Chemická sloučenina dusíku s kovem 6 písmen. Dusík a jeho sloučeniny

Dusík- prvek 2. periody V A-skupiny Periodické soustavy, pořadové číslo 7. Elektronový vzorec atomu [2 He] 2s 2 2p 3, charakteristické oxidační stavy jsou 0, -3, +3 a + 5, méně často +2 a +4 a další stav N v je považován za relativně stabilní.

Stupnice oxidace dusíku:
+5 - N205, N03, NaN03, AgN03

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

3 - NH3, NH4, NH3* H20, NH2CI, Li3N, Cl3N.

Dusík má vysokou elektronegativitu (3,07), třetí po F a O. Vykazuje typické nekovové (kyselé) vlastnosti, přičemž tvoří různé kyseliny obsahující kyslík, soli a binární sloučeniny a také amonný kationt NH 4 a jeho soli .

V přírodě - sedmnáctý chemickým hojným prvkem (devátý mezi nekovy). Životně důležitý prvek pro všechny organismy.

N 2

Jednoduchá hmota. Skládá se z nepolárních molekul s velmi stabilní ˚σππ-vazbou N≡N, což vysvětluje chemickou inertnost prvku za normálních podmínek.

Bezbarvý plyn bez zápachu a chuti, který kondenzuje na bezbarvou kapalinu (na rozdíl od O 2).

Hlavní složkou vzduchu je 78,09 % objemových, 75,52 % hmot. Dusík se z kapalného vzduchu vyvaří dříve než kyslík. Je mírně rozpustný ve vodě (15,4 ml / 1 L H 2 O při 20 ˚C), rozpustnost dusíku je nižší než rozpustnost kyslíku.

Při pokojové teplotě N 2 reaguje s fluorem a ve velmi malé míře s kyslíkem:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reverzibilní reakce na výrobu amoniaku probíhá při teplotě 200˚C, pod tlakem až 350 atm a vždy za přítomnosti katalyzátoru (Fe, F 2 O 3, FeO, v laboratoři na Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

V souladu s Le Chatelierovým principem by mělo ke zvýšení výtěžnosti amoniaku docházet se zvyšujícím se tlakem a klesající teplotou. Reakční rychlost při nízkých teplotách je však velmi nízká, proto se proces provádí při 450-500 ˚C, přičemž se dosahuje 15% výtěžku amoniaku. Nezreagovaný N2 a H2 jsou recyklovány do reaktoru a tím se zvyšuje rychlost reakce.

Dusík je chemicky pasivní vůči kyselinám a zásadám a nepodporuje hoření.

Příjem proti průmysl- frakční destilace kapalného vzduchu nebo odstranění kyslíku ze vzduchu chemickou cestou, např. reakcí 2C (koks) + O 2 = 2CO při zahřátí. V těchto případech se získává dusík obsahující i příměsi vzácných plynů (především argonu).

V laboratoři lze malá množství chemicky čistého dusíku získat kontaminační reakcí s mírným zahříváním:

N-3H4N3O2 (T) = N20 + 2H20 (60-70)

NH4Cl (p) + KN02 (p) = N20 + KCl + 2H20 (100 °C)

Používá se pro syntézu amoniaku. Kyselina dusičná a další produkty obsahující dusík jako inertní médium pro chemické a metalurgické procesy a skladování hořlavých látek.

NH 3

Binární sloučenina, oxidační stav dusíku je - 3. Bezbarvý plyn s pronikavým charakteristickým zápachem. Molekula má strukturu neúplného čtyřstěnu [: N (H) 3] (sp 3 -hybridizace). Přítomnost donorového páru elektronů v molekule NH 3 v dusíku v sp 3 -hybridním orbitalu určuje charakteristickou reakci adice vodíkového kationtu za vzniku kationtu. amonium NH 4. Pod přetlakem při pokojové teplotě zkapalňuje. V kapalném stavu je spojen díky vodíkovým můstkům. Tepelně nestabilní. Necháme dobře rozpustit ve vodě (více než 700 l / 1 l H 2 O při 20˚C); podíl v nasyceném roztoku je 34 % hmotnostních a 99 % objemových, pH = 11,8.

Vysoce reaktivní, náchylný k adičním reakcím. Hoří v kyslíku, reaguje s kyselinami. Vykazuje redukční (díky N -3) a oxidační (díky H +1) vlastnosti. Suší se pouze oxidem vápenatým.

