Compus chimic al azotului cu metal 6 litere. Azotul și compușii săi

Azot- element al perioadei a 2-a a grupei V A a sistemului periodic, număr de serie 7. Formula electronică a atomului [2 He] 2s 2 2p 3, stările de oxidare caracteristice sunt 0, -3, +3 și + 5, mai rar +2 și +4 și altă stare N v este considerată a fi relativ stabilă.

Scala de oxidare a azotului:
+5 - N205, N03, NaN03, AgN03

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

3-NH3, NH4, NH3*H2O, NH2CI, Li3N, CI3N.

Azotul are o electronegativitate ridicată (3,07), a treia după F și O. Prezintă proprietăți nemetalice (acide) tipice, formând în același timp diferiți acizi, săruri și compuși binari care conțin oxigen, precum și cationul de amoniu NH 4 și sărurile acestuia. .

În natură - şaptesprezecelea după elementul de abundență chimică (al nouălea dintre nemetale). Un element vital pentru toate organismele.

N 2

Substanță simplă. Este format din molecule nepolare cu o legătură ˚σππ N≡N foarte stabilă, ceea ce explică inerția chimică a elementului în condiții normale.

Un gaz incolor, inodor și fără gust care se condensează într-un lichid incolor (spre deosebire de O2).

Principalul constituent al aerului este 78,09% în volum, 75,52% în masă. Azotul se desprinde din aerul lichid mai devreme decât oxigenul. Este ușor solubil în apă (15,4 ml / 1 L H 2 O la 20 ˚C), solubilitatea azotului este mai mică decât cea a oxigenului.

La temperatura camerei, N2 reacționează cu fluorul și, în foarte mică măsură, cu oxigenul:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reacția reversibilă de producere a amoniacului are loc la o temperatură de 200˚C, la o presiune de până la 350 atm și întotdeauna în prezența unui catalizator (Fe, F 2 O 3, FeO, în laborator la Pt)

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

În conformitate cu principiul Le Chatelier, creșterea randamentului de amoniac ar trebui să apară odată cu creșterea presiunii și scăderea temperaturii. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este foarte scăzută, prin urmare procesul se desfășoară la 450-500 ˚C, ajungând la un randament de amoniac de 15%. N2 şi H2 nereacţionat sunt recirculaţi în reactor şi astfel cresc viteza de reacţie.

Azotul este pasiv din punct de vedere chimic față de acizi și alcaline și nu sprijină arderea.

Primirea v industrie- distilarea fracționată a aerului lichid sau îndepărtarea oxigenului din aer prin mijloace chimice, de exemplu, prin reacția 2C (cocs) + O 2 = 2CO la încălzire. În aceste cazuri se obține azot, care conține și amestecuri de gaze nobile (în principal argon).

În laborator, cantități mici de azot pur chimic pot fi obținute prin reacția de contaminare cu încălzire moderată:

N-3H4N3O2 (T) = N20 + 2H2O (60-70)

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

Este folosit pentru sinteza amoniacului. Acid azotic și alte produse care conțin azot ca mediu inert pentru procesele chimice și metalurgice și depozitarea substanțelor inflamabile.

NH 3

Un compus binar, starea de oxidare a azotului este - 3. Gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător. Molecula are structura unui tetraedru incomplet [: N (H) 3] (sp 3 -hibridare). Prezența unei perechi donor de electroni în molecula NH 3 în azot în orbitalul sp 3 -hibrid determină reacția caracteristică de adăugare a unui cation de hidrogen, cu formarea unui cation. amoniu NH4. Se lichefiază sub presiune excesivă la temperatura camerei. În stare lichidă, se asociază datorită legăturilor de hidrogen. Instabil termic. Să ne dizolvăm bine în apă (mai mult de 700 l / 1 l H 2 O la 20˚C); proporția într-o soluție saturată este de 34% în greutate și 99% în volum, pH = 11,8.

Foarte reactiv, predispus la reacții de adiție. Arde în oxigen, reacționează cu acizii. Prezintă proprietăți reducătoare (datorită N -3) și oxidante (datorită H +1). Se usucă numai cu oxid de calciu.

