнгөтэй, задралгүй хайлж, цааш халах үед задардаг. Агаарт тогтвортой. Усанд маш сайн уусдаг (өндөртэй эндо-үр нөлөө, = -36 кЖ), гидролизгүй. Хайлуулах явцад хүчтэй исэлдүүлэгч бодис (атомын хүчилтөрөгч ялгардагтай холбоотой). Уусмалд зөвхөн атомын устөрөгчөөр (хүчиллэг орчинд KNO 2, шүлтлэг орчинд NH 3 хүртэл) буурдаг. Шилэн үйлдвэрлэлд хүнсний хадгалалт, пиротехникийн хольц, эрдэс бордооны бүрэлдэхүүн хэсэг болгон ашигладаг.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (бал чулуу) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (шаталт)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Баримт: аж үйлдвэрт
4KOH (хор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

болон лабораторид:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