Kvalitativní reakce - vznik bílého "kouře" při kontaktu s plynnou HCl, zčernání kousku papíru navlhčeného roztokem Hg 2 (NO3) 2.

Meziprodukt při syntéze HNO 3 a amonných solí. Používá se při výrobě sody, dusíkatých hnojiv, barviv, výbušnin; kapalný amoniak je chladivo. Jedovatý.
Rovnice nejdůležitějších reakcí:

2NH3 (g) ↔N2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) bílý "kouř"
4NH3 + 3O2 (vzduch) = 2N2 + 6 H20 (spalování)
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6 H20 (800˚C, kat.Pt / Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H20 (500 °C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (pokojová teplota, tlak)
Příjem. PROTI laboratoří- vytěsnění amoniaku z amonných solí při zahřívání sodným vápnem: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Nebo vaření vodného roztoku amoniaku s následným sušením plynu.
V průmyslu amoniak se získává z dusíku s vodíkem. Vyrábí se průmyslově buď ve zkapalněné formě, nebo ve formě koncentrovaného vodného roztoku pod technickým názvem čpavková voda.

Hydrát amoniakuNH 3 * H 2 Ó. Mezimolekulární sloučenina. Bílá, v krystalové mřížce jsou molekuly NH 3 a H 2 O vázané slabou vodíkovou vazbou. Přítomný ve vodném roztoku amoniaku, slabá báze (produkty disociace - kationt NH 4 a aniont OH). Amonný kationt má pravidelnou tetraedrickou strukturu (sp 3 -hybridizace). Tepelně nestabilní, při varu roztoku se zcela rozloží. Neutralizováno silnými kyselinami. Vykazuje redukční vlastnosti (díky N -3) v koncentrovaném roztoku. Vstupuje do reakce iontové výměny a komplexace.

Kvalitativní reakce- tvorba bílého "kouře" při kontaktu s plynnou HCl. Používá se k vytvoření mírně alkalického prostředí v roztoku při srážení amfoterních hydroxidů.
1 M roztok amoniaku obsahuje hlavně hydrát NH 3 * H 2 O a pouze 0,4 % iontů NH 4 OH (kvůli disociaci hydrátu); iontový "hydroxid amonný NH4OH" tedy v roztoku prakticky není obsažen a v pevném hydrátu žádná taková sloučenina není.
Rovnice nejdůležitějších reakcí:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vaření s NaOH)
NH3H20 + HCl (zředěný) = NH4Cl + H20
3 (NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4Cl
8 (NH3H20) (konc.) + 3Br2 (p) = N2 + 6 NH4Br + 8H20 (40-50 °C)
2 (NH3H20) (konc.) + 2KMnO4 = N2 + 2Mn02↓ + 4H20 + 2KOH
4 (NH3H20) (konc.) + Ag20 = 2OH + 3H20
4 (NH3H20) (konc.) + Cu (OH)2 + (OH)2 + 4H20
6 (NH3H20) (konc.) + NiCl2 = Cl2 + 6H20
Často se nazývá zředěný roztok amoniaku (3-10%) amoniak(název vymysleli alchymisté) a koncentrovaný roztok (18,5 - 25 %) je roztok amoniaku (vyráběný průmyslem).

Oxidy dusíku

Oxid dusnatýNE

Oxid netvořící sůl. Bezbarvý plyn. Radikál, obsahuje kovalentní σπ-vazbu (N꞊O), v pevném stavu je dimer N 2 O 2 s vazbou N-N. Extrémně tepelně stabilní. Citlivý na kyslík ve vzduchu (zhnědne). Je mírně rozpustný ve vodě a nereaguje s ní. Chemicky pasivní vůči kyselinám a zásadám. Při zahřívání reaguje s kovy i nekovy. vysoce reaktivní směs NO a NO 2 ("nitrózní plyny"). Meziprodukt při syntéze kyseliny dusičné.
Rovnice nejdůležitějších reakcí:
2NO + O 2 (plyn) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N2 + CO2 (400-500˚C)
10NO + 4P (červená) = 5N2 + 2P205 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600 °C)
Reakce na směsi NO a NO 2:
NO + N02 + H20 = 2HN02 (p)
NO + N02 + 2KOH (zředěný) = 2KNO2 + H20
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Příjem proti průmysl: oxidace čpavku kyslíkem na katalyzátoru, in laboratoří- interakce zředěné kyseliny dusičné s redukčními činidly:
8HNO 3 + 6 Hg = 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NE+ 4 H20
nebo snížení dusičnanů:
2NaN02 + 2H2S04 + 2NaI = 2 NE + I2↓ + 2 H20 + 2Na2S04