Reacții calitative - formarea „fumului” alb în contact cu HCl gazos, înnegrirea unei bucăți de hârtie umezită cu o soluție de Hg 2 (NO3) 2.

Un produs intermediar în sinteza HNO 3 și a sărurilor de amoniu. Se folosește la producerea de sifon, îngrășăminte cu azot, coloranți, explozivi; amoniacul lichid este un agent frigorific. Otrăvitoare.
Ecuațiile celor mai importante reacții:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) „fum” alb
4NH 3 + 3O 2 (aer) = 2N 2 + 6 H 2 O (combustie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, cat.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 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura camerei, presiune)
Primirea. V laboratoare- deplasarea amoniacului din sărurile de amoniu la încălzire cu var sodic: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Sau fierberea unei soluții apoase de amoniac urmată de uscarea gazului.
În industrie amoniacul se obține din azot cu hidrogen. Produs de industrie fie sub formă lichefiată, fie sub formă de soluție apoasă concentrată sub denumirea tehnică apa cu amoniac.

Hidrat de amoniacNH 3 * H 2 O. Compus intermolecular. Alb, în ​​rețeaua cristalină există molecule de NH 3 și H 2 O legate printr-o legătură slabă de hidrogen. Prezent în soluție apoasă de amoniac, bază slabă (produși de disociere - cation NH 4 și anion OH). Cationul de amoniu are o structură tetraedrică regulată (sp 3 -hibridare). Instabil termic, se descompune complet atunci când soluția este fiartă. Neutralizat cu acizi tari. Prezintă proprietăți reducătoare (datorite N -3) într-o soluție concentrată. Intră în reacția de schimb de ioni și complexare.

Reacție calitativă- formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos. Se foloseste la crearea unui mediu usor alcalin in solutie, in timpul precipitarii hidroxizilor amfoteri.
O soluție de amoniac 1 M conține în principal NH 3 * H 2 O hidrat și doar 0,4% ioni NH 4 OH (datorită disocierii hidratului); astfel, „hidroxidul de amoniu NH4OH” ionic practic nu este conținut în soluție și nu există un astfel de compus în hidratul solid.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (fierbe cu NaOH)
NH3H2O ​​+ HCI (dil.) = NH4Cl + H2O
3 (NH 3 H 2 O) (conc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 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 (NH3H2O) (conc.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4 (NH 3 H 2 O) (conc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH3H2O) (conc.) + NiCl2 = CI2 + 6H2O
Soluția de amoniac diluată (3-10%) este adesea numită amoniac(denumirea a fost inventată de alchimiști), iar soluția concentrată (18,5 - 25%) este o soluție de amoniac (produsă de industrie).

Oxizi de azot

Monoxid de azotNU

Oxid care nu formează sare. Gaz incolor. Un radical, conține o legătură σπ covalentă (N꞊O), în stare solidă este un dimer N 2 O 2 cu o legătură N-N. Extrem de stabil termic. Sensibilă la oxigenul din aer (devine maro). Este ușor solubil în apă și nu reacționează cu ea. Pasiv chimic față de acizi și alcalii. Reacționează cu metale și nemetale atunci când este încălzit. amestec foarte reactiv de NO și NO2 ("gaze azotate"). Un intermediar în sinteza acidului azotic.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NO + O 2 (gaz) = ​​2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (roșu) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reacții la amestecuri de NO și NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO2 + 2KOH (dil.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Primirea v industrie: oxidarea amoniacului cu oxigen pe catalizator, in laboratoare- interacțiunea acidului azotic diluat cu agenți reducători:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NU+ 4H2O
sau reducerea nitraților:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NU + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioxid de azotNU 2

