Азотын исэлдэлтийн зэрэг. Азотын исэлдэлтийн төлөв - ойлгож сурах Азотын исэлдэлтийн төлөв нэгдэлд 3 байна.

Азот нь магадгүй хамгийн түгээмэл химийн элемент юм Нарны систем. Илүү тодорхой болгохын тулд азот нь элбэг дэлбэгээрээ 4-р байранд ордог. Байгалийн азот нь идэвхгүй хий юм.

Энэ хий нь өнгө, үнэргүй, усанд уусахад маш хэцүү байдаг. Гэсэн хэдий ч нитратын давс нь устай маш сайн урвалд ордог. Азот нь бага нягтралтай байдаг.

Азот бол гайхалтай элемент юм. Энэ нь эртний Грек хэлнээс нэрээ авсан гэсэн таамаг байдаг бөгөөд энэ нь "амьгүй, муудсан" гэсэн утгатай. Энэ яагаад сөрөг хандлагаазот руу? Эцсийн эцэст, энэ нь уургийн нэг хэсэг гэдгийг бид мэддэг бөгөөд үүнгүйгээр амьсгалах нь бараг боломжгүй юм. Азот нь байгальд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Гэхдээ агаар мандалд энэ хий идэвхгүй байдаг. Хэрэв бид үүнийг анхны хэлбэрээр нь авбал олон гаж нөлөө. Хохирогч амьсгал боогдохоос болж үхэж ч магадгүй. Эцсийн эцэст, азот нь шаталт, амьсгалыг дэмждэггүй тул амьгүй гэж нэрлэдэг.

At хэвийн нөхцөлийм хий нь зөвхөн лититэй урвалд орж, литийн нитрид Li3N зэрэг нэгдэл үүсгэдэг. Бидний харж байгаагаар ийм нэгдэл дэх азотын исэлдэлтийн түвшин -3 байна. Мэдээжийн хэрэг, энэ нь бусад металлуудтай урвалд ордог, гэхдээ зөвхөн халах эсвэл янз бүрийн катализатор ашиглах үед л. Дашрамд хэлэхэд, -3 нь азотын исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв юм, учир нь гаднах энергийн түвшинг бүрэн дүүргэхэд ердөө 3 электрон шаардлагатай байдаг.

Энэ үзүүлэлт нь янз бүрийн утгатай. Азотын исэлдэлтийн төлөв бүр өөрийн нэгдэлтэй байдаг. Ийм холболтыг зүгээр л санах нь дээр.

5 бол азотын исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшин юм. Бүх нитратын давсанд байдаг.

Янз бүрийн исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг химийн элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь тэдгээрийг үүсгэх боломжийг олгодог химийн урвал их тоотодорхой шинж чанартай нэгдлүүд. Атомын электрон бүтцийг мэдсэнээр бид ямар бодис үүсэхийг таах боломжтой.

Азотын исэлдэлтийн төлөв нь -3-аас +5 хооронд хэлбэлзэж болох бөгөөд энэ нь түүнд суурилсан олон төрлийн нэгдлүүдийг илтгэнэ.

Элементийн шинж чанар

Азотыг хэлдэг химийн элементүүд, 15-р бүлэгт байрладаг, Менделеев Д.И-ийн үечилсэн хүснэгтэд 7-р товчилсон үсгийн тэмдэглэгээг өгсөн. Ердийн нөхцөлд урвалын хувьд харьцангуй идэвхгүй элемент шаардлагатай.

Энэ нь 75% -иас дээш эзэлхүүнтэй атмосферийн агаарын хоёр атомт өнгөгүй хий хэлбэрээр байгальд тохиолддог. Уургийн молекул, нуклейн хүчил, органик бус гаралтай азот агуулсан бодисуудад агуулагддаг.

Атомын бүтэц

Нэгдлүүд дэх азотын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлохын тулд түүний цөмийн бүтцийг мэдэж, электрон бүрхүүлийг судлах шаардлагатай.

Байгалийн элементийг хоёр тогтвортой изотопоор төлөөлдөг бөгөөд тэдгээрийн массын тоо нь 14 эсвэл 15. Эхний цөмд 7 нейтрон, 7 протон бөөмс, хоёр дахь нь 1 нейтрон бөөмс агуулдаг.

Түүний атомын 12-13 ба 16-17 масстай, тогтворгүй цөмтэй хиймэл сортууд байдаг.

Атомын азотын электрон бүтцийг судлахад хоёр электрон бүрхүүл (дотоод ба гадна) байдаг нь тодорхой байна. 1s орбитал нь нэг хос электрон агуулдаг.

Хоёрдахь гадна бүрхүүл дээр зөвхөн сөрөг цэнэгтэй таван бөөмс байдаг: хоёр нь 2s-дэд түвшинд, гурав нь 2p-орбиталд байдаг. Валент энергийн түвшин нь чөлөөт эсгүй бөгөөд энэ нь түүний электрон хосыг салгах боломжгүйг харуулж байна. 2p орбитал нь зөвхөн хагас электроноор дүүрсэн гэж үздэг бөгөөд энэ нь сөрөг цэнэгтэй 3 бөөмсийг нэмэх боломжийг олгодог. Энэ тохиолдолд азотын исэлдэлтийн төлөв -3 байна.

Орбиталуудын бүтцийг харгалзан үзвэл 4-ийн координатын дугаартай энэ элемент нь зөвхөн дөрвөн атомтай хамгийн их холбогддог гэж бид дүгнэж болно. Гурван бондыг бий болгохын тулд солилцооны механизмыг ашигладаг бөгөөд өөр нэг нь хүлээн зөвшөөрөхөөс өмнөх байдлаар үүсдэг.

Янз бүрийн нэгдлүүд дэх азотын исэлдэлтийн төлөв

Түүний атомын хавсаргах сөрөг тоосонцрын хамгийн их тоо нь 3. Энэ тохиолдолд түүний исэлдэлтийн төлөв нь NH 3 эсвэл аммиак, NH 4 + эсвэл аммонийн болон Me 3 N 2 нитрид зэрэг нэгдлүүдэд агуулагдах -3-тай тэнцүү харагдаж байна. Сүүлчийн бодисууд нь азотын металлын атомуудтай харилцан үйлчлэлцэх замаар температур нэмэгдэхэд үүсдэг.

Элементээс ялгарах хамгийн их сөрөг цэнэгтэй бөөмс 5-тай тэнцүү байна.

Азотын хоёр атом нь бие биетэйгээ нийлж -2 исэлдэлтийн төлөвтэй тогтвортой нэгдлүүдийг үүсгэх чадвартай. Ийм холбоо нь N 2 H 4 эсвэл гидразин, азидуудад ажиглагддаг төрөл бүрийн металлуудэсвэл MeN 3. Азотын атом нь сул тойрог замд 2 электрон нэмдэг.

Өгөгдсөн элемент зөвхөн 1 сөрөг бөөмийг хүлээн авах үед исэлдэлтийн төлөв -1 байна. Жишээлбэл, NH 2 OH эсвэл гидроксиламинд сөрөг цэнэгтэй байдаг.

Электрон тоосонцорыг гаднах энергийн давхаргаас авах үед азотын исэлдэлтийн төлөвийн эерэг шинж тэмдгүүд байдаг. Тэдгээр нь +1-ээс +5 хооронд хэлбэлздэг.

1+ цэнэг нь N 2 O (моновалентын исэл) дэх азот болон Na 2 N 2 O 2 томьёотой натрийн гипонитритэд байдаг.

NO (хоёр валентын исэл) -д элемент нь хоёр электроныг өгч, эерэг цэнэгтэй болдог (+2).

Азот 3-ын исэлдэлтийн төлөв (NaNO 2 эсвэл нитридын нэгдэл, мөн гурвалсан исэлд) байдаг. Энэ тохиолдолд 3 электрон хуваагдана.

Цэнэг +4 нь IV валенттай исэл эсвэл түүний димер (N 2 O 4) -д тохиолддог.

Исэлдэлтийн төлөвийн эерэг тэмдэг (+5) нь N 2 O 5 эсвэл таван валентын исэл, азотын хүчил ба түүний дериватив давсанд илэрдэг.

Азот ба устөрөгчийн нэгдлүүд

Дээрх хоёр элемент дээр үндэслэсэн байгалийн бодисууд нь органик нүүрсустөрөгчтэй төстэй байдаг. Зөвхөн устөрөгчийн азотын нэгдлүүд нь атомын азотын хэмжээ ихсэх тусам тогтвортой байдлаа алддаг.

Хамгийн чухал устөрөгчийн нэгдлүүдэд аммиак, гидразин, гидронитрат хүчлийн молекулууд орно. Тэдгээрийг устөрөгчийг азоттой урвалд оруулснаар олж авдаг бөгөөд сүүлчийн бодис нь хүчилтөрөгч агуулдаг.

Аммиак гэж юу вэ

Үүнийг бас устөрөгчийн нитрид гэж нэрлэдэг ба түүний химийн томъёо 17 масстай NH 3 гэж тэмдэглэнэ. Хэвийн температур ба даралтын нөхцөлд аммиак нь аммиакийн хурц үнэртэй өнгөгүй хий хэлбэртэй байна. Энэ нь агаараас 2 дахин бага нягт бөгөөд молекулынх нь туйлт бүтэцтэй тул усан орчинд амархан уусдаг. Аюул багатай бодисыг хэлнэ.

Үйлдвэрлэлийн хэмжээгээр аммиакийг устөрөгч, азотын молекулуудаас каталитик синтез ашиглан үйлдвэрлэдэг. Аммонийн давс, натрийн нитрит үйлдвэрлэх лабораторийн аргууд байдаг.

Аммиакийн бүтэц

Пирамид молекул нь нэг азот, 3 устөрөгчийн атом агуулдаг. Тэд бие биенээсээ 107 градусын өнцөгт байрладаг. Тетраэдр хэлбэртэй молекулд азот нь төв хэсэгт байрладаг. Гурван хосгүй p-электронтой тул тус бүр нь 1 s-электронтой 3 атомын устөрөгчтэй ковалент шинж чанартай туйлын холбоогоор холбогддог. Аммиакийн молекул ингэж үүсдэг. IN энэ тохиолдолдазот нь исэлдэлтийн төлөвийг -3 харуулдаг.

Энэ элемент нь гаднах түвшинд хуваагдаагүй хос электронтой хэвээр байгаа бөгөөд энэ нь эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн ионтой ковалент холбоо үүсгэдэг. Нэг элемент нь сөрөг цэнэгтэй бөөмсийн донор, нөгөө нь хүлээн авагч юм. Ингэж аммонийн ион NH 4+ үүсдэг.

Аммони гэж юу вэ

Энэ нь эерэг цэнэгтэй полиатом ион эсвэл аммонийн катион гэж ангилдаг химийн бодисууд, молекул хэлбэрээр оршин тогтнох боломжгүй. Энэ нь аммиак ба устөрөгчөөс бүрдэнэ.

Сөрөг тэмдэг бүхий янз бүрийн анионуудын дэргэд эерэг цэнэгтэй аммони нь аммонийн давс үүсгэх чадвартай бөгөөд тэдгээр нь I валенттай метал шиг ажилладаг. Аммонийн нэгдлүүдийг мөн түүний оролцоотойгоор нийлэгжүүлдэг.

Олон тооны аммонийн давс нь усанд амархан уусдаг талст, өнгөгүй бодис хэлбэрээр байдаг. Хэрэв NH 4 + ионы нэгдлүүд нь дэгдэмхий хүчлээр үүсгэгддэг бол халаалтын нөхцөлд хийн бодис ялгарснаар задардаг. Тэдний дараагийн хөргөлт нь урвуу процесст хүргэдэг.

Ийм давсны тогтвортой байдал нь тэдгээрийн үүссэн хүчлүүдийн хүчнээс хамаарна. Тогтвортой аммонийн нэгдлүүд нь хүчтэй хүчиллэг үлдэгдэлтэй тохирдог. Жишээлбэл, тогтвортой аммонийн хлоридыг давсны хүчлээс гаргаж авдаг. 25 градус хүртэл температурт ийм давс задардаггүй бөгөөд үүнийг аммонийн карбонатын талаар хэлж болохгүй. Сүүлчийн нэгдэл нь ихэвчлэн хүнсний содыг орлуулж, зуурсан гурилыг өсгөхийн тулд хоол хийхэд ашиглагддаг.

Чихэрчид аммонийн карбонатыг аммони гэж нэрлэдэг. Энэ давсыг шар айраг үйлдвэрлэгчид шар айрагны мөөгөнцрийн исгэх чадварыг сайжруулахад ашигладаг.

Аммонийн ионыг илрүүлэх чанарын урвал нь гидроксидын үйлдэл юм шүлтлэг металлуудтүүний холболтууд руу. NH 4+ байгаа тохиолдолд аммиак ялгардаг.

Аммонийн химийн бүтэц

Түүний ионы бүтэц нь төв хэсэгт азот бүхий ердийн тетраэдртэй төстэй. Устөрөгчийн атомууд нь зургийн орой дээр байрладаг. Аммони дахь азотын исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолохын тулд та катионын нийт цэнэг +1, устөрөгчийн ион бүрт нэг электрон дутагдаж, устөрөгчийн нийт потенциал нь +4 гэдгийг санах хэрэгтэй. Хэрэв бид бүх устөрөгчийн ионуудын цэнэгийг катионын цэнэгээс хасвал: +1 - (+4) = -3. Энэ нь азотын исэлдэлтийн түвшин -3 байна гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд гурван электрон нэмнэ.

Нитрид гэж юу вэ

Азот нь метал ба металл бус шинж чанартай илүү цахилгаан эерэг атомуудтай нэгдэх чадвартай. Үүний үр дүнд гидрид ба карбидтай төстэй нэгдлүүд үүсдэг. Ийм азот агуулсан бодисыг нитрид гэж нэрлэдэг. Металл ба азотын атомын хооронд ковалент, ион ба завсрын холбоо байдаг. Энэ нь тэдний ангиллын үндэс суурь юм.

Ковалент нитрид нь химийн холбоо нь атомын азотоос электрон дамжуулдаггүй, харин бусад атомын сөрөг цэнэгтэй бөөмстэй хамт нийтлэг электрон үүл үүсгэдэг нэгдлүүдийг агуулдаг.

Ийм бодисын жишээ бол аммиак, гидразин молекул зэрэг устөрөгчийн нитрид, түүнчлэн трихлорид, трибромид, трифторид зэрэг азотын галогенид юм. Тэдний нийтлэг электрон хос нь хоёр атомд адилхан хамаарна.

Ионы нитрид нь нэгдлүүдийг агуулдаг химийн холбоо, электронууд металл элементээс азотын чөлөөт түвшинд шилжихэд үүсдэг. Ийм бодисын молекулууд нь туйлшралыг харуулдаг. Нитридүүд нь азотын исэлдэлтийн түвшин 3- байдаг. Үүний дагуу металлын нийт цэнэг 3+ байх болно.

Ийм нэгдлүүдэд шүлтлэг металлаас бусад магни, литий, цайр эсвэл зэсийн нитрид орно. Тэдэнд байгаа өндөр температурхайлах.

Завсрын холбоо бүхий нитридүүд нь метал ба азотын атомууд жигд тархсан, электрон үүлний шилжилт хөдөлгөөн тодорхойгүй байдаг бодисууд орно. Ийм идэвхгүй нэгдлүүдэд төмөр, молибден, манган, вольфрамын нитрид орно.

Гурвалсан азотын ислийн тодорхойлолт

Үүнийг HNO 2 томьёотой азотын хүчлээс гаргаж авсан ангидрид гэж нэрлэдэг. Гурвалсан исэл дэх азот (3+) ба хүчилтөрөгчийн (2-) исэлдэлтийн төлөвийг харгалзан элементийн атомуудын харьцаа 2-оос 3 эсвэл N 2 O 3 байна.

Ангидридын шингэн ба хийн хэлбэрүүд нь маш тогтворгүй нэгдлүүд бөгөөд IV ба II валенттай хоёр өөр исэлд амархан задардаг.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Азот- үечилсэн системийн долоо дахь элемент. А бүлгийн дэд бүлгийн хоёрдугаар үед байрлана. Тэмдэглэл - Н.

Азот нь ердийн металл бус элемент бөгөөд электрон сөрөг чанараараа (3.0) зөвхөн фтор ба хүчилтөрөгчийн дараа ордог.

Байгалийн азот нь 14 N (99.635%) ба 15 N (0.365%) хоёр тогтвортой изотопоос бүрдэнэ.

Азотын молекул нь хоёр атомт байдаг. Молекул дахь азотын атомуудын хооронд гурвалсан холбоо байдаг бөгөөд үүний үр дүнд N 2 молекул маш хүчтэй байдаг. Молекул азот нь химийн идэвхгүй, сул туйлширсан байдаг.

Хэвийн нөхцөлд молекул азот нь хий юм. Азотын хайлах цэг (-210 o C) ба буцлах цэг (-195.8 o C) маш бага; ус болон бусад уусгагчид муу уусдаг.

Нэгдлүүд дэх азотын исэлдэлтийн зэрэг

Азот нь ковалент туйлшгүй холбоог бий болгосны улмаас N 2 найрлагын хоёр атомт молекулыг үүсгэдэг бөгөөд мэдэгдэж байгаагаар туйлшгүй холбоо бүхий нэгдлүүдэд элементүүдийн исэлдэлтийн түвшин тэнцүү байдаг. тэг.

Азот нь эерэг ба сөрөг аль алиныг нь багтаасан исэлдэлтийн бүхэл бүтэн спектрээр тодорхойлогддог.

Исэлдэлтийн төлөв (-3) азот нь нитрид (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3) гэж нэрлэгддэг нэгдлүүдэд илэрдэг бөгөөд хамгийн сайн мэддэг нь аммиак (N -3 H +1 3) юм.

Исэлдэлтийн төлөв (-2) азот нь хэт ислийн төрлийн нэгдлүүд - пернитридүүдээр илэрдэг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн энгийн төлөөлөгч нь гидразин (диамид/устөрөгчийн пернитрид) - N -2 2 H 2 юм.

Гидроксиламин гэж нэрлэгддэг нэгдэлд - N -1 H 2 OH-азот нь исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг. (-1) .

Азотын хамгийн тогтвортой эерэг исэлдэлтийн төлөв (+3) Тэгээд (+5) . Энэ нь тэдгээрийн эхнийх нь фтор (N +3 F -1 3), исэл (N +3 2 O -2 3), оксогалид (N +3 OCl, N +3 OBr гэх мэт), түүнчлэн деривативуудаар илэрдэг. анион NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2 гэх мэт). Азотын исэлдэлтийн төлөв (+5) нь N +5 2 O 5 исэл, оксонитрид N +5 ON, диоксофторид N +5 O 2 F, түүнчлэн триоксонитрат (V) ион NO 3 - ба динитридонитратад илэрдэг. (V) ион NH 2 - .

Азот нь мөн исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O ба (+4) Түүний нэгдлүүдэд N +4 O 2, гэхдээ хамаагүй бага байдаг.

Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ

ЖИШЭЭ 1

ЖИШЭЭ 2

Азот- V А бүлгийн 2-р үеийн элемент Үелэх хүснэгт, серийн дугаар 7. Цахим томъёоатом [ 2 He]2s 2 2p 3, исэлдэлтийн шинж чанар нь 0, -3, +3 ба +5, бага давтамжтай +2 ба +4 гэх мэт N v төлөвийг харьцангуй тогтвортой гэж үздэг.

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

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

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

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

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

Н 2

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

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

Гэр бүрэлдэхүүн хэсэгагаар 78.09% эзэлхүүн, 75.52 масс. Азот нь хүчилтөрөгчөөс өмнө шингэн агаараас буцалгана. Усанд бага зэрэг уусдаг (20 ˚C-т 15.4 мл/1 л H 2 O), азотын уусах чадвар нь хүчилтөрөгчөөс бага байдаг.

At өрөөний температур N2 нь фтор ба хүчилтөрөгчтэй маш бага хэмжээгээр урвалд ордог.

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

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

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кЖ

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

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

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

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

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

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

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

Н.Х. 3

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

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

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

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

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

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

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

Азотын исэл

Азотын дутуу исэлҮГҮЙ

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

Азотын давхар исэлҮГҮЙ 2

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

Дианитрогений исэлН 2 О

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

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

Дианитроген триоксидН 2 О 3

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

Дианитроген пентоксид Н 2 О 5

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

Нитрит ба нитратууд

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

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

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

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

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

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

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

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

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

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