Oxid dusičitýNE 2

Kyselý oxid, konvenčně odpovídá dvěma kyselinám - HNO 2 a HNO 3 (kyselina pro N 4 neexistuje). Hnědý plyn, monomer NO 2 při pokojové teplotě, v chladu, kapalný bezbarvý dimer N 2 O 4 (oxid dusný). Zcela reaguje s vodou, alkáliemi. Velmi silné oxidační činidlo, korozivní pro kovy. Používá se pro syntézu kyseliny dusičné a bezvodých dusičnanů, jako oxidační činidlo pro raketové palivo, čistič oleje ze síry a katalyzátor oxidace organických sloučenin. Jedovatý.
Rovnice nejdůležitějších reakcí:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (V chladu)
3N02 + H20 = 3HN03 + NO
2NO 2 + 2NaOH (zředěný) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4N02 + O2 + 2 H20 = 4 HNO3
4N02 + O2 + KOH = KNO3 + 2 H20
2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4 H20 (kat.Pt, Ni)
N02 + 2HI (p) = NO + I2↓ + H20
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)
Příjem: proti průmysl - oxidace NO vzdušným kyslíkem, in laboratoří- interakce koncentrované kyseliny dusičné s redukčními činidly:
6HN03 (konc., horizontální) + S = H2S04 + 6N02 + 2H20
5HNO3 (konc., horizontální) + P (červená) = H3PO4 + 5NO2 + H20
2HNO 3 (konc., horká) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oxid dusnýN 2 Ó

Bezbarvý plyn s příjemnou vůní ("plyn k smíchu"), N꞊N꞊O, formální oxidační stav dusíku je +1, špatně rozpustný ve vodě. Podporuje spalování grafitu a hořčíku:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N20 + Mg = N2 + MgO (500 °C)
Při tepelném rozkladu dusičnanu amonného:
NH4NO3 = N20 + 2 H20 (195 - 245 °C)
používá se v lékařství jako anestetikum.

Oxid dusnýN 2 Ó 3

Při nízkých teplotách modrá kapalina, ON꞊NO 2, formální oxidační stupeň dusíku +3. Při 20 ˚C se z 90 % rozloží na směs bezbarvého NO a hnědého NO 2 ("nitrózní plyny", průmyslový kouř - "liščí ocas"). N 2 O 3 je kyselý oxid, za studena s vodou tvoří HNO 2, při zahřátí reaguje jinak:
3N203 + H20 = 2HN03 + 4NO
S alkáliemi poskytuje soli HNO 2, například NaNO 2.
Získává se interakcí NO s O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) nebo s NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
se silným chlazením. „Nitrózní plyny“ a nebezpečné pro životní prostředí působí jako katalyzátory ničení ozonové vrstvy atmosféry.

Oxid dusný N 2 Ó 5

Bezbarvý, pevný, O 2 N - O - NO 2, oxidační stav dusíku je +5. Při pokojové teplotě se rozloží na NO 2 a O 2 za 10 hodin. Reaguje s vodou a zásadami jako kyselý oxid:
N205 + H20 = 2HN03
N205 + 2NaOH = 2NaN03 + H2
Získané dehydratací dýmavé kyseliny dusičné:
2HN03 + P205 = N205 + 2HPO3
nebo oxidace NO 2 ozonem při -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2O 5 + O 2

Dusitany a dusičnany

Dusitan draselnýKNO 2 ... Bílá, hygroskopická. Taje bez rozkladu. Odolává suchému vzduchu. Necháme velmi dobře rozpustit ve vodě (za vzniku bezbarvého roztoku), hydrolyzované aniontem. Typické oxidační a redukční činidlo v kyselém prostředí, v alkalickém prostředí reaguje velmi pomalu. Vstupuje do iontoměničových reakcí. Kvalitativní reakce na NO 2 iontu - odbarvení fialového roztoku MnO 4 a vznik černé sraženiny po přidání iontů I. Používá se při výrobě barviv, jako analytické činidlo pro aminokyseliny a jodidy, složka fotografických činidel.
rovnice nejdůležitějších reakcí:
2KNO 2 (s) + 2HN03 (konc.) = NO 2 + NO + H20 + 2KNO 3
2KNO 2 (ředěný) + O 2 (plyn) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KN02 + H20 + Br2 = KN03 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fiol.) = 5NO 3 - + 2Mn2+ (bts.) + 3H20
3NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2O
N02- (nas.) + NH4+ (nas.) = N2 + 2H20
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (černá) ↓ = 2H20
NO 2 - (expandovaný) + Ag + = AgNO 2 (světle žlutý) ↓
Příjem protiprůmysl- regenerace dusičnanu draselného v procesech:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (houba) + H20 = KNO 2+ Pb (OH) 2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat draslík KNO 3
Technický název potaš, nebo indický sůl , ledek. Bílý, taje bez rozkladu při dalším zahřívání se rozkládá. Odolný vůči vzduchu. Necháme dobře rozpustit ve vodě (s vys endo-účinek, = -36 kJ), žádná hydrolýza. Silné oxidační činidlo při fúzi (kvůli uvolňování atomárního kyslíku). V roztoku se redukuje pouze atomárním vodíkem (v kyselém prostředí na KNO 2, v alkalickém na NH 3). Používá se ve sklářské výrobě jako konzervant potravin, složka pyrotechnických směsí a minerálních hnojiv.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO3 + 8H0 (Al, konc. KOH) = NH3 + 2H20 + KOH (80 ˚C)

KNO3 + NH4Cl = N20 + 2H20 + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (spalování)

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)

Příjem: v průmyslu
4KOH (horký) + 4NO2 + O2 = 4KNO3 + 2H20

a v laboratoři:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓

Být v přírodě.

Dusík se v přírodě vyskytuje převážně ve volném stavu. Na vzduchu je jeho objemový podíl 78,09 % a hmotnostní podíl 75,6 %. Sloučeniny dusíku se v půdě vyskytují v malém množství. Dusík je součástí bílkovinných látek a mnoha přírodních organických sloučenin. Celkový obsah dusíku v zemské kůře je 0,01 %.

Příjem.

V technologii se dusík získává z kapalného vzduchu. Jak víte, vzduch je směs plynů, hlavně dusíku a kyslíku. Suchý vzduch v blízkosti zemského povrchu obsahuje (v objemových zlomcích): dusík 78,09 %, kyslík 20,95 %, vzácné plyny 0,93 %, oxid uhelnatý (IV) 0,03 %, dále občasné nečistoty -, prach, mikroorganismy , sirovodík, síra ( IV) oxid atd. Pro získání dusíku se vzduch převede do kapalného skupenství a následně se dusík oddělí od méně těkavého kyslíku odpařením (bp. dusík -195,8 °C, kyslík -183 °C). Takto získaný dusík obsahuje příměsi vzácných plynů (především argonu). Čistý dusík lze v laboratorních podmínkách získat rozkladem dusitanu amonného při zahřívání:

NH4N02 = N2 + 2H20

Fyzikální vlastnosti. Dusík je bezbarvý plyn bez zápachu a chuti, lehčí než vzduch. Rozpustnost ve vodě je nižší než u kyslíku: při 20 °C se 15,4 ml dusíku (kyslík 31 ml) rozpustí v 1 litru vody. Ve vzduchu rozpuštěném ve vodě je proto obsah kyslíku v poměru k dusíku větší než v atmosféře. Nízká rozpustnost dusíku ve vodě, stejně jako jeho velmi nízký bod varu, jsou vysvětleny velmi slabými intermolekulárními interakcemi jak mezi molekulami dusíku a vody, tak mezi molekulami dusíku.

Přírodní dusík se skládá ze dvou stabilních izotopů s hmotnostními čísly 14 (99,64 %) a 15 (0,36 %).

Chemické vlastnosti.

Při pokojové teplotě se dusík váže pouze přímo na lithium:

6Li + N2 = 2Li3N

S jinými kovy reaguje pouze za vysokých teplot a tvoří nitridy. Například:

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, 2Al + N 2 = 2AlN

Dusík se slučuje s vodíkem v přítomnosti katalyzátoru při vysokém tlaku a teplotě:

N2 + 3H2 = 2NH3

Při teplotě elektrického oblouku (3000-4000 stupňů) se dusík spojuje s kyslíkem:

Aplikace. Dusík se používá ve velkém množství k získání amoniaku. Hojně se používá pro vytvoření inertního prostředí - plnění elektrických žárovek a volného prostoru v rtuťových teploměrech při čerpání hořlavých kapalin. Je jím nitridován povrch ocelových výrobků, tzn. nasycují jejich povrch dusíkem při vysoké teplotě. V důsledku toho se v povrchové vrstvě tvoří nitridy železa, které propůjčují oceli větší tvrdost. Taková ocel vydrží zahřátí až na 500 °C, aniž by ztratila svou tvrdost.