Oxidul acid, în mod convențional, corespunde la doi acizi - HNO 2 și HNO 3 (acidul pentru N 4 nu există). Gaz maro, un monomer de NO 2 la temperatura camerei, la rece, un dimer lichid incolor de N 2 O 4 (tetroxid de dinitrogen). Reactioneaza complet cu apa, alcalii. Agent oxidant foarte puternic, corosiv pentru metale. Este folosit pentru sinteza acidului azotic și a nitraților anhidri, ca agent oxidant pentru combustibilul rachetei, purificator de ulei din sulf și catalizator pentru oxidarea compușilor organici. Otrăvitoare.
Ecuația celor mai importante reacții:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (La frig)
3NO2 + H20 = 3HNO3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (dil.) = 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 (cat.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)
Primirea: v industrie - oxidarea NO cu oxigenul atmosferic, în laboratoare- interacțiunea acidului azotic concentrat cu agenți reducători:
6HNO 3 (conc., orizontal) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., Orizontal) + P (roșu) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., fierbinte) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oxid de dinazotN 2 O

Un gaz incolor cu un miros plăcut ("gaz de râs"), N꞊N꞊O, starea formală de oxidare a azotului este +1, slab solubil în apă. Sprijină arderea grafitului și magneziului:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Primit prin descompunerea termică a nitratului de amoniu:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
folosit în medicină ca anestezic.

Trioxid de dinazotN 2 O 3

La temperaturi scăzute, lichid albastru, ON꞊NO 2, stare formală de oxidare a azotului +3. La 20 ˚C, se descompune cu 90% într-un amestec de NO incolor și NO 2 maro ("gaze nitroase", fum industrial - "coada vulpii"). N 2 O 3 este un oxid acid, la rece cu apa formeaza HNO 2, cand este incalzit reactioneaza diferit:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO
Cu alcalii dă săruri de HNO2, de exemplu NaNO2.
Obținut prin interacțiunea NO 2 cu O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) sau cu NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
cu răcire puternică. „Gaze azotate” și periculoase pentru mediu, acționează ca catalizatori pentru distrugerea stratului de ozon din atmosferă.

Pentoxid de dinazot N 2 O 5

Incolor, solid, O 2 N - O - NO 2, starea de oxidare a azotului este +5. La temperatura camerei, se descompune în NO 2 și O 2 în 10 ore. Reacționează cu apa și alcalii ca oxid acid:
N2O5 + H20 = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Primit prin deshidratarea acidului azotic fumos:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HP03
sau oxidarea NO 2 cu ozon la -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitriți și nitrați

Nitritul de potasiuKNO 2 ... Alb, higroscopic. Se topește fără descompunere. Rezistent la aer uscat. Să ne dizolvăm foarte bine în apă (formând o soluție incoloră), hidrolizată de anion. Agent oxidant și reducător tipic în mediul acid, reacționează foarte lent în mediul alcalin. Intră în reacții de schimb ionic. Reacții calitative pe ion NO 2 - decolorarea unei soluții violete de MnO 4 și apariția unui precipitat negru la adăugarea ionilor I. Se utilizează la producerea coloranților, ca reactiv analitic pentru aminoacizi și ioduri, component al reactivilor fotografici.
ecuația celor mai importante reacții:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (conc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (gaz) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO2 + H2O + Br2 = KNO3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO2 - (sat.) + NH4 + (sat.) = N2 + 2H2O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (negru) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (expandat) + Ag + = AgNO 2 (galben deschis) ↓
Primirea vindustrie- recuperarea azotatului de potasiu în procesele:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (conc.) + Pb (burete) + H2O = KNO 2+ Pb (OH)2↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat potasiu KNO 3
Denumirea tehnică potasă, sau indian sare , salitrul. Alb, se topește fără descompunere la încălzire ulterioară se descompune. Rezistent la aer. Să ne dizolvăm bine în apă (cu mare endo-efect, = -36 kJ), fără hidroliză. Agent oxidant puternic în timpul fuziunii (datorită eliberării de oxigen atomic). În soluție, se reduce numai cu hidrogen atomic (în mediu acid la KNO 2, în mediu alcalin la NH 3). Este folosit în producția de sticlă ca conservant alimentar, o componentă a amestecurilor pirotehnice și îngrășăminte minerale.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, HCI dil.) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, conc. 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 (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (combustie)

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)

Primirea: în industrie
4KOH (fierbinte) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

si in laborator:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl ↓

Fiind în natură.

Azotul se găsește în natură în principal în stare liberă. În aer, fracția sa de volum este de 78,09%, iar fracția sa de masă este de 75,6%. Compușii de azot se găsesc în cantități mici în sol. Azotul este o componentă a substanțelor proteice și a multor compuși organici naturali. Conținutul total de azot din scoarța terestră este de 0,01%.

Primirea.

În tehnologie, azotul este obținut din aerul lichid. După cum știți, aerul este un amestec de gaze, în principal azot și oxigen. Aerul uscat de lângă suprafața Pământului conține (în fracțiuni de volum): azot 78,09%, oxigen 20,95%, gaze nobile 0,93%, monoxid de carbon (IV) 0,03%, precum și impurități ocazionale -, praf, microorganisme, hidrogen sulfurat, sulf ( IV) oxid etc. Pentru a obține azot, aerul este transformat în stare lichidă, iar apoi azotul este separat de oxigenul mai puțin volatil prin evaporare (bp. azot -195,8 ° C, oxigen -183 ° C). Azotul obtinut in acest fel contine amestecuri de gaze nobile (in principal argon). Azotul pur poate fi obținut în condiții de laborator prin descompunerea nitritului de amoniu atunci când este încălzit:

NH4NO2 = N2 + 2H2O

Proprietăți fizice. Azotul este un gaz incolor, inodor și fără gust, mai ușor decât aerul. Solubilitatea în apă este mai mică decât cea a oxigenului: la 20 ° C, 15,4 ml de azot (oxigen 31 ml) se dizolvă în 1 litru de apă. Prin urmare, în aerul dizolvat în apă, conținutul de oxigen în raport cu azotul este mai mare decât în ​​atmosferă. Solubilitatea scăzută a azotului în apă, precum și punctul său de fierbere foarte scăzut, se explică prin interacțiuni intermoleculare foarte slabe atât între moleculele de azot și apă, cât și între moleculele de azot.

Azotul natural este format din doi izotopi stabili cu numere de masă 14 (99,64%) și 15 (0,36%).

Proprietăți chimice.

La temperatura camerei, azotul se leagă doar direct de litiu:

6Li + N2 = 2Li3N

Reacționează cu alte metale doar la temperaturi ridicate, formând nitruri. De exemplu:

3Ca + N2 = Ca3N2, 2Al + N2 = 2AlN

Azotul se combină cu hidrogenul în prezența unui catalizator la presiune și temperatură ridicate:

N2 + 3H2 = 2NH3

La temperatura arcului electric (3000-4000 de grade), azotul se combină cu oxigenul:

Aplicație. Azotul este folosit în cantități mari pentru a obține amoniac. Este utilizat pe scară largă pentru a crea un mediu inert - umplerea lămpilor electrice cu incandescență și spațiul liber în termometrele cu mercur atunci când pompați lichide inflamabile. Suprafața produselor din oțel este nitrurata cu acesta, adică. saturați suprafața lor cu azot la temperatură ridicată. Ca rezultat, în stratul de suprafață se formează nitruri de fier, care conferă oțelului o duritate mai mare. Un astfel de oțel poate rezista la încălzire până la 500 ° C fără a-și pierde duritatea.

Azotul este important pentru viața plantelor și animalelor, deoarece face parte din substanțele proteice. Compușii de azot sunt utilizați în producția de îngrășăminte minerale, explozivi și în multe industrii.

Întrebarea numărul 48.

Amoniacul, proprietățile sale, metodele de producție. Utilizarea amoniacului în economia națională. Hidroxid de amoniu. Sărurile de amoniu, proprietățile și aplicațiile lor. Îngrășăminte cu azot cu azot de amoniu. Reacția calitativă la ionul de amoniu.

amoniac - un gaz incolor cu un miros caracteristic, de aproape două ori mai ușor decât aerul. Odată cu creșterea presiunii sau răcirea, se lichefiază ușor într-un lichid incolor. Amoniacul este foarte solubil în apă. O soluție de amoniac în apă se numește apa cu amoniac sau amoniac. Când este fiert, amoniacul dizolvat se evaporă din soluție.

Proprietăți chimice.

Interacțiunea cu acizii:

NH3 + HCl = NH4CI, NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

Interacțiunea cu oxigenul:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Recuperarea cuprului:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Primirea.

2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplicație.

Amoniacul lichid și soluțiile sale apoase sunt utilizate ca îngrășământ lichid.

Hidroxid de amoniu (hidroxid de amoniu) - NH 4 OH

Sărurile de amoniu și proprietățile lor. Sărurile de amoniu sunt compuse dintr-un cation de amoniu și un anion acid. În structură, ele sunt similare cu sărurile corespunzătoare ale ionilor metalici încărcați individual. Sărurile de amoniu sunt obținute prin interacțiunea amoniacului sau a soluțiilor sale apoase cu acizi. De exemplu:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

Ele prezintă proprietățile generale ale sărurilor, de ex. interacționează cu soluții de alcalii, acizi și alte săruri:

NH4CI + NaOH = NaCI + H2O + NH3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

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

Aplicație. Azotat de amoniu (nitrat de amoniu) NH4NO3 este utilizat ca îngrășământ cu azot și pentru fabricarea explozivilor - amoniți;

Sulfat de amoniu (NH4) 2SO4 - ca îngrășământ ieftin cu azot;

Bicarbonat de amoniu NH4HCO3 și carbonat de amoniu (NH4) 2CO3 - în industria alimentară în producția de cofetărie din făină ca praf de copt chimic, în vopsirea țesăturilor, în producția de vitamine, în medicină;

Clorura de amoniu (amoniac) NH4Cl - in celule galvanice (baterii uscate), in lipire si cositorire, in industria textila, ca ingrasamant, in medicina veterinara.

Îngrășăminte cu amoniu (amoniac). conțin azot sub formă de ion de amoniu și au un efect acidifiant asupra solului, ceea ce duce la o deteriorare a proprietăților acestuia și la o eficiență mai scăzută a îngrășămintelor, mai ales la aplicarea regulată pe soluri neînghețate slab fertile. Dar aceste îngrășăminte au și propriile lor avantaje: amoniul este mult mai puțin susceptibil la levigare, deoarece este fixat de particulele de sol și absorbit de microorganisme și, în plus, procesul de nitrofizare are loc odată cu acesta în sol, adică. transformarea de către microorganisme în nitraţi. Dintre îngrășămintele cu amoniu, clorura de amoniu este cea mai puțin potrivită pentru culturile de legume, deoarece conține destul de mult clor.

Reacția calitativă la ionul de amoniu.

O proprietate foarte importantă a sărurilor de amoniu este interacțiunea lor cu soluțiile alcaline. Această reacție este detectată de sărurile de amoniu (ion de amoniu) prin mirosul de amoniac eliberat sau prin apariția unei colorări albastre a unei hârtie de turnesol roșie umedă:

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

Elementul chimic azotul formează o singură substanță simplă. Această substanță este gazoasă și este formată din molecule diatomice, adică. are formula N2. În ciuda faptului că elementul chimic azotul are o electronegativitate ridicată, azotul molecular N 2 este o substanță extrem de inertă. Acest fapt se datorează faptului că în molecula de azot are loc o triplă legătură extrem de puternică (N≡N). Din acest motiv, practic toate reacțiile cu azot au loc numai la temperaturi ridicate.

Interacțiunea azotului cu metalele

Singura substanță care reacționează cu azotul în condiții normale este litiul:

Un fapt interesant este că, cu restul metalelor active, i.e. alcalin și alcalino-pământos, azotul reacționează numai atunci când este încălzit:

Interacțiunea azotului cu metale cu activitate medie și scăzută (cu excepția Pt și Au) este de asemenea posibilă, însă necesită temperaturi incomparabil mai ridicate.

Nitrururile metalelor active sunt ușor hidrolizate cu apă:

Și, de asemenea, cu soluții acide, de exemplu:

Interacțiunea azotului cu nemetale

Azotul reacționează cu hidrogenul când este încălzit în prezența catalizatorilor. Reacția este reversibilă, prin urmare, pentru a crește randamentul de amoniac în industrie, procesul se desfășoară la presiune ridicată:

Ca agent reducător, azotul reacționează cu fluorul și oxigenul. Cu fluor, reacția are loc sub acțiunea unei descărcări electrice:

Cu oxigenul, reacția are loc sub acțiunea unei descărcări electrice sau la o temperatură mai mare de 2000 ° C și este reversibilă:

Dintre nemetale, azotul nu reacționează cu halogenii și sulful.

Interacțiunea azotului cu substanțe complexe

Proprietățile chimice ale fosforului

Există mai multe modificări alotropice ale fosforului, în special fosforul alb, fosforul roșu și fosforul negru.

Fosforul alb este format din molecule tetraatomice P4 și nu este o modificare stabilă a fosforului. Otrăvitoare. La temperatura camerei, este moale și asemănător ceară tăiat cu ușurință cu un cuțit. Se oxidează încet în aer și, datorită particularităților mecanismului unei astfel de oxidări, strălucește în întuneric (fenomenul chemiluminiscenței). Chiar și cu încălzire scăzută, este posibilă aprinderea spontană a fosforului alb.

Dintre toate modificările alotrope, fosforul alb este cel mai activ.

Fosforul roșu este format din molecule lungi de compoziție variabilă P n. Unele surse indică faptul că are o structură atomică, dar este mai corect să considerăm structura sa ca moleculară. Datorită caracteristicilor structurale, este o substanță mai puțin activă în comparație cu fosforul alb, în ​​special, spre deosebire de fosforul alb, se oxidează mult mai lent în aer și necesită aprindere pentru a-l aprinde.

Fosforul negru este format din lanțuri continue P n și are o structură stratificată similară cu structura grafitului, motiv pentru care arată ca acesta. Această modificare alotropică are o structură atomică. Cea mai stabilă dintre toate modificările alotropice de fosfor, cea mai pasivă din punct de vedere chimic. Din acest motiv, proprietățile chimice ale fosforului discutate mai jos ar trebui atribuite în primul rând fosforului alb și roșu.

Interacțiunea fosforului cu nemetale

Reactivitatea fosforului este mai mare decât cea a azotului. Deci, fosforul este capabil să ardă după aprindere în condiții normale, formând un oxid acid Р 2 O 5:

și cu lipsă de oxigen, oxid de fosfor (III):

Reacția cu halogenii este de asemenea intensă. Deci, în timpul clorării și bromării fosforului, în funcție de proporțiile de reactivi, se formează trihalogenuri sau pentalide de fosfor:

Datorită proprietăților de oxidare semnificativ mai slabe ale iodului în comparație cu alți halogeni, este posibil ca fosforul să fie oxidat cu iod numai până la starea de oxidare +3:

Spre deosebire de azot fosforul nu reacționează cu hidrogenul.

Interacțiunea fosforului cu metalele

Fosforul reacționează atunci când este încălzit cu metale active și metale cu activitate medie pentru a forma fosfuri:

Fosfidele metalelor active, cum ar fi nitrururile, sunt hidrolizate de apă:

Și, de asemenea, cu soluții apoase de acizi neoxidanți:

Interacțiunea fosforului cu substanțe complexe

Fosforul este oxidat de acizii oxidanți, în special de acizii azotic și sulfuric concentrați:

Trebuie să știți că fosforul alb reacționează cu soluțiile apoase de alcalii. Cu toate acestea, din cauza specificității, capacitatea de a nota ecuațiile unor astfel de interacțiuni la examenul de chimie nu a fost încă necesară.

Cu toate acestea, pentru cei care pretind 100 de puncte, pentru propria lor liniște sufletească, vă puteți aminti următoarele caracteristici ale interacțiunii fosforului cu soluțiile alcaline la rece și la încălzire.

La rece, interacțiunea fosforului alb cu soluțiile alcaline se desfășoară lent. Reacția este însoțită de formarea unui gaz cu miros de pește putred - fosfină și un compus cu o stare de oxidare rară a fosforului +1:

Când fosforul alb interacționează cu o soluție alcalină concentrată, hidrogenul este eliberat în timpul fierberii și se formează fosfit: