Bileşikteki nitrojenin en yüksek oksidasyon durumu eşittir. Amonyumdaki nitrojenin oksidasyon durumları

VA alt grubu p elemanlarından oluşur: nitrojenN, fosfor

P, arsenikAs, antimonSb ve bizmutBi.

N, P elementleri tipik metal olmayanlardır,

ametaller As ve Sb için bazı özellikler görünüyor

metallerin doğasında var bizmutun metalik özellikleri vardır

Tipik bir metal olmasa da baskındır.

Elementlerdeki değerlik elektronlarının genel formülü şöyledir:

com VA grubu –ns 2 np 3.

taht Üç eşlenmemiş elektron nedeniyle Basit maddelerdeki tüm elementler üç kovalent bağ oluşturur fakat nitrojende üç bağ 2 atomu birleştirerek çok güçlü bir bağ oluşturur.

N N molekülü ve diğer elementler için her atom, E4 tipi molekülleri (beyaz) oluşturmak için diğer üç atomla bağlanır.

sarı fosfor ve sarı arsenik) veya polimer yapıları.

Azotta, herhangi bir toplanma durumundaki basit bir madde, tek tek moleküllerden oluşur. Normal koşullar altında bir gazdır. Diğer tüm elementlerin basit maddeleri vardır

- zor.

VA grubunun elemanları için oksidasyon durumu (-3) minimumdur. N'de en kararlıdır, en

Elektronik katman sayısının artmasıyla Bi'ye geçiş, kararlılığı artar

verir. Hidrojenli N, P, As, Sb elementleri EN3 tipi hidrürleri oluşturur,

temel özellikleri sergilemek en çok amonyakta belirgindirler.

Yürütücü:

Olay No.

yani NH3. Alt grupta EN3 bileşiklerinin stabilitesi ve temel özellikleri

va azalıyor.

VA grubunun tüm elemanları +5'lik en yüksek oksidasyon durumunu sergiler.

Hepsi asitlere karşılık gelen E2 O5 tipi oksitler oluşturur (Bi2O5 oksit kararsızdır) Asitlerin gücü alttan aşağı inildikçe zayıflar.

+5 oksidasyon durumu P'de en kararlıdır . Bi(+5) bileşikleri –

çok güçlü oksitleyici maddeler. Nitrik asit, özellikle konsantre asit, güçlü oksitleyici özellikler sergiler.

Bizmut daha kararlı bir oksidasyon durumuna (+3) sahiptir ve bu da Sb ve As'de oldukça kararlıdır. N(+3) bileşikleri ve özellikle

P(+3), güçlü indirgeyici özellikler sergiler.

+3 oksidasyon durumunda, VA grubunun tüm elementleri oksitler oluşturur

E 2 O 3 yazın. N ve P oksitleri zayıf asitlere karşılık gelir. Oksitler ve hidroksi-

As ve Sb oksitler amfoterik olup, oksit ve hidroksi- oksitlerde bazik karakter baskındır.

evet Bi(+3). Böylece, alt grupta oksitlerin ve hidro- asidik doğası

Oksidasyon durumundaki (+3) elementlerin oksitleri zayıflar ve artar

temel özellikleri daha çok metal hidroksitlere özgüdür.

Listelenen oksidasyon durumlarına ek olarak VA grubunun elemanları

5, +3, –3, ayrıca diğer ara oksidasyon durumlarını da sergiler.

Azot için -1'den +5'e kadar tüm oksidasyon durumları bilinmektedir.

Azot, ikinci periyodun tüm unsurları gibi elektronik analoglarından önemli ölçüde farklıdır. . Bu sebeple ve ayrıca yüzünden çok sayıda oksidasyon durumu ve çeşitli bileşikler, nitrojenin kimyası dikkate alınır

VA alt grubunun diğer elemanlarından ayrılır.

VA grubunun doğadaki en yaygın elementi

fosfor bulunmaktadır. Yer kabuğundaki içeriği 0,09 kütledir. %; fosfor buluntuları

esas olarak kalsiyum fosfat formundadır. Azot içeriği – %0,03, os-

yeni payı atmosferde N2 şeklinde yoğunlaşmıştır. Azot içeriği

Yürütücü:

Olay No.

hacimce hava ~%78'dir. Yeryüzünde çok küçük miktarlarda

Kabuğun üzerinde sodyum ve potasyum nitratlar (güherçile) bulunur. Arsenik, antimon ve bizmut yer kabuğunda içeriği 10–5 5 olan nadir elementlerdir. 10–

%4; doğada esas olarak sülfitler formunda bulunurlar.

Azot ve fosfor biyosferin çok önemli elementleridir, bu nedenle

Kimya endüstrisinde üretilen nitrat ve fosforun büyük bir kısmı

yağlar yaşam için gerekli olan gübre olarak kullanılır

bitki yaşamı. İnsan vücudunda N ve P önemli bir rol oynar - nitrojen

proteinlerin ayrılmaz bir parçası olan amino asitlerin bir parçasıdır, fosfor

form Ca5 [(PO4 )3 OH] kemiklerin bir parçasıdır. İnsan vücudunda var

ortalama olarak yaklaşık 1,8 kg N.

VA grubu elementlerinin atomlarının bazı özellikleri aşağıda verilmiştir.

VA grubunun elementlerinin atomlarının en önemli özellikleri

	Elektriksel
	olumsuz
	(göre)
atom, nm	Oylama)
		elektrik sayısında artış
		taht katmanları;
		atom boyutunda artış;
		atom boyutunda artış;
		iyon enerjisinde azalma

		elektronegatifte azalma
		değer;
Karşılaştırma için H'nin elektronegatifliği 2,2'dir; O – 3.44.

Azot, çok küçük yörüngesi nedeniyle alt grubun diğer elementlerinden farklıdır.

tal yarıçapı ve yüksek elektronegatiflik, N – elektrikte üçüncü

F ve O'dan sonra üçlü negatiflik öğesi.

Yürütücü:

Olay No.

Değerlik elektronları N –2s2 2p3.

N 2'ler

Azot, ikinci periyodun diğer elementleri gibi,

alt grubunun unsurlarından önemli ölçüde farklıdır:

N atomunun yalnızca 4 değerlik yörüngesi vardır ve bileşiklerde oluşabilir

yalnızca 4 kovalent bağ çağırın;

çok küçük atom yarıçapı nedeniyle nitrojen çok güçlü oluşur

herhangi bir toplanma durumundaki basit bir madde bireysel bileşenlerden oluşur

çok güçlü N molekülleri

N ve oldukça inerttir;

elektronegatiflikte N yalnızca F ve O'dan sonra ikinci sırada gelir;

nitrojen olası tüm oksidasyon durumlarını gösterir: -3, –2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Çok sayıda oksidasyon durumu ve bileşik çeşitliliği,

Azotun kimyası çok karmaşıktır. Karmaşıklık aynı zamanda birçok redoks reaksiyonunun karakteristik özelliği olan kinetik zorluklar nedeniyle daha da kötüleşmektedir.

atomlar arasındaki çok güçlü çoklu bağlardan kaynaklanan farklılıklar

N ve N ve O atomları Bu nedenle elektrot potansiyellerinin belirlenmesinde çok az faydası vardır.

OVR ürünleri bölümü.

En kararlı bileşik N basit bir maddedir.

Sulu çözeltilerde, özellikle asidik olanlarda NH4+ iyonu çok kararlıdır.

Azot, N2'nin elde edildiği havanın bir bileşenidir.

N2'nin ana miktarı, daha sonra diğer nitrojen bileşiklerinin elde edildiği amonyak sentezi için kullanılır. Azot bileşikleri arasında amonyak, nitrik asit ve bunların tuzları en geniş pratik uygulamayı bulur..

Yürütücü:

Olay No.

Yıllık dünya NH3 üretimi ~ 97 milyon ton/yıl, nitrojen dioksit

slotlar – 27 milyon ton/yıl. Bu önemli N bileşiklerinin kimyası tartışılacaktır.

Ren öncelikle basit maddenin özelliklerini tartıştıktan sonra.

Basit madde

N2 molekülü, basit maddelerin tüm diatomik molekülleri arasında en güçlüsüdür. N N molekülündeki üç ortak elektron çifti bağlı olarak bulunur.

Orbitalleri çağırırken, antibağ yörüngelerinde elektron yoktur - bu çağırıyor

çok yüksek bir kimyasal bağ enerjisine yol açar – 944 kJ/mol (karşılaştırma için)

Ancak O2 molekülündeki bağlanma enerjisi 495 kJ/mol'dür. Güçlü bağlanma, moleküler nitrojenin yüksek inertliğine neden olur. Bu elementin adı nitrojenin kimyasal inertliği ile ilişkilidir. Yunanca'da "nitrojen" anlamına gelir

"cansız" diyor.

Normal şartlarda N2 renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır.

N2'nin kaynama ve erime noktaları yakındır: –196О С ve –210О С.

Azot, havanın ayrımsal damıtılmasıyla elde edilir , – bu hava için

Düşük sıcaklıklarda sıvılaşırlar ve daha sonra sıcaklığı artırmaya başlarlar.

Hava bileşenleri arasında nitrojen en düşük kaynama noktasına sahiptir ve

Kaynayan en hafif fraksiyonu oluşturur. Ayrımsal damıtmada bir

geçici olarak oksijen ve inert gazlar alır.

N2'nin ana miktarı amonyak üretimine gider, ayrıca

Azot, üretim sırasında da dahil olmak üzere inert bir atmosfer oluşturmak için kullanılır

bazı metallerin özellikleri; sıvı nitrojen aynı zamanda soğutucu olarak da kullanılır

Laboratuvarda ve endüstride ajan verme.

Oda sıcaklığında nitrojen yalnızca Li ile yavaşça reaksiyona girerek

Li3 N oluşumu. Magnezyum havada yandığında MgO oksit ile birlikte oluşur

Mg3 N2 de mevcuttur.

Nitrürler. Azotun elektriksel olarak daha az elementli ikili bileşikleri

N'den üçlü negatif nitrürler olarak adlandırılır.

Yürütücü:

Olay No.

İyonik nitrürler şunları içerir: N3– anyon. İyonik nitrürler Li'yi oluşturur,

II ve IB gruplarının metalleri; sulu çözeltilerde geri dönüşü olmayan bir olaya maruz kalırlar

hidroliz.