Dusík je důležitý pro život rostlin a živočichů, protože je součástí bílkovinných látek. Sloučeniny dusíku se používají při výrobě minerálních hnojiv, výbušnin a v mnoha průmyslových odvětvích.

Otázka číslo 48.

Amoniak, jeho vlastnosti, způsoby výroby. Využití čpavku v národním hospodářství. Hydroxid amonný. Amonné soli, jejich vlastnosti a aplikace. Dusíkatá hnojiva s amonným dusíkem. Kvalitativní reakce na amonný iont.

Amoniak - bezbarvý plyn s charakteristickým zápachem, téměř dvakrát lehčí než vzduch. Se zvyšujícím se tlakem nebo chlazením snadno zkapalní na bezbarvou kapalinu. Amoniak je velmi dobře rozpustný ve vodě. Roztok čpavku ve vodě se nazývá čpavková voda nebo amoniak. Při varu se z roztoku odpaří rozpuštěný amoniak.

Chemické vlastnosti.

Interakce s kyselinami:

NH3 + HCl = NH4Cl, NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

Interakce s kyslíkem:

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20

Obnova mědi:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H20

Příjem.

2NH4Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplikace.

Kapalný čpavek a jeho vodné roztoky se používají jako kapalné hnojivo.

Hydroxid amonný (hydroxid amonný) - NH 4 ACH

Amonné soli a jejich vlastnosti. Amonné soli se skládají z amonného kationtu a kyselého aniontu. Strukturou jsou podobné odpovídajícím solím jednoduše nabitých kovových iontů. Amonné soli se získávají interakcí amoniaku nebo jeho vodných roztoků s kyselinami. Například:

NH3 + HN03 = NH4NO3

Vykazují obecné vlastnosti solí, tzn. interagovat s roztoky zásad, kyselin a jiných solí:

NH4Cl + NaOH = NaCl + H20 + NH3

2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl

(NH 4) 2SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4Cl

Aplikace. Dusičnan amonný (dusičnan amonný) NH4NO3 se používá jako dusíkaté hnojivo a pro výrobu výbušnin - amonitů;

Síran amonný (NH4) 2SO4 - jako levné dusíkaté hnojivo;

Hydrogenuhličitan amonný NH4HCO3 a uhličitan amonný (NH4) 2CO3 - v potravinářském průmyslu při výrobě moučných cukrovinek jako chemického prášku do pečiva, při barvení látek, při výrobě vitamínů, v lékařství;

Chlorid amonný (amoniak) NH4Cl - v galvanických článcích (suché baterie), při pájení a cínování, v textilním průmyslu, jako hnojivo, ve veterinární medicíně.

Amonná (čpavková) hnojiva obsahují dusík ve formě amonného iontu a mají okyselující účinek na půdu, což vede ke zhoršení jejích vlastností a k nižší účinnosti hnojiv, zejména při pravidelné aplikaci na nezamrzlé málo úrodné půdy. Ale tato hnojiva mají také své výhody: amonium je mnohem méně náchylné k vyplavování, protože je fixováno půdními částicemi a absorbováno mikroorganismy a navíc s ním v půdě probíhá proces nitrofikace, tj. přeměna mikroorganismy na dusičnany. Z amonných hnojiv je chlorid amonný nejméně vhodný pro zeleninové plodiny, protože obsahuje poměrně hodně chlóru.

Kvalitativní reakce na amonný iont.

Velmi důležitou vlastností amonných solí je jejich interakce s alkalickými roztoky. Tato reakce je detekována amonnými solemi (amonný iont) podle zápachu uvolněného amoniaku nebo podle vzhledu modrého zbarvení vlhkého červeného lakmusového papírku:

NH4+ + OH- = NH3 + H20

Chemický prvek dusík tvoří pouze jednu jednoduchou látku. Tato látka je plynná a tvořená dvouatomovými molekulami, tzn. má vzorec N2. Navzdory skutečnosti, že chemický prvek dusík má vysokou elektronegativitu, je molekulární dusík N 2 extrémně inertní látkou. Tento fakt je způsoben tím, že v molekule dusíku probíhá extrémně silná trojná vazba (N≡N). Z tohoto důvodu probíhají prakticky všechny reakce s dusíkem pouze za zvýšených teplot.

