Азотын химийн элемент нь зөвхөн нэг энгийн бодис үүсгэдэг. Энэ бодис нь хий хэлбэртэй бөгөөд диатомын молекулуудаас үүсдэг, i.e. N 2 томьёотой. Гэсэн хэдий ч химийн элементазот нь өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй; молекул азот N2 нь маш идэвхгүй бодис юм. Энэ баримт нь азотын молекул нь маш хүчтэй гурвалсан холбоо (N≡N) агуулдагтай холбоотой юм. Энэ шалтгааны улмаас азоттой бараг бүх урвал зөвхөн өндөр температурт явагддаг.

Азотын металлтай харилцан үйлчлэл

Ердийн нөхцөлд азоттой урвалд ордог цорын ганц бодис бол лити юм.

Сонирхолтой баримт бол бусад идэвхтэй металлуудтай, i.e. шүлтлэг ба шүлтлэг шороо, азот нь зөвхөн халах үед урвалд ордог:

Азотыг дунд ба бага идэвхжилтэй металлуудтай (Pt ба Au-аас бусад) харилцан үйлчлэлцэх боломжтой боловч харьцуулшгүй өндөр температурыг шаарддаг.

Идэвхтэй металлын нитрид нь усаар амархан гидролиз болдог.

Хүчиллэг уусмалаас гадна жишээлбэл:

Азотын металл бус бодистой харилцан үйлчлэл

Катализаторын дэргэд халах үед азот нь устөрөгчтэй урвалд ордог. Урвал нь буцаах боломжтой тул үйлдвэрт аммиакийн гарцыг нэмэгдүүлэхийн тулд процессыг өндөр даралтын дор явуулдаг.

Бууруулах бодисын хувьд азот нь фтор ба хүчилтөрөгчтэй урвалд ордог. Фтортой урвал нь цахилгаан цэнэгийн нөлөөн дор явагдана.

Хүчилтөрөгчтэй урвал нь цахилгаан цэнэгийн нөлөөн дор эсвэл 2000 хэмээс дээш температурт явагддаг бөгөөд буцах боломжтой.

Металл бус бодисуудаас азот нь галоген ба хүхэртэй урвалд ордоггүй.

Азотын нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл

Фосфорын химийн шинж чанар

Фосфорын хэд хэдэн аллотроп өөрчлөлтүүд байдаг, ялангуяа цагаан фосфор, улаан фосфор, хар фосфор.

Цагаан фосфор нь тетраатом Р4 молекулуудаас үүсдэг бөгөөд фосфорын тогтвортой өөрчлөлт биш юм. Хортой. Өрөөний температурт энэ нь зөөлөн бөгөөд лав шиг хутгаар амархан зүсдэг. Энэ нь агаарт аажмаар исэлддэг бөгөөд ийм исэлдэлтийн механизмын онцлогоос шалтгаалан харанхуйд гэрэлтдэг (химилюминесценцийн үзэгдэл). Бага халаалттай байсан ч цагаан фосфор аяндаа гал авалцах боломжтой.

Бүх аллотропийн өөрчлөлтүүдээс цагаан фосфор нь хамгийн идэвхтэй байдаг.

Улаан фосфор нь Pn хувьсах найрлагатай урт молекулуудаас тогтдог. Зарим эх сурвалжууд үүнийг атомын бүтэцтэй гэж үздэг боловч түүний бүтцийг молекул гэж үзэх нь илүү зөв юм. Бүтцийн онцлогоос шалтгаалан энэ нь бага байдаг идэвхтэй бодисцагаан фосфортой харьцуулахад, ялангуяа цагаан фосфороос ялгаатай нь агаарт илүү удаан исэлддэг бөгөөд гал асаахад гал асаах шаардлагатай байдаг.

Хар фосфор нь P n-ийн тасралтгүй гинжээс бүрдэх ба бал чулууны бүтэцтэй төстэй давхаргат бүтэцтэй тул түүнтэй төстэй харагддаг. Энэхүү аллотропик өөрчлөлт нь атомын бүтэцтэй. Фосфорын бүх аллотроп өөрчлөлтүүдээс хамгийн тогтвортой нь химийн хувьд идэвхгүй байдаг. Энэ шалтгааны улмаас доор хэлэлцэх болно Химийн шинж чанарФосфорыг үндсэндээ цагаан, улаан фосфор гэж ангилах ёстой.

Фосфорын металл бустай харилцан үйлчлэл

Фосфорын урвалын чанар нь азотоос өндөр байдаг. Тиймээс фосфор нь хэвийн нөхцөлд гал авсны дараа шатаж, P 2 O 5 хүчиллэг исэл үүсгэдэг.

хүчилтөрөгч, фосфор (III) оксидын дутагдалтай үед:

Галогентэй урвал бас эрчимтэй явагддаг. Тиймээс фосфорыг хлоржуулах, бромжуулах явцад урвалжуудын харьцаанаас хамааран фосфорын тригалид эсвэл пентагалидууд үүсдэг.

Бусад галогентэй харьцуулахад иодын исэлдүүлэх шинж чанар нь мэдэгдэхүйц сул тул фосфорыг иодтой исэлдүүлэх нь зөвхөн +3 исэлдэлтийн төлөвт л боломжтой байдаг.

Азотоос ялгаатай фосфор нь устөрөгчтэй урвалд ордоггүй.

Фосфорын металлын харилцан үйлчлэл

Фосфор нь идэвхтэй металл ба завсрын үйл ажиллагаатай металлуудтай халах үед фосфид үүсгэдэг.

Нитрид шиг идэвхтэй металлын фосфид нь усаар гидролиз болдог.

Исэлддэггүй хүчлүүдийн усан уусмалаас гадна:

Фосфорын нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэл

Фосфор нь исэлдүүлэгч хүчлүүд, ялангуяа төвлөрсөн азотын болон хүхрийн хүчлүүдээр исэлддэг.

Цагаан фосфор нь шүлтийн усан уусмалтай урвалд ордог гэдгийг та мэдэх ёстой. Гэсэн хэдий ч өвөрмөц байдлаас шалтгаалан химийн улсын нэгдсэн шалгалтанд ийм харилцан үйлчлэлийн тэгшитгэл бичих чадвар хараахан шаардагдаагүй байна.

Гэсэн хэдий ч 100 оноо авдаг хүмүүсийн хувьд сэтгэлийн амар амгаланг хангахын тулд та хүйтэнд болон халах үед фосфорын шүлтлэг уусмалуудтай харилцан үйлчлэх дараах шинж чанаруудыг санаж болно.

Хүйтэн үед цагаан фосфорын шүлтийн уусмалтай харилцан үйлчлэл нь удаан явагддаг. Урвал нь ялзарсан загасны үнэртэй хий үүсэх - фосфин ба фосфорын ховор исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдэл +1 дагалддаг.

Буцалгах явцад цагаан фосфор нь төвлөрсөн шүлтийн уусмалтай урвалд ороход устөрөгч ялгарч, фосфит үүсдэг.

Азотын- V А бүлгийн 2-р үеийн элемент Тогтмол хүснэгт, серийн дугаар 7. Атомын электрон томьёо [ 2 He]2s 2 2p 3 , исэлдэлтийн шинж чанар 0, -3, +3 ба +5, бага давтамжтай +2 ба +4 гэх мэт N v төлөвийг харьцангуй гэж үздэг. тогтвортой.

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

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

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

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

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

Н 2

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

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

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

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

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

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

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кЖ

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

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

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

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

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

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

Аммиакийн нийлэгжилтэнд ашигладаг. Азотын хүчил болон бусад азот агуулсан бүтээгдэхүүн 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. IN шингэн төлөвустөрөгчийн бондоор 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 үйлдвэрлэхэд ашигладаг. тэсрэх бодис; шингэн аммиак нь хөргөлтийн бодис юм. Хортой.
Хамгийн чухал урвалын тэгшитгэлүүд:

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

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

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

Азотын исэл

Азотын дутуу исэлҮГҮЙ

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

Дианитрогений исэлН 2 О

Тааламжтай үнэртэй өнгөгүй хий ("инээх хий"), N꞊N꞊О, азотын исэлдэлтийн төлөв байдал +1, усанд муу уусдаг. Бал чулуу 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, O 2 N – O – NO 2, азотын исэлдэлтийн төлөв +5 байна. 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 өөрчлөгдөх, I ионыг нэмэхэд хар тунадас үүсэх Энэ нь будагч бодис үйлдвэрлэхэд амин хүчил, иодидын 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 үед хүчтэй исэлдүүлэгч бодис (атомын хүчилтөрөгч ялгардагтай холбоотой). Уусмал дахь энэ нь 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↓

Металл бус металлтай нэгдлүүд

Бүх азотын галогенид NG 3 мэдэгдэж байна. Трифлуорид NF 3-ийг фторыг аммиактай урвалд оруулснаар олж авна.

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Азотын трифторид нь өнгөгүй хорт хий бөгөөд молекулууд нь пирамид хэлбэртэй байдаг. Фторын атомууд нь пирамидын ёроолд байрладаг бөгөөд дээд хэсэгт нь дан электрон хостой азотын атом байрладаг. NF 3 нь янз бүрийн химийн бодис, халуунд маш тэсвэртэй.

Үлдсэн азотын тригалидууд нь эндотермик тул тогтворгүй, идэвхтэй байдаг. NCl 3 нь хлорын хийг аммонийн хлоридын хүчтэй уусмалд оруулах замаар үүсдэг.

3Cl 2 + NH 4 Cl = 4HCl + NCl 3

Азотын трихлорид нь дэгдэмхий (t буцлах цэг = 71 хэм) хурц үнэртэй шингэн юм. Бага зэрэг халах эсвэл нөлөөлөл нь их хэмжээний дулаан ялгаруулах дэлбэрэлт дагалддаг. Энэ тохиолдолд NCl 3 нь элементүүдэд хуваагдана. Trihalides NBr 3 ба NI 3 нь тогтворгүй байдаг.

Халькоген бүхий азотын деривативууд нь хүчтэй эндотермик шинж чанартай тул маш тогтворгүй байдаг. Тэд бүгд муу судлагдсан бөгөөд халах, цохилт өгөх үед дэлбэрдэг.

Металлтай холбох

Давстай төстэй нитридыг металл, азотоос шууд нийлэгжүүлэн гаргаж авдаг. Давстай төстэй нитридүүд нь ус ба шингэрүүлсэн хүчилтэй хамт задардаг.

Mg 3 N 2 + 6N 2 = 3 Mg(OH) 2 + 2NH 3

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Хоёр урвал нь идэвхтэй металлын нитридын үндсэн шинж чанарыг нотолж байна.

Металл төстэй нитридүүд нь азот эсвэл аммиакийн агаар мандалд металыг халаах замаар үүсдэг. Шилжилтийн металлын оксид, галид ба гидридийг эхлэл материал болгон ашиглаж болно.

2Та + N 2 = 2ТаН; Mn 2 O 3 + 2NH 3 = 2 MnN + 3H 2 O

CrCl 3 + NH 3 = CrN + 3HCl; 2TiN 2 + 2NH 3 = 2TiN +5H 2

Азот ба азот агуулсан нэгдлүүдийг хэрэглэх

Азотын хэрэглээний хамрах хүрээ маш өргөн - анагаах ухаанд хэрэглэдэг бордоо, тэсрэх бодис, аммиакийн үйлдвэрлэл. Азот агуулсан бордоо нь хамгийн үнэ цэнэтэй юм. Ийм бордоонд аммонийн нитрат, мочевин, аммиак, натрийн нитрат орно. Азот нь уургийн молекулуудын салшгүй хэсэг бөгөөд ургамал хэвийн өсөлт, хөгжилд шаардлагатай байдаг. Аммиак зэрэг азотын устөрөгчтэй ийм чухал нэгдлүүдийг хөргөх төхөөрөмжид ашигладаг бөгөөд аммиакийг дамжин эргэлддэг. хаалттай системхоолой, ууршилт нь их хэмжээний дулааныг авдаг. Калийн нитратыг хар нунтаг үйлдвэрлэхэд, дарь нь агнуурын буу, газар доорх хүдрийн ордуудыг хайхад ашигладаг. Целлюлоз ба азотын хүчлийн эфир болох пироксилинаас хар нунтаг гаргаж авдаг. Азот дээр суурилсан органик тэсрэх бодисыг ууланд хонгил (TNT, нитроглицерин) барихад ашигладаг.

Байгальд байх.

Азот нь байгальд ихэвчлэн чөлөөт төлөвт байдаг. Агаарт түүний эзлэхүүний хувь 78.09%, массын эзлэх хувь 75.6% байна. Азотын нэгдлүүд хөрсөнд бага хэмжээгээр агуулагддаг. Азот нь уураг ба олон байгалийн органик нэгдлүүдийн нэг хэсэг юм. Нийт азотын агууламж дэлхийн царцдас 0,01%.

Баримт.

Технологийн хувьд азотыг шингэн агаараас гаргаж авдаг. Та бүхний мэдэж байгаагаар агаар нь хий, гол төлөв азот, хүчилтөрөгчийн холимог юм. Дэлхийн гадаргуу дээрх хуурай агаар нь (эзэлхүүний фракцаар): азот 78.09%, хүчилтөрөгч 20.95%, сайн хий 0.93%, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) 0.03%, түүнчлэн санамсаргүй хольц - тоос, бичил биетэн, устөрөгчийн сульфид, хүхрийн исэл ( IV) гэх мэт. Азотыг авахын тулд агаарыг шингэн төлөвт шилжүүлж, дараа нь ууршуулах замаар азотыг ууршуулах замаар бага дэгдэмхий хүчилтөрөгчөөс тусгаарладаг (өөрөөр хэлбэл азотын буцлах цэг -195.8 ° C, хүчилтөрөгч -183 ° C). Ийм аргаар олж авсан азот нь язгуур хийн хольц (ихэвчлэн аргон) агуулдаг. Лабораторийн нөхцөлд аммонийн нитритийг халах үед задлах замаар цэвэр азотыг гаргаж авч болно.

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Физик шинж чанар.Азот нь өнгөгүй, үнэргүй, амтгүй, агаараас хөнгөн хий юм. Усанд уусах чадвар нь хүчилтөрөгчөөс бага: 20 0 С-т 15.4 мл азот 1 литр усанд уусдаг (хүчилтөрөгч 31 мл). Тиймээс усанд ууссан агаар дахь азоттой харьцуулахад хүчилтөрөгчийн агууламж агаар мандлаас их байдаг. Усанд азотын уусах чадвар бага, буцлах цэг нь маш бага байгаа нь азот ба усны молекулууд болон азотын молекулуудын хоорондын маш сул харилцан үйлчлэлээр тайлбарлагддаг.

Байгалийн азот нь 14 (99.64%) ба 15 (0.36%) масстай тогтвортой хоёр изотопоос бүрдэнэ.

Химийн шинж чанар.

Өрөөний температурт азот нь зөвхөн лититэй шууд нийлдэг.

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Энэ нь зөвхөн өндөр температурт бусад металлуудтай урвалд орж, нитрид үүсгэдэг. Жишээлбэл:

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

Азот нь өндөр даралт, температурт катализаторын оролцоотойгоор устөрөгчтэй нийлдэг.

N2 + 3H2 = 2NH3

Цахилгаан нумын температурт (3000-4000 градус) азот нь хүчилтөрөгчтэй нийлдэг.

Өргөдөл. IN их хэмжээгээразотыг аммиак үйлдвэрлэхэд ашигладаг. Инерцийн орчинг бий болгоход өргөн хэрэглэгддэг - улайсдаг цахилгаан чийдэнг дүүргэх, шатамхай шингэнийг шахах үед мөнгөн усны термометр дэх чөлөөт зай. Энэ нь ган бүтээгдэхүүний гадаргууг нитратжуулахад ашиглагддаг, i.e. өндөр температурт тэдгээрийн гадаргууг азотоор дүүргэх. Үүний үр дүнд гадаргуугийн давхаргад төмрийн нитрид үүсдэг бөгөөд энэ нь ганд илүү хатуулаг өгдөг. Энэхүү ган нь 500 ° C хүртэл халалтыг тэсвэрлэх чадвартай бөгөөд хатуулагаа алдагдуулдаггүй.

Азот нь уургийн нэг хэсэг учраас ургамал, амьтны амьдралд чухал үүрэгтэй. Азотын нэгдлүүдийг эрдэс бордоо, тэсэрч дэлбэрэх бодис үйлдвэрлэх, олон салбарт ашигладаг.

Асуулт № 48.

Аммиак, түүний шинж чанар, үйлдвэрлэх арга. Аммиакийг үндэсний эдийн засагт ашиглах. Аммонийн гидроксид. Аммонийн давс, тэдгээрийн шинж чанар, хэрэглээ. Азотын аммонийн хэлбэр бүхий азотын бордоо. Аммонийн ионы чанарын урвал.

Аммиак -агаараас бараг хоёр дахин хөнгөн өвөрмөц үнэртэй өнгөгүй хий. Даралтыг ихэсгэх эсвэл хөргөхөд амархан шингэрүүлж өнгөгүй шингэн болдог. Аммиак нь усанд маш сайн уусдаг. Усан дахь аммиакийн уусмалыг нэрлэдэг аммиакийн усэсвэл аммиак.Буцалгах үед ууссан аммиак нь уусмалаас ууршдаг.

Химийн шинж чанар.

Хүчилтэй харилцан үйлчлэл:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Хүчилтөрөгчтэй харилцах:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

Зэсийн олборлолт:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Баримт.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Өргөдөл.

Шингэн аммиак ба түүний усан уусмалыг шингэн бордоо болгон ашигладаг.

Аммонийн гидроксид (аммонийн гидроксид) - NH 4 Өө

Аммонийн давс ба тэдгээрийн шинж чанар.Аммонийн давс нь аммонийн катион ба хүчиллэг анионоос бүрдэнэ. Эдгээр нь дан цэнэгтэй металлын ионуудын харгалзах давстай бүтцийн хувьд төстэй юм. Аммонийн давсыг аммиак эсвэл түүний усан уусмалыг хүчилтэй урвалд оруулах замаар олж авдаг. Жишээлбэл:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Тэд давсны ерөнхий шинж чанарыг харуулдаг, i.e. шүлт, хүчил болон бусад давсны уусмалуудтай харилцан үйлчилдэг.

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

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

Өргөдөл.Аммонийн нитрат (аммонийн нитрат) NH4NO3 нь азотын бордоо болон тэсрэх бодис үйлдвэрлэхэд ашиглагддаг - аммонит;

Аммонийн сульфат (NH4)2SO4 - хямд азотын бордоо болгон;

Аммонийн бикарбонат NH4HCO3 ба аммонийн карбонат (NH4)2CO3 - дотор Хүнсний үйлдвэргурилан боовыг химийн исгэх бодис болгон үйлдвэрлэх, даавууг будах, витамин үйлдвэрлэх, анагаах ухаанд;

Аммонийн хлорид (аммиак) NH4Cl - гальваник эсүүд (хуурай батерей), гагнуур, цагаан тугалга хийх үед, нэхмэлийн үйлдвэрт, бордоо болгон, мал эмнэлгийн эмэнд.

Аммонийн (аммиак) бордоо аммонийн ион хэлбэрээр азот агуулдаг бөгөөд хөрсөнд хүчиллэг нөлөө үзүүлдэг бөгөөд энэ нь шинж чанар нь муудаж, бордооны үр дүн багатай байдаг, ялангуяа шохойгүй, үржил шимгүй хөрсөнд тогтмол хэрэглэвэл үр дүн муутай байдаг. Гэхдээ эдгээр бордоо нь бас давуу талтай: аммони нь уусгахад бага өртөмтгий байдаг, учир нь энэ нь хөрсний тоосонцороор бэхлэгдэж, бичил биетэнд шингэдэг бөгөөд үүнээс гадна хөрсөнд нитрофикжих процесс явагддаг, жишээлбэл. бичил биетээр нитрат болгон хувиргах. Аммонийн бордоо дотроос аммонийн хлорид нь маш их хлор агуулдаг тул хүнсний ногооны ургацанд хамгийн тохиромжтой нь биш юм.

Аммонийн ионы чанарын урвал.

Аммонийн давсны маш чухал шинж чанар нь шүлтийн уусмалуудтай харилцан үйлчлэх явдал юм. Энэ урвалыг аммонийн давс (аммонийн ион) ялгарах аммиакийн үнэр эсвэл нойтон улаан лакмус цаасан дээр цэнхэр өнгө гарч ирэх замаар илрүүлдэг.

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

"