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

P-blok metalleri ve bazı hafif ametallerle nitrojen

AlN, BN gibi kovalent nitrürler oluşturur.

Çoğu d-metal, yüksek sıcaklıklarda nitrojen ile stokiyometrik olmayan ara ürünler oluşturur ve burada N atomları boş yer kaplar.

metallerin kristal kafeslerindeki kılıflar. Bu nedenle, harici olarak bu tür nitrürler

Görünüşte, elektriksel ve termal iletkenlik bakımından metallere benzerler, ancak farklıdırlar.

Yüksek kimyasal inertlik, sertlik ve refrakterlik ile karakterize edilirler.

Örneğin stokiyometrik olmayan nitrürler Ta ve Ti, 3200o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda erir.

Azot halojenlerle doğrudan reaksiyona girmez, ancak oksijenle yalnızca aşırı koşullar altında etkileşime girer(elektrikli

rütbe).

Pratik açıdan en önemlisi, nitrojenin H2 ile reaksiyona girerek amonyak üretmesidir.

N2 + 3H2 2NH3; H0 = –92 kJ/mol.

Bu reaksiyonun ekzotermik doğası, amonyak moleküllerindeki toplam bağ kuvvetinin orijinal moleküllerden daha yüksek olduğunu gösterir. Le Chatelier prensibine göre sıcaklıktaki bir artış, dengenin endotermik reaksiyona doğru kaymasına yol açar; amonyağın ayrışması yönünde. Ancak normal koşullar altında reaksiyon son derece yavaştır.

ancak nitrojen ve hidrojen moleküllerindeki güçlü bağları zayıflatmak için gereken aktivasyon enerjisi çok yüksektir. Bu nedenle işlemin yaklaşık 5000 C sıcaklıkta yapılması gerekmektedir. Yüksek sıcaklıklarda dengeyi sağa kaydırmak için basınç 300 - 500 atm'ye yükseltilirken denge sağlanır.

Yürütücü:

Olay No.

Bu, gaz moleküllerinin sayısındaki azalmayla meydana gelen reaksiyonun yönünde kayar, yani. amonyak oluşumu yönünde. Katalizörlerin kullanımıyla artan hız elde edilir. dayalı kaynaşmış bir katalizör

Al2 O3 ve SiO2 ilaveli yeni Fe3 O4 ve metal bazlı bir katalizör

Fe. Azot ve hidrojenden amonyak sentezi, pro-prodüksiyondaki en önemli reaksiyondur.

Azotun endüstriyel kimyası.

Azot bileşikleri

Amonyak ve amonyum tuzları

Amonyak ve amonyum tuzlarındaki azot minimum oksidasyon durumundadır (-3). Oksidasyon durumu (-3) nitrojen için oldukça stabildir.

Amonyak normal koşullar altında renksiz bir gazdır ve karakteristik özelliği

güçlü keskin koku“amonyak” kokusundan tanıdık (%10 dis-

sudaki amonyak çözeltisi). Bu gaz havadan hafif olduğundan ters çevrilmiş kaplarda toplanabilir. Amonyak kolayca sıvılaşır. Bunun için normal basınçta –33,5o C'ye kadar soğutmak yeterlidir. Aynı etki

Bu etki oda sıcaklığında elde edilebilir, ancak basıncın arttırılmasıyla elde edilebilir.

7 – 8 atm. Yüksek basınçta sıvı amonyak çelik kaplarda depolanır.

Hayır. Sıvı amonyak buharlaştıkça ortamın soğumasına neden olur. Soğutma teknolojisinde kullanımının temeli budur. Amonyağın kolay sıvılaştırılabilirliği, molekülleri arasındaki hidrojen bağlarından kaynaklanmaktadır. Amonyak molekülleri arasındaki hidrojen bağlarının gücü, nitrojenin çok yüksek elektronegatifliğinden kaynaklanmaktadır.

Sıvı amonyak renksizdir ve otoprotolize uğrar:

2NH3  NH4 + + NH2 –

Bu dengenin sabiti 2'dir. 10–23 (–50o C'de). Sıvı amonyak

iyi bir iyonlaştırıcı solventtir . Amonyum tuzları ve zayıf

Sıvı amonyak içinde çözünmüş asitler, örneğin H2S, kuvvetlenir

asitlerle.

Yürütücü:

Olay No.

Amonyak suda oldukça çözünür. Amonyağın sudaki yüksek çözünürlüğü (bir hacim su içinde 700 hacme kadar NH3) aynı zamanda oluşumunu da açıklamaktadır.

Hidrojen bağlarını yeriz ama su molekülleriyle. Konsantre dis-

çözelti kütle olarak %25 amonyak içerir ve yoğunluğu 0,91 g/cm3'tür. Konsantre sulu çözeltilerdeki NH3'ün molar konsantrasyonu ~13'e ulaşır

NH3 molekülü sp3 ile açıklanan piramidal bir yapıya sahiptir -

nitrojen değerlik atomik yörüngelerinin hibridizasyonu. Dört yüzlünün köşelerinden biri

ra yalnız bir elektron çifti tarafından işgal edilmiştir. N-H bağı oldukça güçlüdür.

bağ enerjisi 389 kJ/mol, bağ uzunluğu 0,1 nm, bağlar arasındaki açı

kuzey –108.3o. Paylaşılmayan elektron nedeniyle H+ katyonunun eklenmesi üzerine

N çifti, tetrahedral çok kararlı bir amonyum iyonu oluşur

NH4+.

NH3 molekülünde N'de yalnız bir elektron çiftinin varlığı,

amonyağa özgü birçok özelliği kutluyor.

NH3 molekülü iyi bir elektron çifti donörüdür (DEP),

onlar. Lewis tabanı veçok iyi proton alıcısı A(H+),

onlar. Bronsted'in temeli:

NH3 + H+  NH4 + . NH3, OH– iyonları gibi bir protonu kabul eder: OH– + H+  H2 O

NH3'ün alıcı özellikleri OH- anyonundan daha zayıftır. NH3 için protoliz sabiti 1,8'dir. 109 ve OH– iyonu için – 1014.

Asitlerle reaksiyonlar NH3 için en karakteristik reaksiyonlardır.

Amonyağın verici-alıcı bağları oluşturma yeteneği

o kadar büyük ki hidrojen iyonlarını bu kadar güçlü bir bağdan koparabiliyor

su gibi birlik.

NH3 + H–– OH  NH4 + ) ve NH4+ ve OH– ürünlerinin miktarı, denge amonyak konsantrasyonuna kıyasla küçüktür. Amonyağın sulu çözeltileri zayıf bazlar gibi davranır. Yerleşik geleneğe göre, amonyak genellikle

NH4OH formülüne sahiptir ve amonyum hidroksit olarak adlandırılır, ancak moleküller

Çözeltide NH4OH yoktur. Sulu bir NH3 çözeltisinin alkali reaksiyonu sıklıkla tarif edilir.

yukarıdaki denge olarak değil, moleküllerin ayrışması olarak tanımlanır

NH4OH:

NH4 OH NH4 + + OH–

Bu dengenin sabiti 1,8'dir. 10–5. Bir litre bir molar olarak

Amonyak çözeltisinin NH4+ ve OH- iyonlarının konsantrasyonu 3,9'dur. 10–3

mol/l, pH = 11,6.

Amonyak ve OH- arasındaki denge, OH- iyonlarıyla çözünmeyen hidroksitler oluşturan bazı metallerin katyonları tarafından güçlü bir şekilde sağa kaydırılabilir.

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

Amonyak çözünmeyen bazlar üretmek için kullanılabilir.

Asitler amonyağın sulu çözeltilerine etki ettiğinde amonyum tuzları oluşur.

NH3 + HCl = NH4Cl

Hemen hemen tüm amonyum tuzları renksizdir ve suda çözünür.

NH3 + H+  NH4 + dengesi güçlü bir şekilde sağa kaydırılmıştır (K = 1.8.109),

bu, NH3'ün güçlü bir proton alıcısı olduğu ve NH4+ katyonunun olduğu anlamına gelir.

zayıf bir H donörüdür+ , yani Bronsted asidi. Amonyum tuzlarına alkali eklendiğinde amonyak oluşur ve bu amonyak tarafından kolayca belirlenir.

NH4Cl + NaOH = NH3 + H20 + NaCl.

Bu reaksiyon genellikle çözeltideki amonyum iyonlarını tespit etmek için kullanılır.

Yürütücü:

Olay No.

Laboratuvar üretimi için benzer reaksiyonlar kullanılabilir

NH3.

Amonyum klorür (amonyak olarak adlandırılır), yüksek sıcaklıklarda asit gibi metal yüzeylerdeki oksitlerle reaksiyona girerek saf metali açığa çıkarır. Bu aynı zamanda metalleri lehimlerken katı tuz NH4 Cl kullanımının da temelini oluşturur. NH4+ iyonundan gelen "asidik" H+, Mg gibi çok reaktif metalleri oksitleme kapasitesine sahiptir.

Mg + 2NH4Cl = H2 + MgCl2 + 2NH3

Amonyum tuzlarının karakteristik bir özelliği termal kararsızlıklarıdır.

azim. Isıtıldığında oldukça kolay ayrışırlar. Ürünler

pozisyonlar asit anyonunun özelliklerine göre belirlenir. Anyon oksitleyici özellikler gösteriyorsa, NH4 + oksitlenir ve oksitleyici anyon azalır.

NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

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

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

Amonyak ve asit (veya anhidriti) uçucu asitlerin tuzlarından salınır.

okuyun) ve uçucu olmayan asitler durumunda (örneğin, H3PO4) - yalnızca NH3. NH4 HCO3 = NH3 + H2 O + CO2

Amonyum bikarbonat NH4 HCO3 fırınlamada kullanılır

Endüstriyel olarak ortaya çıkan gazlar hamura gerekli gözenekliliği verir.

Amonyum tuzları patlayıcı üretiminde ve

Azotlu gübreler olarak. Patlatma uygulamalarında kullanılan amonal, NH4 NO3 tuzu (%72), Al tozu (%25) ve karbondan oluşan bir karışımdır.

la (%3). Bu karışım ancak patlamadan sonra patlar.

NH3'ün bir elektron donörünün özelliklerini sergilediği ikinci tip reaksiyonlar

taht çifti amin komplekslerinin oluşumu. Bir ligand olarak amonyak birçok katyona bağlanır d-elementler, kimyasal oluşturan

Yürütücü:

Olay No.

AZOT, N (nitrojenyum) , kimyasal element (7 numarada) Periyodik element tablosunun VA alt grubu. Dünya atmosferi %78 (hacim) nitrojen içerir. Bu nitrojen rezervlerinin ne kadar büyük olduğunu göstermek için, dünya yüzeyinin her kilometrekaresinin üzerindeki atmosferde, 50 milyon tona kadar sodyum nitrat veya 10 milyon tona kadar amonyak (bir nitrojen bileşiği) kadar çok nitrojen bulunduğunu not ediyoruz. hidrojen) ondan elde edilebilir, ancak bu yer kabuğunda bulunan nitrojenin küçük bir kısmını oluşturur. Serbest nitrojenin varlığı, onun eylemsizliğini ve normal sıcaklıklarda diğer elementlerle etkileşime girmenin zorluğunu gösterir. Sabit nitrojen hem organik hem de inorganik maddenin bir parçasıdır. Bitki ve hayvan yaşamı, proteinlerde karbona ve oksijene bağlı nitrojen içerir. Ayrıca nitratlar (NO) gibi nitrojen içeren inorganik bileşikler 3), nitritler (NO2), siyanürler (CN), nitrürler (N3) ve azitler (N3). Tarihsel referans. A. Lavoisier'in, atmosferin yaşamın ve yanma süreçlerinin sürdürülmesindeki rolünün araştırılmasına yönelik deneyleri, atmosferde nispeten inert bir maddenin varlığını doğruladı. Lavoisier, yanma sonrasında kalan gazın temel yapısını belirlemeden, onu eski Yunanca'da "cansız" anlamına gelen azot olarak adlandırdı. 1772 yılında Edinburgh'lu D. Rutherford bu gazın bir element olduğunu tespit etmiş ve ona "zararlı hava" adını vermiştir. Azotun Latince adı Yunanca nitron ve nitron kelimelerinden gelir. gen "güherçile oluşturan" anlamına gelir.Azot fiksasyonu ve azot döngüsü. "Azot fiksasyonu" terimi, atmosferik nitrojen N'nin sabitlenmesi işlemini ifade eder. 2 . Doğada bu iki şekilde gerçekleşebilir: Bezelye, yonca ve soya fasulyesi gibi baklagiller köklerinde nodüller biriktirir ve burada nitrojen sabitleyen bakteriler onu nitratlara dönüştürür veya atmosferik nitrojen, yıldırım koşulları altında oksijen tarafından oksitlenir. S. Arrhenius, yılda 400 milyon tona kadar nitrojenin bu şekilde sabitlendiğini buldu. Atmosferde nitrojen oksitler yağmur suyuyla birleşerek nitrik ve nitröz asitleri oluşturur. Ayrıca yağmur ve karla birlikte yaklaşık olarak tespit edilmiştir. 6700 gr nitrojen; toprağa ulaştıklarında nitrit ve nitratlara dönüşürler. Bitkiler, bitki proteinlerini oluşturmak için nitratları kullanır. Bu bitkilerle beslenen hayvanlar, bitkilerin protein maddelerini özümseyerek hayvansal proteinlere dönüştürürler. Hayvanların ve bitkilerin ölümünden sonra ayrışırlar ve nitrojen bileşikleri amonyağa dönüşür. Amonyak iki şekilde kullanılır: Nitrat oluşturmayan bakteriler onu elementlere bölerek nitrojen ve hidrojen açığa çıkarır ve diğer bakteriler ondan nitritler oluşturur ve bunlar diğer bakteriler tarafından nitratlara oksitlenir. Doğada nitrojen döngüsü yani nitrojen döngüsü bu şekilde gerçekleşir.Çekirdeğin yapısı ve elektron kabukları. Doğada nitrojenin iki kararlı izotopu vardır: kütle numarası 14 olan (7 proton ve 7 nötron içerir) vekütle numarası 15 (7 proton ve 8 nötron içerir). Oranları 99,635:0,365'tir, yani nitrojenin atom kütlesi 14,008'dir. Kararsız nitrojen izotopları 12 K, 13 K, 16 K, 17 N yapay olarak elde edilir.Azot atomunun şematik elektronik yapısışu: 1 S 2 2S 2 2piksel 1 2ey 1 2p z 1 . Sonuç olarak, dış (ikinci) elektron kabuğu, kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek 5 elektron içerir; nitrojen yörüngeleri aynı zamanda elektronları da kabul edebilir; ('den oksidasyon durumlarına sahip bileşikler oluşturmak mümkündür II I)'den (V)'ye kadar ve bunlar biliniyor. Ayrıca bakınız ATOMİK YAPI.Moleküler nitrojen. Gaz yoğunluğunun belirlenmesinden nitrojen molekülünün diatomik olduğu tespit edilmiştir; nitrojenin moleküler formülü N'dirє N (veya N 2 ). İki nitrojen atomunun dışta üç atomu vardır 2P- Her atomun elektronları üçlü bir bağ oluşturur:N:::N:, elektron çiftleri oluşturur. Ölçülen atomlar arası mesafe N N, 1,095 Å'a eşittir . Hidrojende olduğu gibi (santimetre. HİDROJEN) Simetrik ve antisimetrik olmak üzere farklı nükleer spinlere sahip nitrojen molekülleri vardır. Normal sıcaklıklarda simetrik ve antisimetrik formların oranı 2:1'dir. Katı halde nitrojenin iki modifikasyonu bilinmektedir: A kübik ve B geçiş sıcaklığına sahip altıgen a® b237,39° C. Değişiklik B 209.96'da eriyor° C ve 195.78'de kaynar° 1 atm'de C ( santimetre. masa 1). Bir molün ayrışma enerjisi (28.016 g veya 6.023 Bölüm 10 23 moleküller) moleküler nitrojeni atomlara ( N 2 2N) yaklaşık 225 kcal'a eşittir. Bu nedenle atomik nitrojen, sessiz bir elektrik deşarjı sırasında oluşabilmektedir ve kimyasal olarak moleküler nitrojenden daha aktiftir.Kabul ve başvuru. Elementel nitrojen elde etme yöntemi gerekli saflığa bağlıdır. Amonyak sentezi için büyük miktarlarda azot elde edilirken, soy gazların küçük katkıları kabul edilebilir.Atmosferden gelen azot. Ekonomik olarak nitrojenin atmosferden salınması, arıtılmış havanın (su buharı, CO) sıvılaştırılmasının düşük maliyetli yönteminden kaynaklanmaktadır. 2 , toz ve diğer yabancı maddeler giderilir). Bu tür havanın birbirini izleyen sıkıştırma, soğutma ve genleşme döngüleri sıvılaşmasına yol açar. Sıvı hava, sıcaklıkta yavaş bir artışla fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur. Önce soy gazlar açığa çıkar, sonra nitrojen kalır ve geriye sıvı oksijen kalır. Saflaştırma, tekrarlanan fraksiyonlama işlemleriyle sağlanır. Bu yöntem, esas olarak sanayi ve tarıma yönelik çeşitli nitrojen içeren bileşiklerin üretim teknolojisinde hammadde olan amonyak sentezi için yılda milyonlarca ton nitrojen üretir. Ek olarak, oksijenin varlığının kabul edilemez olduğu durumlarda sıklıkla saflaştırılmış bir nitrojen atmosferi kullanılır.Laboratuvar yöntemleri. Azot laboratuvarda küçük miktarlarda amonyak veya amonyum iyonunun oksitlenmesiyle çeşitli yollarla elde edilebilir, örneğin:

Amonyum iyonunun nitrit iyonu ile oksidasyon işlemi çok uygundur:Diğer yöntemler de bilinmektedir: ısıtıldığında azidlerin ayrışması, amonyağın bakır(II) oksit ile ayrışması, nitritlerin sülfamik asit veya üre ile etkileşimi:

Amonyağın yüksek sıcaklıklarda katalitik ayrışması da nitrojen üretebilir: Fiziki ozellikleri. Azotun bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 1.

Tablo 1. AZOTUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Yoğunluk, g/cm3	0,808 (sıvı)
Erime noktası, °C	–209,96
Kaynama noktası, °C	–195,8
Kritik sıcaklık, °C	–147,1
Kritik basınç, atm a	33,5
Kritik yoğunluk, g/cm 3 A	0,311
Özgül ısı kapasitesi, J/(mol K)	14,56 (15°C)
Pauling'e göre elektronegatiflik	3
Kovalent yarıçap,	0,74
Kristal yarıçapı,	1,4 (M 3–)
İyonlaşma potansiyeli, Vb
Birinci	14,54
ikinci	29,60
A Yoğunlukların olduğu sıcaklık ve basınçAzotun sıvı ve gaz halleri aynıdır. B 1 mol atomik nitrojen başına, ilk dış elektronu ve bir sonrakini çıkarmak için gereken enerji miktarı.

Kimyasal özellikler. Daha önce belirtildiği gibi, normal sıcaklık ve basınç koşulları altında nitrojenin baskın özelliği, inertliği veya düşük kimyasal aktivitesidir. Azotun elektronik yapısı 2 elektron çifti içerir S-seviye ve üç yarısı dolu 2 R-orbitaller, yani bir nitrojen atomu diğer dört atomdan fazlasını bağlayamaz; koordinasyon numarası dörttür. Bir atomun küçük boyutu aynı zamanda onunla ilişkilendirilebilecek atomların veya atom gruplarının sayısını da sınırlar. Bu nedenle, VA alt grubunun diğer üyelerinin pek çok bileşiğinin ya nitrojen bileşikleri arasında hiçbir analogu yoktur ya da benzer nitrojen bileşiklerinin kararsız olduğu ortaya çıkar. Yani PCl 5 kararlı bileşik ve NCl 5 bulunmuyor. Bir nitrojen atomu başka bir nitrojen atomuna bağlanarak hidrazin N gibi oldukça kararlı birkaç bileşik oluşturabilir. 2 Saat 4 ve metal azidler MN 3 . Bu tür bir bağ, kimyasal elementler için alışılmadık bir durumdur (karbon ve silikon hariç). Yüksek sıcaklıklarda nitrojen birçok metalle reaksiyona girerek kısmen iyonik nitrürler M oluşturur. xN sen . Bu bileşiklerde nitrojen negatif yüklüdür. Masada Tablo 2 oksidasyon durumlarını ve karşılık gelen bileşiklerin örneklerini göstermektedir.

Tablo 2. AZOT VE İLGİLİ BİLEŞİKLERİN YÜKSELTGENME DURUMLARI
Paslanma durumu	Bağlantı örnekleri
	Amonyak NH3, amonyum iyonu NH4 +, nitrürler M3 N2
	Hidrazin N2H4
	Hidroksilamin NH2OH
	Sodyum hiponitrit Na 2 N 2 O 2, nitrik oksit (I) N 2 O
	Azot(II) oksit NO
	Azot(III) oksit N203, sodyum nitrit NaNO2
	Nitrik oksit (IV) NO 2, dimer N 2 O 4
	Nitrik oksit(V) N 2 O 5 , Nitrik asit HNO3 ve tuzları (nitratlar)

Nitrürler. Daha fazla elektropozitif elementler, metaller ve metal olmayan nitrürler içeren nitrojen bileşikleri, karbürlere ve hidritlere benzer. MN bağının doğasına bağlı olarak iyonik, kovalent ve ara tip bağ ile ayrılabilirler. Kural olarak bunlar kristal maddelerdir.İyonik nitrürler. Bu bileşiklerdeki bağlanma, N iyonunu oluşturmak için elektronların metalden nitrojene transferini içerir. 3 . Bu tür nitrürler arasında Li bulunur 3 N, Mg3 N2, Zn3N2 ve Cu3N2 . Lityum dışında diğer alkali metaller nitrürlerin IA alt gruplarını oluşturmazlar. İyonik nitrürler yüksek erime noktalarına sahiptir ve su ile reaksiyona girerek NH oluşturur 3 ve metal hidroksitler.Kovalent nitrürler. Azot elektronları, azottan başka bir atoma aktarmadan başka bir elementin elektronlarıyla birlikte bir bağ oluşumuna katıldığında, kovalent bağlı nitrürler oluşur. Hidrojen nitrürler (amonyak ve hidrazin gibi), nitrojen halojenürler (NF) gibi tamamen kovalenttir. 3 ve NCl3 ). Kovalent nitrürler örneğin Si'yi içerir 3 N 4, P 3 N 5 ve BN oldukça kararlı beyaz maddelerdir ve BN'nin iki allotropik modifikasyonu vardır: altıgen ve elmas benzeri. İkincisi yüksek basınç ve sıcaklıklarda oluşur ve elmasın sertliğine yakın bir sertliğe sahiptir.Ara tip bağa sahip nitrürler. NH ile reaksiyona giren geçiş elemanları 3 yüksek sıcaklıklarda nitrojen atomlarının düzenli aralıklı metal atomları arasında dağıtıldığı alışılmadık bir bileşik sınıfı oluşturur. Bu bileşiklerde net bir elektron yer değiştirmesi yoktur. Bu tür nitrürlerin örnekleri Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Bu bileşikler genellikle tamamen inerttir ve iyi bir elektrik iletkenliğine sahiptir.Azotun hidrojen bileşikleri. Azot ve hidrojen etkileşime girerek hidrokarbonları anımsatan bileşikler oluşturur (Ayrıca bakınız ORGANİK KİMYA). Uzun zincirlerde stabil olan hidrokarbonların aksine, hidrojen nitratların stabilitesi zincirdeki nitrojen atomu sayısı arttıkça azalır. En önemli hidrojen nitrürler amonyak NH'dir. 3 ve hidrazin N2H4 . Bunlar aynı zamanda hidronitrik asit HNNN'yi (HN) içerir. 3). Amonyak NH3. Amonyak, modern ekonominin en önemli endüstriyel ürünlerinden biridir. 20. yüzyılın sonunda. ABD yaklaşık üretti. Yıllık 13 milyon ton amonyak (susuz amonyak cinsinden).Molekül yapısı. NH3 molekülü neredeyse piramidal bir yapıya sahiptir. HNH bağ açısı 107'dir° 109 tetrahedral açısına yakın olan° . Yalnız elektron çifti bağlı gruba eşdeğerdir, bu da nitrojenin koordinasyon sayısının 4 olmasına ve nitrojenin tetrahedronun merkezinde bulunmasına neden olur.Amonyağın özellikleri. Amonyağın suya kıyasla bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 3.

Tablo 3. AMONYAK VE SUYUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Mülk
Yoğunluk, g/cm3	0,65 (–10°C)	1,00 (4,0°C)
Erime noktası, °C	–77,7	0
Kaynama noktası, °C	–33,35	100
Kritik sıcaklık, °C	132	374
Kritik basınç, atm	112	218
Buharlaşma entalpisi, J/g	1368 (–33°C)	2264 (100°C)
Erime entalpisi, J/g	351 (–77°C)	334 (0°C)
Elektiriksel iletkenlik	5H 10 –11 (–33°C)	4H 10 –8 (18°C)

Amonyağın kaynama ve erime noktaları, moleküler ağırlıkların benzerliğine ve moleküler yapının benzerliğine rağmen suyunkinden çok daha düşüktür. Bu, sudaki moleküller arası bağların amonyaktan nispeten daha güçlü olmasıyla açıklanmaktadır (bu tür moleküller arası bağlara hidrojen bağları denir).Çözücü olarak amonyak. Sıvı amonyağın yüksek dielektrik sabiti ve dipol momenti, onun polar veya iyonik inorganik maddeler için çözücü olarak kullanılmasını mümkün kılar. Amonyak çözücüsü, su ile etil alkol gibi organik çözücüler arasında bir ara pozisyonda bulunur. Alkali ve alkali toprak metalleri amonyak içinde çözünerek koyu mavi çözeltiler oluşturur. Değerlik elektronlarının çözülmesinin ve iyonlaşmasının şemaya göre çözeltide meydana geldiği varsayılabilir.Mavi renk, elektronların çözünmesi ve hareketi veya bir sıvıdaki "deliklerin" hareketliliği ile ilişkilidir. Sıvı amonyaktaki yüksek sodyum konsantrasyonunda çözelti bronz bir renk alır ve elektriksel olarak oldukça iletkendir. Bağlanmamış alkali metal, böyle bir çözeltiden amonyağın buharlaştırılmasıyla veya sodyum klorür ilavesiyle ayrılabilir. Amonyaktaki metal çözeltileri iyi indirgeyici maddelerdir. Otoiyonizasyon sıvı amonyakta meydana gelir

suda meydana gelen sürece benzer:

Her iki sistemin bazı kimyasal özellikleri Tabloda karşılaştırılmıştır. 4.

Bir çözücü olarak sıvı amonyak, bileşenlerin su ile hızlı etkileşimi nedeniyle (örneğin oksidasyon ve indirgeme) suda reaksiyonların gerçekleştirilmesinin mümkün olmadığı bazı durumlarda bir avantaja sahiptir. Örneğin, sıvı amonyakta kalsiyum, KCl ile reaksiyona girerek CaCl2 ve K'yi oluşturur, çünkü CaCl2 sıvı amonyak içinde çözünmez ve K çözünür ve reaksiyon tamamen ilerler. Suda Ca'nın su ile hızlı etkileşimi nedeniyle böyle bir reaksiyon imkansızdır.

Amonyak üretimi. Gaz halindeki NH3 NaOH gibi güçlü bir bazın etkisi altında amonyum tuzlarından salınır:Yöntem laboratuvar koşullarında uygulanabilir. Küçük amonyak üretimi aynı zamanda Mg gibi nitrürlerin hidrolizine de dayanmaktadır. 3 N 2 , su. Kalsiyum siyanamid CaCN 2 Su ile etkileşime girdiğinde amonyak da oluşturur. Amonyak üretmenin ana endüstriyel yöntemi, yüksek sıcaklık ve basınçta atmosferik nitrojen ve hidrojenden katalitik sentezidir:

Bu sentez için hidrojen, hidrokarbonların termal olarak parçalanması, su buharının kömür veya demir üzerindeki etkisi, alkollerin su buharı ile ayrışması veya suyun elektrolizi ile elde edilir. Amonyak sentezi için proses koşullarında (sıcaklık, basınç, katalizör) farklılık gösteren birçok patent alınmıştır. Kömürün termal damıtılması yoluyla endüstriyel üretim yöntemi vardır. F. Haber ve K. Bosch isimleri amonyak sentezinin teknolojik gelişimi ile ilişkilidir.

Tablo 4. SU VE AMONYAK ORTAMINDAKİ REAKSİYONLARIN KARŞILAŞTIRILMASI
Su ortamı	Amonyak ortamı
Nötralizasyon
OH – + H3O + ® 2H2O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hidroliz (protoliz)


PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
ikame
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 Ö + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Çözme (karmaşıklık )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoterlik
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH)2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O	Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Amonyağın kimyasal özellikleri. Tabloda belirtilen reaksiyonlara ek olarak. 4, Amonyak su ile reaksiyona girerek NH bileşiği oluşturur 3HH2 O, genellikle yanlışlıkla amonyum hidroksit NH olarak kabul edilir 4 AH; gerçekte varoluş NH4OH çözümde kanıtlanmamıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi (“amonyak”) ağırlıklı olarak NH3, H20 ve düşük konsantrasyonlarda NH iyonlarından oluşur 4 + ve OH ayrışma sırasında oluşanAmonyağın temel doğası bir nitrojen:NH yalnız elektron çiftinin varlığıyla açıklanır. 3. Bu nedenle NH3 bir protonla veya bir hidrojen atomunun çekirdeğiyle birleşme şeklinde ortaya çıkan, en yüksek nükleofilik aktiviteye sahip bir Lewis bazıdır:Bir elektron çiftini (elektrofilik bileşik) kabul edebilen herhangi bir iyon veya molekül, NH ile etkileşime girecektir. 3 bir koordinasyon bileşiğinin oluşumu ile. Örneğin:

Sembol M n+ bir geçiş metali iyonunu temsil eder (periyodik tablonun B alt grupları, örneğin Cu 2+, Mn 2+ vevesaire.). Herhangi bir protik (yani H içeren) asit, sulu çözeltideki amonyakla reaksiyona girerek amonyum nitrat NH gibi amonyum tuzları oluşturur. 4 HAYIR 3 , amonyum klorür NH 4 Cl, amonyum sülfat (NH 4) 2 SO 4 , amonyum fosfat (NH 4) 3PO4 . Bu tuzlar tarımda toprağa azot katmak için gübre olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır. Amonyum nitrat aynı zamanda ucuz bir patlayıcı olarak da kullanılır; ilk kez petrol yakıtı (dizel yağı) ile birlikte kullanılmıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi doğrudan toprağa veya sulama suyuyla birlikte kullanılır. Üre NH 2 CONH 2 Amonyak ve karbondioksitten sentezlenerek elde edilen aynı zamanda bir gübredir. Amonyak gazı Na ve K gibi metallerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:Amonyak ayrıca hidritler ve nitrürlerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:

Alkali metal amidler (örn. NaNH 2) N2 ile reaksiyona girer O ısıtıldığında azitler oluşturur: Gaz halindeki NH3 Görünüşe göre amonyağın N'ye ayrışması sonucu oluşan hidrojen nedeniyle, yüksek sıcaklıklarda ağır metal oksitleri metallere indirger. 2 ve H2: NH molekülündeki hidrojen atomları 3 halojen ile değiştirilebilir. İyot konsantre NH çözeltisiyle reaksiyona girer 3 N içeren maddelerin bir karışımını oluşturan ben 3 . Bu madde çok kararsızdır ve en ufak bir mekanik darbede patlar. NH ile reaksiyona girdiğinde 3 c Cl 2 kloraminler NCl3, NHCl2 ve NH2Cl oluşur. Amonyak, sodyum hipoklorit NaOCl'ye (NaOH ve Cl2 ) nihai ürün hidrazindir:

Hidrazin. Yukarıdaki reaksiyonlar N bileşimindeki hidrazin monohidratın hazırlanmasına yönelik bir yöntemdir. 2 H 4 H H 2 O. Susuz hidrazin, monohidratın BaO veya diğer su giderici maddelerle özel olarak damıtılmasıyla oluşturulur. Hidrazinin özellikleri hidrojen peroksit H'ye biraz benzer. 2 Ç 2 . Saf Susuz Hidrazin 113.5'te kaynayan renksiz higroskopik sıvı°C ; suda iyi çözünür, zayıf bir baz oluşturur Asidik bir ortamda (H+ ) hidrazin, + X tipi çözünür hidrazonyum tuzlarını oluşturur . Hidrazin ve bazı türevlerinin (metilhidrazin gibi) oksijenle reaksiyona girme kolaylığı, sıvı roket yakıtının bir bileşeni olarak kullanılmasına olanak tanır. Hidrazin ve tüm türevleri oldukça toksiktir.Azot oksitler. Oksijenli bileşiklerde nitrojen tüm oksidasyon durumlarını sergileyerek oksitler oluşturur: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Azot peroksitlerin (NO) oluşumu hakkında çok az bilgi vardır. 3, NO 4). Nitrik oksit (I) N 2 O (dianitrojen monoksit), amonyum nitratın termal ayrışmasından elde edilir:Molekül doğrusal bir yapıya sahiptirO, oda sıcaklığında oldukça inerttir, ancak yüksek sıcaklıklarda kolayca oksitlenen malzemelerin yanmasını destekleyebilir. N 2 Gülme gazı olarak bilinen O, tıpta hafif anestezi amacıyla kullanılıyor.Nitrik oksit(II) NO renksiz gaz, oksijen varlığında amonyağın katalitik termal ayrışmasının ürünlerinden biridir:

NO ayrıca nitrik asidin termal ayrışması sırasında veya bakırın seyreltik nitrik asitle reaksiyonu sırasında da oluşur:NO, basit maddelerden (N) sentezlenerek elde edilebilir. 2 ve O2 ) çok yüksek sıcaklıklarda, örneğin bir elektrik deşarjında. NO molekülünün yapısında eşlenmemiş bir elektron bulunur. Bu yapıya sahip bileşikler elektrik ve manyetik alanlarla etkileşime girer. Sıvı veya katı halde, eşleşmemiş elektron sıvı halde kısmi birleşmeye ve katı halde zayıf dimerizasyona neden olduğundan oksit mavi renktedir: 2NO N2O2. Nitrik oksit (III) N2O3 (nitrojen trioksit) nitröz anhidrit: N2O3 + H2O2HNO2. Saf N2O3 düşük sıcaklıklarda mavi bir sıvı olarak elde edilebilir (20° C) NO ve NO'nun eşmoleküler karışımından 2. N2O3 düşük sıcaklıklarda yalnızca katı halde kararlıdır (mp 102.3)° C), sıvı ve gaz halinde tekrar NO ve NO'ya ayrışır 2 . Nitrik oksit (IV) NO 2 (azot dioksit) ayrıca molekülde eşlenmemiş bir elektrona sahiptir ( yukarıyı görmek nitrik oksit (II)). Molekülün yapısı üç elektronlu bir bağ varsayar ve molekül bir serbest radikalin özelliklerini sergiler (bir çizgi iki eşleştirilmiş elektrona karşılık gelir):

Aşırı oksijendeki amonyağın katalitik oksidasyonu veya havadaki NO'nun oksidasyonu ile elde edilir:

ve ayrıca tepkilerle:

Oda sıcaklığında HAYIR 2 Gazın rengi koyu kahverengidir ve eşlenmemiş bir elektronun varlığından dolayı manyetik özelliklere sahiptir. 0'ın altındaki sıcaklıklarda°C NO 2 molekülü dinitrojen tetroksite dimerleşir ve 9.3'te° C dimerizasyonu tamamen ilerler: 2NO2N2O4 . Sıvı halde sadece %1 NO dimerleşmemiştir 2 ve 100 °'de C, %10 N'lik bir dimer olarak kalır 2 veya 4. (veya N2O4 ) ılık suda nitrik asit oluşturmak üzere reaksiyona girer: 3NO2 + H20 = 2HNO3 + NO. NO 2 teknolojisi bu nedenle endüstriyel açıdan önemli bir ürünün elde edilmesinde bir ara aşama olarak çok önemlidir Nitrik asit.Nitrik oksit (V) N2O5 (modası geçmiş. nitrik anhidrit) nitrik asidin fosfor oksit P varlığında dehidrasyonuyla elde edilen beyaz kristalli madde 4 veya 10:

N2O5 havadaki nemde kolayca çözünür, tekrar oluşur HNO3. N2O5'in Özellikleri denge tarafından belirlenir

N205 iyi bir oksitleyici maddedir, metaller ve organik bileşiklerle kolayca, bazen şiddetli bir şekilde reaksiyona girer ve saf halde ısıtıldığında patlar. Muhtemel yapı. Çözelti buharlaştırıldığında beklenen HON=NOH yapısına sahip beyaz bir patlayıcı oluşur. Azotlu asit HNO2 değil saf formunda bulunur, ancak düşük konsantrasyonunun sulu çözeltileri, baryum nitrite sülfürik asit eklenerek oluşturulur:NO ve NO'nun eşmolar bir karışımı çözündüğünde nitröz asit de oluşur. 2 (veya N 2 O 3 ) Suda. Nitröz asit asetik asitten biraz daha güçlüdür. İçindeki nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür (yapısı HON=O), onlar. hem oksitleyici bir madde hem de indirgeyici bir madde olabilir. İndirgeyici ajanların etkisi altında genellikle eski durumuna geri döner. HAYIR ve oksitleyici maddelerle etkileşime girdiğinde nitrik asite oksitlenir.

Metaller veya iyodür iyonu gibi bazı maddelerin nitrik asitte çözünme hızı, safsızlık olarak mevcut nitröz asit konsantrasyonuna bağlıdır. Nitröz asit nitritlerin tuzları, gümüş nitrit hariç suda oldukça çözünür.

NaNO2 boya üretiminde kullanılır.Nitrik asit HNO3 ana kimya endüstrisinin en önemli inorganik ürünlerinden biridir. Patlayıcılar, gübreler, polimerler ve elyaflar, boyalar, farmasötikler vb. gibi diğer birçok inorganik ve organik maddenin teknolojilerinde kullanılır. Ayrıca bakınız KİMYASAL ELEMENTLER.EDEBİYAT Nitrojenist Rehberi. M., 1969
Nekrasov B.V. Genel kimyanın temelleri. M., 1973
Azot fiksasyonu sorunları. İnorganik ve fiziksel kimya. M., 1982

Oksidasyon durumu –3 olan bileşikler.-3 oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri, amonyak ve metal nitrürlerle temsil edilir.

Amonyak- NH3 karakteristik keskin kokusu olan renksiz bir gazdır. Amonyak molekülü, tepesinde bir nitrojen atomu bulunan bir üçgen piramit geometrisine sahiptir. Azotun atomik yörüngeleri sp3- hibrit durum. Azot-hidrojen bağlarının oluşumunda üç yörünge yer alır ve dördüncü yörünge yalnız bir elektron çifti içerir, molekül piramidal bir şekle sahiptir. Yalnız elektron çiftinin itici etkisi bağ açısının beklenen 109,5°'den 107,3°'ye düşmesine neden olur.

-33,4 °C sıcaklıkta amonyak yoğunlaşarak çok yüksek buharlaşma ısısına sahip bir sıvı oluşturur ve bu da onun endüstriyel soğutma ünitelerinde soğutucu olarak kullanılmasını mümkün kılar.

Azot atomunda yalnız bir elektron çiftinin bulunması, donör-alıcı mekanizması yoluyla başka bir kovalent bağ oluşturmasına olanak tanır. Böylece asidik bir ortamda moleküler amonyum katyonu - NH4 + oluşumu meydana gelir. Dördüncü kovalent bağın oluşumu, hidrojen atomlarının eşit itmesinden dolayı bağ açılarının (109,5°) hizalanmasına yol açar.

Sıvı amonyak iyi bir kendi kendine iyonlaşan çözücüdür:

2NH3 NH4 + + NH2 -

amid anyon

Alkali ve alkali toprak metalleri içinde çözünerek renkli iletken çözeltiler oluşturur. Bir katalizörün (FeCl3) varlığında çözünmüş metal, amonyakla reaksiyona girerek hidrojeni açığa çıkarır ve bir amid oluşturur, örneğin:

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2

sodyum amid

Amonyak suda oldukça çözünür (20 °C'de, bir hacim suda yaklaşık 700 hacim amonyak çözünür). Sulu çözeltilerde zayıf bazın özelliklerini gösterir.

NH3 + H2O® NH3 ×H20 NH4 + + OH -

= 1,85·10 -5

Oksijen atmosferinde, amonyak bir platin katalizör üzerinde nitrojen oluşturmak üzere yanar; amonyak, nitrojen okside (II) oksitlenir:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20; 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Amonyak, baz olarak asitlerle reaksiyona girerek amonyum katyon tuzları oluşturur, örneğin:

NH3 + HCl = NH4Cl

Amonyum tuzları suda oldukça çözünür ve hafifçe hidrolize edilir. Kristal halindeyken termal olarak kararsızdırlar. Termoliz ürünlerinin bileşimi, tuzu oluşturan asidin özelliklerine bağlıdır:

NH4Cl® NH3 + HC1; (NH4)2 SO4® NH3 + (NH4) HSO4

(NH 4) 2 Cr2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Amonyum tuzlarının sulu çözeltileri ısıtıldığında alkalilere maruz bırakıldığında amonyak açığa çıkar ve bu reaksiyonun amonyum tuzları için kalitatif bir reaksiyon olarak ve amonyak üretimi için bir laboratuvar yöntemi olarak kullanılmasına olanak tanır.

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H20

Endüstride amonyak doğrudan sentez yoluyla üretilir.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Reaksiyon oldukça tersinir olduğundan sentez yüksek basınçta (100 mPa'ya kadar) gerçekleştirilir. Prosesi hızlandırmak için, bir katalizörün (katkı maddeleri ile desteklenen sünger demir) varlığında ve yaklaşık 500 °C sıcaklıkta gerçekleştirilir.

nitrürler Birçok metal ve metal olmayan maddenin azotla reaksiyonu sonucu oluşur. Nitrürlerin özellikleri doğal olarak zamanla değişir. Örneğin üçüncü periyodun unsurları için:

Grup I ve II'nin s elementlerinin nitrürleri, suyla kolayca ayrışarak amonyak oluşturan kristal tuz benzeri maddelerdir.

Li3N + 3H20 = 3LiOH + NH3

Serbest haldeki halojen nitrürlerden yalnızca Cl3N izole edilir; asidik karakter, su ile reaksiyonda kendini gösterir:

Cl3N + 3H20 = 3HClO + NH3

Farklı doğadaki nitrürlerin etkileşimi, karışık nitrürlerin oluşumuna yol açar:

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

lityum nitrürgermanat(IV) nitrüralüminat

Nitrürler BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4, yüksek erime noktalarına (2000-3000 ° C) sahip katı polimer maddelerdir, yarı iletkenler veya dielektriklerdir. D-metal nitrürler, çok sert, refrakter ve kimyasal olarak kararlı, değişken bileşimli (bertolidler) kristalli bileşiklerdir ve metalik özellikler sergiler: metalik parlaklık, elektriksel iletkenlik.

Oksidasyon durumu –2 olan bileşikler. Hidrazin - N2H4 - oksidasyon durumundaki en önemli inorganik nitrojen bileşiği -2.

Hidrazin, kaynama noktası 113,5 °C olan, havada duman çıkaran renksiz bir sıvıdır. Hidrazin buharları son derece zehirlidir ve havayla patlayıcı karışımlar oluşturur. Hidrazin, amonyağın sodyum hipoklorit ile oksitlenmesiyle elde edilir:

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

Hidrazin su ile her oranda karışır ve çözelti içinde zayıf bir diasit bazı gibi davranarak iki dizi tuz oluşturur.

N2H4 + H20N2H5+ + OH-, Kb = 9,3 × 10-7;

hidrozonyum katyonu

N2H5+ + H20N2H62+ + OH-, Kb = 8,5 × 10-15;

dihidrosonyum katyonu

N2H4 + HC1 N2H5Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

hidrozonyum klorür dihidrosonyum diklorür

Hidrazin en güçlü indirgeyici ajandır:

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

Simetrik olmayan dimetilhidrazin (heptil), roket yakıtı olarak yaygın şekilde kullanılır.

Oksidasyon durumu –1 olan bileşikler. Hidroksilamin - NH2OH - -1 oksidasyon durumundaki ana inorganik nitrojen bileşiğidir.

Hidroksilamin, elektroliz sırasında salınım sırasında nitrik asidin hidrojen ile indirgenmesiyle elde edilir:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H20

Bu, zayıf bir bazın özelliklerini sergileyen, suda oldukça çözünür, renksiz kristalli bir maddedir (en 33 °C). Asitlerle birlikte, suda çözünebilen, stabil, renksiz maddeler olan hidroksilamonyum tuzları üretir.

NH2OH + H2O + + OH - , Kb = 2×10 -8

hidroksilamonyum iyonu

NH2OH molekülündeki nitrojen atomu bir ara oksidasyon durumu sergiler (-3 ile +5 arasında), dolayısıyla hidroksilamin hem indirgeyici ajan hem de oksitleyici ajan olarak görev yapabilir:

2N-1 H2OH + I2 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H20;

indirgen madde

2N -1 H2OH + 4FeS04 + 3H2SO4 = 2Fe2 (SO4)3 + (N-3H4)2SO4 + 2H2O

oksitleyici

NH 2 OH ısıtıldığında kolayca ayrışır ve orantısızlığa uğrar:

3N-1 H2OH = N02 + N-3H3 + 3H20;

Oksidasyon durumu +1 olan bileşikler. Nitrik oksit (I) - N20 (azot oksit, gülme gazı). Molekülünün yapısı, bu bileşiğin yalnızca resmi olarak nitrojen(I) oksit olarak kabul edilebileceğini gösteren iki değerlik şemasının rezonansı ile aktarılabilir; gerçekte nitrojen(V) oksonitrit - ON +5 N-3'tür.

N2O hafif hoş bir kokuya sahip renksiz bir gazdır. Küçük konsantrasyonlarda dizginsiz sevinç nöbetlerine neden olur, büyük dozlarda ise genel anestezi etkisi yaratır. Tıpta anestezi için nitröz oksit (%80) ve oksijen (%20) karışımı kullanıldı.

Laboratuvar koşullarında amonyum nitratın ayrışmasıyla nitrik oksit (I) elde edilebilir. Bu yöntemle elde edilen N 2 O, son derece toksik olan daha yüksek nitrojen oksitlerin safsızlıklarını içerir!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Kimyasal özellikler açısından nitrik oksit (I), tuz oluşturmayan tipik bir oksittir; su, asitler ve alkalilerle reaksiyona girmez. Isıtıldığında oksijen ve nitrojen oluşturmak üzere ayrışır. Bu nedenle N2O oksitleyici bir madde olarak görev yapabilir, örneğin:

N 2 Ö + H 2 = N 2 + H 2 Ö

Oksidasyon durumu +2 olan bileşikler. Azot(II) oksit - NO - renksiz bir gaz, son derece zehirli. Havada, daha az toksik olmayan nitrojen oksit (IV) oluşturmak üzere oksijen tarafından hızla oksitlenir. Endüstride NO, amonyağın bir platin katalizör üzerinde oksidasyonu veya havanın bir elektrik arkından (3000-4000 °C) geçirilmesiyle üretilir.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H20; N2 + O2 = 2NO

Nitrik oksit (II) üretimine yönelik bir laboratuvar yöntemi, bakırın seyreltik nitrik asitle reaksiyonudur.

3Cu + 8HNO3 (seyreltilmiş) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Azot(II) oksit, tuz oluşturmayan bir oksittir, güçlü bir indirgeyici maddedir ve oksijen ve halojenlerle kolayca reaksiyona girer.

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

nitrosil klorür

Aynı zamanda NO, güçlü indirgeyici maddelerle etkileşime girdiğinde oksitleyici bir madde gibi davranır:

2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4P = 5N 2 + 2P 2 Ç 5

Oksidasyon durumu +3 olan bileşikler. Azot oksit (III) - N203 - yoğun mavi bir sıvı (sıcaklık -100 °C). Düşük sıcaklıklarda yalnızca sıvı ve katı hallerde kararlıdır. Görünüşe göre iki biçimde var:

Azot(III) oksit, NO ve NO2 buharlarının ortak yoğunlaştırılmasıyla elde edilir. Sıvılarda ve buharlarda ayrışır.

NO 2 + NO N 2 O 3

Özellikleri tipik asit oksittir. Suyla reaksiyona girerek nitröz asit oluşturur; alkalilerle tuzlar - nitritler oluşturur.

N203 + H20 = 2HNO2; N203 + 2NaOH = 2NaNO2 + H20

Azotlu asit- orta kuvvette asit (Ka = 1×10-4). Saf haliyle izole edilmez; çözeltilerde iki tautomerik formda bulunur (tautomerler dinamik dengede olan izomerlerdir).

nitrit formu nitro formu

Nitröz asit tuzları stabildir. Nitrit anyonu belirgin redoks ikiliği sergiler. Koşullara bağlı olarak hem oksitleyici bir maddenin işlevini hem de bir indirgeyici maddenin işlevini yerine getirebilir, örneğin:

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

oksitleyici

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

indirgen madde

Nitröz asit ve nitritler orantısız olma eğilimindedir:

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

Oksidasyon durumu +4 olan bileşikler. Azot oksit (IV) - NO 2 - keskin, hoş olmayan bir kokuya sahip kahverengi gaz. Son derece zehirli! Endüstride NO2, NO'nun oksidasyonu ile üretilir. NO2 üretmeye yönelik bir laboratuvar yöntemi, bakırın konsantre nitrik asitle etkileşiminin yanı sıra kurşun nitratın termal ayrışmasıdır.

Cu + 4HNO3 (kons.) = Cu(NO3)2 + 2N02 + 2H20;

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

NO 2 molekülünde eşlenmemiş bir elektron bulunur ve stabil bir serbest radikaldir, dolayısıyla nitrik oksit kolayca dimerleşir.

Dimerizasyon işlemi tersine çevrilebilir ve sıcaklığa çok duyarlıdır:

paramanyetik, diyamanyetik,

kahverengi renksiz

Azot dioksit, suyla reaksiyona girerek nitrik ve nitröz asit karışımı (karışık anhidrit) oluşturan asidik bir oksittir.

2N02 + H20 = HNO2 + HNO3; 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H20

Oksidasyon durumu +5 olan bileşikler. Nitrik oksit (V) - N205 - beyaz kristalli bir madde. Nitrik asidin dehidrasyonu veya nitrik oksidin (IV) ozonla oksidasyonu ile elde edilir:

2HNO3 + P205 = N205 + 2HPO3; 2NO2 + Ö3 = N2Ö5 + Ö2

Kristal halinde, N205, buharlarda (yüce sıcaklık 33 ° C) - moleküler, tuz benzeri bir yapıya - + - sahiptir.

N205 - asit oksit - nitrik asit anhidrit:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Nitrik asit- HNO 3, kaynama noktası 84,1 °C olan renksiz bir sıvıdır, ısıtıldığında ve ışığa maruz kaldığında ayrışır.

4HNO3 = 4NO2 + Ö2 + 2H2O

Nitrojen dioksitin safsızlıkları konsantre nitrik aside sarı-kahverengi bir renk verir. Nitrik asit suyla her oranda karışır ve en güçlü mineral asitlerden biridir; çözeltide tamamen ayrışır.

Nitrik asit molekülünün yapısı aşağıdaki yapısal formüllerle açıklanmaktadır:

HNO3'ün yapısal formülünün yazılmasındaki zorluklar, bu bileşikte +5 oksidasyon durumu sergileyen azotun ikinci periyodun bir elementi olarak yalnızca dört kovalent bağ oluşturabilmesinden kaynaklanmaktadır.

Nitrik asit en güçlü oksitleyici ajanlardan biridir. Geri kazanımının derinliği birçok faktöre bağlıdır: konsantrasyon, sıcaklık, indirgeyici madde. Tipik olarak nitrik asitle oksidasyon, indirgeme ürünlerinin bir karışımını üretir:

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

Ametallerin ve aktif olmayan metallerin konsantre nitrik asit ile oksidasyonunun baskın ürünü nitrik oksittir (IV):

I2 + 10HNO3 (kons) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H20;

Pb + 4HNO3 (kons.) = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Konsantre nitrik asit demir ve alüminyumu pasifleştirir. Alüminyum seyreltik nitrik asitle bile pasifleştirilir. Herhangi bir konsantrasyondaki nitrik asidin altın, platin, tantal, rodyum ve iridyum üzerinde etkisi yoktur. Altın ve platin, 1: 3 oranında konsantre nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımı olan kral suyu içinde çözülür.

Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H20

Kraliyet suyunun güçlü oksitleyici etkisi, nitrik asidin hidrojen klorür ile etkileşiminin bir ürünü olan nitrosil klorürün ayrışması sırasında atomik klor oluşumundan kaynaklanmaktadır.

HNO3 + 3HCl = Cl2 + NOCl + 2H20;

NOCl = NO + Cl×

Düşük aktif metaller için etkili bir çözücü, konsantre nitrik ve hidroflorik asitlerin bir karışımıdır.

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

Seyreltik nitrik asit, metal olmayanlar ve düşük aktif metallerle etkileşime girdiğinde ağırlıklı olarak nitrojen okside (II) indirgenir, örneğin:

3P + 5HNO3 (seyreltilmiş) + 2H20 = 3H3P04 + 5NO;

3Pb + 8HNO3 (dil) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Aktif metaller seyreltik nitrik asidi N2O, N2 veya NH4NO3'e indirger, örneğin:

4Zn + 10HNO3 (dil) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Nitrik asidin büyük kısmı gübre ve patlayıcı üretiminde kullanılır.

Nitrik asit, endüstriyel olarak, ilk aşamada farklılık gösteren temas veya ark yöntemleriyle üretilir - nitrik oksit üretimi (II). Ark yöntemi, havayı bir elektrik arkından geçirerek NOx üretmeye dayanır. Temas yönteminde NO, amonyağın oksijenle platin katalizör üzerinde oksidasyonu sonucu üretilir. Daha sonra nitrojen oksit (II), atmosferik oksijenle nitrojen oksite (IV) oksitlenir. NO2'nin oksijen varlığında suda çözülmesiyle %60-65 konsantrasyonda nitrik asit elde edilir.

4NO2 + Ö2 + 2H2Ö = 4HNO3

Gerekirse nitrik asit, konsantre sülfürik asit ile damıtılarak konsantre edilir. Laboratuvarda konsantre sülfürik asidin ısıtıldığında kristal sodyum nitrat üzerindeki etkisi ile %100 nitrik asit elde edilebilir.

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

Nitrik asit tuzları- nitratlar - suda oldukça çözünür, termal olarak kararsızdır. Magnezyumun solundaki standart elektrot potansiyelleri serisinde bulunan aktif metallerin nitratlarının (lityum hariç) ayrışması nitrit oluşumuna yol açar. Örneğin:

2KNO3 = 2KNO2 + Ö2

Lityum ve magnezyum nitratların yanı sıra magnezyumun sağındaki standart elektrot potansiyelleri serisinde bakıra kadar yer alan metal nitratların ayrışması sırasında, bir nitrojen (IV) oksit ve oksijen karışımı açığa çıkar. Örneğin:

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

Faaliyet serisinin sonunda yer alan metallerin nitratları serbest metale ayrışır:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Sodyum, potasyum ve amonyum nitratlar barut ve patlayıcı üretiminde ve ayrıca azotlu gübreler (güherçile) olarak yaygın olarak kullanılmaktadır. Amonyum sülfat, amonyak suyu ve karbamid (üre) - tam bir karbonik asit amidi de gübre olarak kullanılır:

Hidrojen azid(dinitridonitrat) - HN 3 (HNN 2) – keskin kokulu, renksiz uçucu sıvı (erime noktası –80 °C, kaynama noktası 37 °C). Merkezi nitrojen atomu sp-hibridizasyonundadır, oksidasyon durumu +5'tir, ona bitişik atomların oksidasyon durumu -3'tür. Molekül yapısı:

Sulu bir HN3 - hidronitrik asit çözeltisi, kuvvet bakımından asetik asite yakındır, Ka = 2,6 x 10-5. Seyreltik çözeltilerde stabildir. Hidrazin ve nitröz asidin reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H20

HN3'ün (HN +5 N2) oksidatif özellikleri nitrik asite benzer. Böylece, bir metalin nitrik asitle etkileşimi nitrojen oksit (II) ve su üretirse, o zaman hidronitröz asitle nitrojen ve amonyak oluşur. Örneğin,

Cu + 3HN +5 N2 = Cu(N3)2 + N20 + NH3

HN3 ve HCl karışımı kral suyu gibi davranır. Hidronitrik asit tuzları - azitler. Yalnızca alkali metal azidler > 300 °C sıcaklıklarda nispeten stabildir; patlama olmadan yok olurlar. Geri kalanlar vurulduğunda veya ısıtıldığında patlayarak parçalanır. Ateşleyicilerin üretiminde kurşun azit kullanılır:

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

Azidlerin hazırlanmasına yönelik başlangıç ürünü, sodyum amid ve nitrik oksidin (I) reaksiyonu sonucu oluşan NaN3'tür:

NaNH2 + N20 = NaN3 + H20

4.2.Fosfor

Fosfor doğada bir izotopla temsil edilir - 31 P, fosforun clarke'si% 0,05 mol'dür. Fosfat mineralleri formunda bulunur: Ca3 (PO 4) 2 - fosforit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - apatit. Hayvanların ve insanların kemiklerinin ve dişlerinin bir parçasıdır, ayrıca nükleik asitlerin (DNA ve RNA) ve adenosin fosforik asitlerin (ATP, ADP ve AMP) bileşimidir.

Fosfor, silikon dioksit varlığında fosforitin kok ile indirgenmesiyle elde edilir.

Ca3 (PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO

Basit bir madde olan fosfor, başlıcaları beyaz, kırmızı ve siyah fosfor olan çeşitli allotropik modifikasyonlar oluşturur. Beyaz fosfor, fosfor buharının yoğunlaşmasıyla oluşur ve suda çözünmeyen, bazı organik çözücülerde çözünen beyaz mumsu bir maddedir (en 44 °C). Beyaz fosfor moleküler bir yapıya sahiptir ve tetrahedral P4 moleküllerinden oluşur.

Bağ gerilimi (P-P-P bağ açısı sadece 60°'dir) beyaz fosforun yüksek reaktivitesine ve toksisitesine (yaklaşık 0,1 g öldürücü doz) neden olur. Beyaz fosfor yağlarda yüksek oranda çözünür olduğundan süt zehirlenmelerde panzehir olarak kullanılamaz. Beyaz fosfor havada kendiliğinden tutuşur, bu nedenle su tabakası altında hava geçirmez şekilde kapatılmış kimyasal kaplarda saklanır.

Kırmızı fosfor polimer yapıya sahiptir. Beyaz fosforun ısıtılması veya ışıkla ışınlanmasıyla elde edilir. Beyaz fosforun aksine düşük reaktiftir ve toksik değildir. Ancak beyaz fosforun kalıntı miktarları kırmızı fosforu toksik hale getirebilir!

Siyah fosfor, beyaz fosforun 120 bin atm basınçta ısıtılmasıyla elde edilir. Polimer yapıya sahiptir, yarı iletken özelliklere sahiptir, kimyasal olarak stabildir ve toksik değildir.

Kimyasal özellikler. Beyaz fosfor, oda sıcaklığında atmosferik oksijen tarafından kendiliğinden oksitlenir (kırmızı ve siyah fosforun oksidasyonu ısıtıldığında meydana gelir). Reaksiyon iki aşamada meydana gelir ve buna lüminesans (kemilüminesans) eşlik eder.

2P + 3O2 = 2P203; P 2 Ö 3 + Ö 2 = P 2 Ö 5

Fosfor ayrıca kükürt ve halojenlerle adım adım etkileşime girer.

2P + 3Cl2 = 2PCl3; PCl3 + Cl2 = PCl5

Fosfor, aktif metallerle etkileşime girdiğinde oksitleyici bir madde görevi görür ve -3 oksidasyon durumunda fosfitler - fosfor bileşikleri oluşturur.

3Ca + 2P = Ca3P2

Oksitleyici asitler (nitrik ve konsantre sülfürik asitler) fosforu fosforik asite oksitler.

P + 5HNO3 (kons.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

Alkali çözeltilerle kaynatıldığında beyaz fosfor orantısızdır:

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

fosfin potasyum hipofosfit

Kimyasal reaksiyonlar sırasında belirli özelliklere sahip çok sayıda bileşiğin oluşumuna izin veren farklı oksidasyon durumları sergileyen kimyasal elementler vardır. Atomun elektronik yapısını bildiğimizde hangi maddelerin oluşacağını tahmin edebiliriz.

Azotun oksidasyon durumu -3 ila +5 arasında değişebilir, bu da ona dayalı bileşiklerin çeşitliliğini gösterir.

Eleman özellikleri

Azot, D.I. Mendeleev'in periyodik sisteminin ikinci periyodunda yer alan kimyasal elementlere aittir. Seri numarası 7 ve kısaltılmış harf adı N'dir. Normal koşullar altında, reaksiyonlar için nispeten inert bir element gereklidir; ceryan etmek.

Doğada, hacim oranı %75'ten fazla olan atmosferik havanın iki atomlu, renksiz bir gazı olarak oluşur. Protein moleküllerinde, nükleik asitlerde ve inorganik kökenli nitrojen içeren maddelerde bulunur.

Atomik yapı

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

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

Atomunun 12-13 ve 16-17 kütleli, kararsız çekirdeklere sahip yapay çeşitleri vardır.

Atomik nitrojenin elektronik yapısını incelerken iki elektron kabuğunun (iç ve dış) olduğu açıktır. 1s yörüngesi bir çift elektron içerir.

İkinci dış kabukta yalnızca beş negatif yüklü parçacık vardır: ikisi 2s-alt seviyesinde ve üçü 2p-orbitalinde. Değerlik enerji seviyesinde serbest hücre yoktur, bu da elektron çiftini ayırmanın imkansızlığını gösterir. 2p yörüngesinin yalnızca yarısının elektronlarla dolu olduğu kabul edilir, bu da 3 negatif yüklü parçacığın eklenmesine izin verir. Bu durumda nitrojenin oksidasyon durumu -3'tür.

Yörüngelerin yapısı dikkate alındığında, koordinasyon sayısı 4 olan bu elementin yalnızca diğer dört atomla maksimum düzeyde bağlandığı sonucuna varabiliriz. Üç bağ oluşturmak için değişim mekanizması kullanılır, bir diğeri ise alıcı öncesi veya alıcısız yöntemiyle oluşturulur.

Farklı bileşiklerde nitrojenin oksidasyon durumları

Atomunun bağlayabileceği maksimum negatif parçacık sayısı 3'tür. Bu durumda oksidasyon durumu, NH3 veya amonyak, NH4+ veya amonyum ve Me3N2 nitrürler gibi bileşiklerin doğasında olan -3'e eşit görünür. Son maddeler, nitrojenin metal atomlarıyla etkileşimi yoluyla artan sıcaklıkla oluşur.

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

İki nitrojen atomu birbirleriyle birleşerek oksidasyon durumu -2 olan kararlı bileşikler oluşturabilir. Böyle bir bağ N2H4 veya hidrazinlerde, çeşitli metallerin azidlerinde veya MeN3'te gözlenir. Azot atomu boş yörüngelere 2 elektron ekler.

Belirli bir element yalnızca 1 negatif parçacık aldığında oksidasyon durumu -1'dir. Örneğin NH2OH veya hidroksilaminde negatif yüklüdür.

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

1+ yükü, N20'daki (tek değerlikli oksit) nitrojende ve Na2N202 formülüyle sodyum hiponitritte bulunur.

NO'da (iki değerlikli oksit), element iki elektrondan vazgeçer ve pozitif yüklü (+2) hale gelir.

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

Yük +4, değerlik IV'e veya dimerine (N 2 O 4) sahip bir oksitte meydana gelir.

Oksidasyon durumunun pozitif işareti (+5), N205'te veya beş değerlikli oksitte, nitrik asit ve bunun türev tuzlarında görülür.

Azot ve hidrojen bileşikleri

Yukarıdaki iki elemente dayanan doğal maddeler organik hidrokarbonlara benzer. Atomik nitrojen miktarı arttıkça yalnızca hidrojen nitratlar stabilitelerini kaybeder.

En önemli hidrojen bileşikleri amonyak, hidrazin ve hidronitrik asit moleküllerini içerir. Hidrojenin nitrojenle reaksiyona sokulmasıyla elde edilirler ve ikinci madde ayrıca oksijen içerir.

Amonyak nedir

Hidrojen nitrür olarak da adlandırılır ve kimyasal formülü 17 kütleli NH3'tür. Normal sıcaklık ve basınç koşulları altında amonyak, keskin amonyak kokusuna sahip renksiz bir gaz formuna sahiptir. Yoğunluğu havadan 2 kat daha azdır ve molekülünün polar yapısından dolayı sulu ortamda kolaylıkla çözünür. Düşük tehlikeli maddeleri ifade eder.

Endüstriyel miktarlarda amonyak, hidrojen ve nitrojen moleküllerinden katalitik sentez kullanılarak üretilir. Amonyum tuzları ve sodyum nitrit üretmek için laboratuvar yöntemleri vardır.

Amonyağın yapısı

Piramidal molekül bir nitrojen ve 3 hidrojen atomu içerir. Birbirlerine 107 derecelik bir açıyla yerleştirilmişlerdir. Dörtyüzlü şekilli bir molekülde nitrojen merkezde bulunur. Üç eşleşmemiş p-elektron nedeniyle, her biri 1 s-elektronuna sahip olan 3 atomik hidrojen ile kovalent nitelikteki polar bağlarla bağlanır. Amonyak molekülü bu şekilde oluşur. Bu durumda nitrojen -3 oksidasyon durumunu sergiler.

Bu elementin dış seviyesinde hala paylaşılmamış bir elektron çifti bulunur ve bu da pozitif yüklü bir hidrojen iyonu ile kovalent bir bağ oluşturur. Bir element negatif yüklü parçacıkların vericisi, diğeri ise alıcıdır. Amonyum iyonu NH4 + bu şekilde oluşur.

Amonyum nedir

Pozitif yüklü çok atomlu iyon veya katyon olarak sınıflandırılır. Amonyum aynı zamanda molekül formunda bulunamayan bir kimyasal madde olarak da sınıflandırılır. Amonyak ve hidrojenden oluşur.

Negatif işaretli çeşitli anyonların varlığında pozitif yüklü amonyum, I değerlikli metaller gibi davrandıkları amonyum tuzları oluşturabilir. Amonyum bileşikleri de katılımıyla sentezlenir.

Birçok amonyum tuzu, suda kolaylıkla çözünebilen, kristalimsi, renksiz maddeler formunda bulunur. NH4 + iyonunun bileşikleri uçucu asitlerden oluşuyorsa, ısıtma koşulları altında gaz halindeki maddelerin salınmasıyla ayrışırlar. Daha sonraki soğutmaları tersine çevrilebilir bir sürece yol açar.

Bu tür tuzların stabilitesi, oluştukları asitlerin kuvvetine bağlıdır. Kararlı amonyum bileşikleri güçlü bir asidik kalıntıya karşılık gelir. Örneğin, kararlı amonyum klorür hidroklorik asitten üretilir. 25 dereceye kadar sıcaklıklarda bu tür tuz ayrışmaz, bu da amonyum karbonat hakkında söylenemez. İkinci bileşik genellikle hamuru kabartmak için pişirme işleminde kabartma tozu yerine kullanılır.

Şekerlemeciler basitçe amonyum karbonat amonyum diyorlar. Bu tuz bira üreticileri tarafından bira mayasının fermantasyonunu geliştirmek için kullanılır.

Amonyum iyonlarının tespiti için kalitatif bir reaksiyon, alkali metal hidroksitlerin bileşikleri üzerindeki etkisidir. NH4+ varlığında amonyak açığa çıkar.

Amonyumun kimyasal yapısı

İyonunun konfigürasyonu, merkezinde nitrojen bulunan düzenli bir tetrahedron'a benzer. Hidrojen atomları şeklin köşelerinde bulunur. Amonyumdaki nitrojenin oksidasyon durumunu hesaplamak için katyonun toplam yükünün +1 olduğunu ve her hidrojen iyonunun bir elektronun eksik olduğunu ve bunlardan yalnızca 4 tanesinin olduğunu hatırlamanız gerekir. Toplam hidrojen potansiyeli +4'tür. Tüm hidrojen iyonlarının yükünü katyonun yükünden çıkarırsak şunu elde ederiz: +1 - (+4) = -3. Bu, nitrojenin oksidasyon durumunun -3 olduğu anlamına gelir. Bu durumda üç elektron eklenir.

nitrürler nelerdir

Azot, metalik ve metalik olmayan nitelikteki daha elektropozitif atomlarla birleşebilir. Sonuç olarak hidritlere ve karbürlere benzer bileşikler oluşur. Bu tür nitrojen içeren maddelere nitrürler denir. Bileşiklerde metal ile nitrojen atomu arasında kovalent, iyonik ve ara bağlar bulunur. Sınıflandırmalarının altında yatan bu özelliktir.

Kovalent nitrürler, kimyasal bağların atomik nitrojenden elektron aktarmadığı, ancak diğer atomların negatif yüklü parçacıklarıyla birlikte ortak bir elektron bulutu oluşturduğu bileşikleri içerir.

Bu tür maddelerin örnekleri, amonyak ve hidrazin molekülleri gibi hidrojen nitrürlerin yanı sıra triklorürler, tribromürler ve triflorürler içeren nitrojen halojenürlerdir. Ortak elektron çifti iki atoma eşit olarak aittir.

İyonik nitrürler, elektronların metal elementten serbest nitrojen seviyelerine geçişiyle oluşan kimyasal bağa sahip bileşikleri içerir. Bu tür maddelerin molekülleri polarite sergiler. Nitrürlerin nitrojen oksidasyon durumu 3-'dür. Buna göre metalin toplam yükü 3+ olacaktır.

Bu tür bileşikler, alkali metaller haricinde magnezyum, lityum, çinko veya bakır nitrürlerini içerir. Yüksek erime noktasına sahiptirler.

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

Üç değerlikli nitrojen oksitin tanımı

HNO2 formülü ile nitröz asitten elde edilen anhidrit olarak da adlandırılır. Trioksitteki nitrojen (3+) ve oksijenin (2-) oksidasyon durumları dikkate alındığında, element atomlarının oranı 2 ila 3 veya N2O3'tür.

Anhidritin sıvı ve gaz formları çok kararsız bileşiklerdir; kolaylıkla IV ve II değerliklerine sahip iki farklı okside ayrışırlar.