Interakce dusíku s kovy

Jedinou látkou, která za normálních podmínek reaguje s dusíkem, je lithium:

Zajímavostí je, že se zbytkem aktivních kovů, tzn. alkalické a alkalické zeminy, dusík reaguje pouze při zahřátí:

Interakce dusíku s kovy střední a nízké aktivity (kromě Pt a Au) je také možná, vyžaduje však nesrovnatelně vyšší teploty.

Nitridy aktivních kovů se snadno hydrolyzují vodou:

A také s kyselými roztoky, například:

Interakce dusíku s nekovy

Dusík reaguje s vodíkem při zahřívání v přítomnosti katalyzátorů. Reakce je reverzibilní, proto se pro zvýšení výtěžku amoniaku v průmyslu proces provádí při vysokém tlaku:

Dusík jako redukční činidlo reaguje s fluorem a kyslíkem. S fluorem probíhá reakce působením elektrického výboje:

S kyslíkem probíhá reakce působením elektrického výboje nebo při teplotě vyšší než 2000 °C a je vratná:

Z nekovů dusík nereaguje s halogeny a sírou.

Interakce dusíku s komplexními látkami

Chemické vlastnosti fosforu

Existuje několik alotropních modifikací fosforu, zejména bílý fosfor, červený fosfor a černý fosfor.

Bílý fosfor je tvořen čtyřatomovými molekulami P 4 a není stabilní modifikací fosforu. Jedovatý. Při pokojové teplotě je měkký a voskovitě se snadno krájí nožem. Na vzduchu pomalu oxiduje a vzhledem ke zvláštnostem mechanismu takové oxidace ve tmě svítí (fenomén chemiluminiscence). I při nízkém zahřívání je možné samovznícení bílého fosforu.

Ze všech alotropních modifikací je nejaktivnější bílý fosfor.

Červený fosfor se skládá z dlouhých molekul různého složení P n. Některé zdroje uvádějí, že má atomovou strukturu, ale správnější je považovat její strukturu za molekulární. Vzhledem ke strukturním vlastnostem je ve srovnání s bílým fosforem méně účinnou látkou, zejména na rozdíl od bílého fosforu na vzduchu mnohem pomaleji oxiduje a k zapálení vyžaduje zapálení.

Černý fosfor se skládá ze souvislých řetězců P n a má vrstvenou strukturu podobnou struktuře grafitu, proto tak vypadá. Tato alotropní modifikace má atomovou strukturu. Nejstabilnější ze všech alotropních modifikací fosforu, chemicky nejpasivnější. Z tohoto důvodu by chemické vlastnosti fosforu diskutované níže měly být připisovány především bílému a červenému fosforu.

Interakce fosforu s nekovy

Reaktivita fosforu je vyšší než reaktivita dusíku. Fosfor je tedy schopen po zapálení za normálních podmínek hořet a vytvářet kyselý oxid Р 2 O 5:

a při nedostatku kyslíku oxid fosforečný:

Intenzivní je také reakce s halogeny. Takže během chlorace a bromace fosforu se v závislosti na poměrech činidel tvoří halogenidy fosforu nebo penthalidy:

Vzhledem k výrazně slabším oxidačním vlastnostem jodu ve srovnání s ostatními halogeny je možné fosfor oxidovat jodem pouze do oxidačního stavu +3:

Na rozdíl od dusíku fosfor nereaguje s vodíkem.

Interakce fosforu s kovy

Fosfor reaguje při zahřívání s aktivními kovy a kovy střední aktivity za vzniku fosfidů:

Fosfidy aktivních kovů, jako nitridy, jsou hydrolyzovány vodou:

A také s vodnými roztoky neoxidačních kyselin:

Interakce fosforu s komplexními látkami

Fosfor se oxiduje oxidačními kyselinami, zejména koncentrovanými kyselinami dusičnou a sírovou:

Měli byste si být vědomi toho, že bílý fosfor reaguje s vodnými roztoky alkálií. Schopnost zapsat rovnice takových interakcí na zkoušce z chemie však vzhledem ke specifičnosti zatím nebyla vyžadována.

Nicméně pro ty, kteří tvrdí 100 bodů, pro jejich vlastní klid, si můžete vzpomenout na následující rysy interakce fosforu s alkalickými roztoky v chladu a při zahřívání.

V chladu probíhá interakce bílého fosforu s alkalickými roztoky pomalu. Reakce je doprovázena tvorbou plynu s vůní shnilých ryb - fosfinu a sloučeniny se vzácným oxidačním stavem fosforu +1:

Když bílý fosfor interaguje s koncentrovaným alkalickým roztokem, během varu se uvolňuje vodík a tvoří se fosfit: