Kombination von Stickstoff mit Metall 6 Buchstaben. Stickstoff und seine Verbindungen

Das chemische Element Stickstoff bildet nur einen einfachen Stoff. Dieser Stoff ist gasförmig und besteht aus zweiatomigen Molekülen, d. h. hat die Formel N 2. Obwohl das chemische Element Stickstoff eine hohe Elektronegativität aufweist, ist molekularer Stickstoff N2 ein äußerst inerter Stoff. Diese Tatsache ist darauf zurückzuführen, dass das Stickstoffmolekül eine extrem starke Dreifachbindung (N≡N) enthält. Aus diesem Grund laufen fast alle Reaktionen mit Stickstoff nur bei erhöhten Temperaturen ab.

Wechselwirkung von Stickstoff mit Metallen

Der einzige Stoff, der unter normalen Bedingungen mit Stickstoff reagiert, ist Lithium:

Eine interessante Tatsache ist, dass mit den übrigen aktiven Metallen, d.h. Alkali und Erdalkali, Stickstoff reagiert nur beim Erhitzen:

Die Wechselwirkung von Stickstoff mit Metallen mittlerer und geringer Aktivität (außer Pt und Au) ist ebenfalls möglich, erfordert jedoch unvergleichlich höhere Temperaturen.

Nitride aktiver Metalle werden leicht durch Wasser hydrolysiert:

Sowie saure Lösungen, zum Beispiel:

Wechselwirkung von Stickstoff mit Nichtmetallen

Stickstoff reagiert mit Wasserstoff, wenn er in Gegenwart von Katalysatoren erhitzt wird. Die Reaktion ist reversibel. Um die Ammoniakausbeute in der Industrie zu erhöhen, wird der Prozess daher bei hohem Druck durchgeführt:

Als Reduktionsmittel reagiert Stickstoff mit Fluor und Sauerstoff. Die Reaktion mit Fluor erfolgt unter Einwirkung einer elektrischen Entladung:

Die Reaktion mit Sauerstoff erfolgt unter dem Einfluss einer elektrischen Entladung oder bei einer Temperatur von mehr als 2000 °C und ist reversibel:

Von den Nichtmetallen reagiert Stickstoff nicht mit Halogenen und Schwefel.

Wechselwirkung von Stickstoff mit komplexen Substanzen

Chemische Eigenschaften von Phosphor

Es gibt verschiedene allotrope Modifikationen von Phosphor, insbesondere weißen Phosphor, roten Phosphor und schwarzen Phosphor.

Weißer Phosphor wird aus vieratomigen P4-Molekülen gebildet und ist keine stabile Modifikation von Phosphor. Giftig. Bei Raumtemperatur ist es weich und lässt sich wie Wachs leicht mit einem Messer schneiden. Es oxidiert langsam an der Luft und leuchtet aufgrund der Besonderheiten des Mechanismus dieser Oxidation im Dunkeln (das Phänomen der Chemilumineszenz). Auch bei geringer Erwärmung ist eine Selbstentzündung von weißem Phosphor möglich.

Von allen allotropen Modifikationen ist weißer Phosphor die aktivste.

Roter Phosphor besteht aus langen Pn-Molekülen variabler Zusammensetzung. Einige Quellen weisen darauf hin, dass es eine atomare Struktur hat, es ist jedoch richtiger, seine Struktur als molekular zu betrachten. Aufgrund seiner Strukturmerkmale ist es im Vergleich zu weißem Phosphor eine weniger aktive Substanz; insbesondere oxidiert es im Gegensatz zu weißem Phosphor an der Luft viel langsamer und erfordert zur Entzündung eine Entzündung.

Schwarzer Phosphor besteht aus fortlaufenden Ketten von P n und hat eine Schichtstruktur, die der Struktur von Graphit ähnelt, weshalb er diesem ähnlich sieht. Diese allotrope Modifikation hat eine atomare Struktur. Die stabilste aller allotropen Modifikationen des Phosphors, die chemisch passivste. Aus diesem Grund sollten die im Folgenden diskutierten chemischen Eigenschaften von Phosphor hauptsächlich dem weißen und roten Phosphor zugeschrieben werden.

Wechselwirkung von Phosphor mit Nichtmetallen

Die Reaktivität von Phosphor ist höher als die von Stickstoff. Somit kann Phosphor nach der Entzündung unter normalen Bedingungen verbrennen und saures Oxid P 2 O 5 bilden:

und bei Sauerstoffmangel Phosphor(III)-oxid:

Auch die Reaktion mit Halogenen ist intensiv. So entstehen bei der Chlorierung und Bromierung von Phosphor je nach Anteil der Reagenzien Phosphortrihalogenide oder -pentahalogenide:

Aufgrund der deutlich schwächeren Oxidationseigenschaften von Jod im Vergleich zu anderen Halogenen ist eine Oxidation von Phosphor mit Jod nur bis zur Oxidationsstufe +3 möglich:

Im Gegensatz zu Stickstoff Phosphor reagiert nicht mit Wasserstoff.

Wechselwirkung von Phosphor mit Metallen

Phosphor reagiert beim Erhitzen mit aktiven Metallen und Metallen mittlerer Aktivität unter Bildung von Phosphiden:

Phosphide aktiver Metalle, wie Nitride, werden durch Wasser hydrolysiert:

Sowie wässrige Lösungen nicht oxidierender Säuren:

Wechselwirkung von Phosphor mit komplexen Substanzen

Phosphor wird durch oxidierende Säuren, insbesondere konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure, oxidiert:

Sie sollten wissen, dass weißer Phosphor mit wässrigen Alkalilösungen reagiert. Aufgrund der Spezifität war die Fähigkeit, Gleichungen für solche Wechselwirkungen zu schreiben, im Einheitlichen Staatsexamen in Chemie jedoch noch nicht erforderlich.

Wer jedoch 100 Punkte beansprucht, kann sich zur eigenen Beruhigung die folgenden Merkmale der Wechselwirkung von Phosphor mit Alkalilösungen in der Kälte und beim Erhitzen merken.

In der Kälte verläuft die Wechselwirkung von weißem Phosphor mit Alkalilösungen langsam. Die Reaktion geht mit der Bildung eines Gases einher, das nach verfaultem Fisch riecht – Phosphin und einer Verbindung mit der seltenen Oxidationsstufe Phosphor +1:

Wenn weißer Phosphor beim Kochen mit einer konzentrierten Alkalilösung reagiert, wird Wasserstoff freigesetzt und Phosphit gebildet:

In der Natur sein.

Stickstoff kommt in der Natur überwiegend im freien Zustand vor. In Luft beträgt sein Volumenanteil 78,09 % und sein Massenanteil 75,6 %. Stickstoffverbindungen kommen in geringen Mengen in Böden vor. Stickstoff ist Bestandteil von Proteinen und vielen natürlichen organischen Verbindungen. Der Gesamtstickstoffgehalt in der Erdkruste beträgt 0,01 %.

Quittung.

In der Technik wird Stickstoff aus flüssiger Luft gewonnen. Wie Sie wissen, ist Luft ein Gasgemisch, hauptsächlich Stickstoff und Sauerstoff. Trockene Luft an der Erdoberfläche enthält (in Volumenanteilen): Stickstoff 78,09 %, Sauerstoff 20,95 %, Edelgase 0,93 %, Kohlenmonoxid (IV) 0,03 % sowie zufällige Verunreinigungen – Staub, Mikroorganismen, Schwefelwasserstoff, Schwefeloxid ( IV) usw. Um Stickstoff zu gewinnen, wird Luft in einen flüssigen Zustand überführt und anschließend wird Stickstoff durch Verdampfen vom weniger flüchtigen Sauerstoff getrennt (d. h. Siedepunkt von Stickstoff -195,8 °C, Sauerstoff -183 °C). Der so gewonnene Stickstoff enthält Verunreinigungen von Edelgasen (hauptsächlich Argon). Reiner Stickstoff kann unter Laborbedingungen durch Zersetzung von Ammoniumnitrit beim Erhitzen gewonnen werden:

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

Physikalische Eigenschaften. Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, leichter als Luft. Die Löslichkeit in Wasser ist geringer als die von Sauerstoff: Bei 20 0 C lösen sich 15,4 ml Stickstoff in 1 Liter Wasser (Sauerstoff 31 ml). Daher ist in in Wasser gelöster Luft der Sauerstoffgehalt im Verhältnis zu Stickstoff höher als in der Atmosphäre. Die geringe Löslichkeit von Stickstoff in Wasser sowie sein sehr niedriger Siedepunkt werden durch sehr schwache intermolekulare Wechselwirkungen sowohl zwischen Stickstoff- und Wassermolekülen als auch zwischen Stickstoffmolekülen erklärt.

Natürlicher Stickstoff besteht aus zwei stabilen Isotopen mit den Massenzahlen 14 (99,64 %) und 15 (0,36 %).

Chemische Eigenschaften.

Bei Raumtemperatur verbindet sich Stickstoff direkt nur mit Lithium:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Erst bei hohen Temperaturen reagiert es mit anderen Metallen unter Bildung von Nitriden. Zum Beispiel:

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

Stickstoff verbindet sich mit Wasserstoff in Gegenwart eines Katalysators bei hohem Druck und hoher Temperatur:

N2 + 3H2 = 2NH3

Bei der Temperatur des Lichtbogens (3000-4000 Grad) verbindet sich Stickstoff mit Sauerstoff:

Anwendung. Stickstoff wird in großen Mengen zur Herstellung von Ammoniak verwendet. Wird häufig verwendet, um eine inerte Umgebung zu schaffen – zum Füllen elektrischer Glühlampen und zum Freiraum in Quecksilberthermometern, wenn brennbare Flüssigkeiten gepumpt werden. Es dient zur Nitrierung der Oberfläche von Stahlprodukten, d.h. sättigen ihre Oberfläche bei hohen Temperaturen mit Stickstoff. Dadurch bilden sich in der Randschicht Eisennitride, die dem Stahl eine höhere Härte verleihen. Dieser Stahl hält einer Erwärmung bis zu 500 °C stand, ohne seine Härte zu verlieren.

Stickstoff ist wichtig für das Leben von Pflanzen und Tieren, da er Bestandteil von Eiweißstoffen ist. Stickstoffverbindungen werden bei der Herstellung von Mineraldüngern, Sprengstoffen und in vielen Industriezweigen eingesetzt.

Frage Nr. 48.

Ammoniak, seine Eigenschaften, Herstellungsmethoden. Die Verwendung von Ammoniak in der Volkswirtschaft. Ammoniumhydroxid. Ammoniumsalze, ihre Eigenschaften und Anwendungen. Stickstoffdünger mit der Ammoniumform von Stickstoff. Qualitative Reaktion auf Ammoniumionen.

Ammoniak – ein farbloses Gas mit charakteristischem Geruch, fast doppelt so leicht wie Luft. Wenn der Druck erhöht oder abgekühlt wird, verflüssigt es sich leicht zu einer farblosen Flüssigkeit. Ammoniak ist in Wasser sehr gut löslich. Als Lösung wird Ammoniak in Wasser bezeichnet Ammoniakwasser oder Ammoniak. Beim Sieden verdampft gelöstes Ammoniak aus der Lösung.

Chemische Eigenschaften.

Wechselwirkung mit Säuren:

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

Wechselwirkung mit Sauerstoff:

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

Kupferrückgewinnung:

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

Quittung.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Anwendung.

Als Flüssigdünger werden flüssiges Ammoniak und seine wässrigen Lösungen verwendet.

Ammoniumhydroxid (Ammoniumhydroxid) – NH 4 OH

Ammoniumsalze und ihre Eigenschaften. Ammoniumsalze bestehen aus einem Ammoniumkation und einem Säureanion. Sie ähneln in ihrer Struktur den entsprechenden Salzen einfach geladener Metallionen. Ammoniumsalze werden durch Reaktion von Ammoniak oder seinen wässrigen Lösungen mit Säuren gewonnen. Zum Beispiel:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Sie weisen die allgemeinen Eigenschaften von Salzen auf, d. h. interagieren mit Lösungen von Laugen, Säuren und anderen Salzen:

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

Anwendung. Ammoniumnitrat (Ammoniumnitrat) NH4NO3 wird als Stickstoffdünger und zur Herstellung von Sprengstoffen – Ammoniten – verwendet;

Ammoniumsulfat (NH4)2SO4 – als günstiger Stickstoffdünger;

Ammoniumbicarbonat NH4HCO3 und Ammoniumcarbonat (NH4)2CO3 – in der Lebensmittelindustrie bei der Herstellung von Mehl-Süßwaren als chemisches Treibmittel, beim Färben von Stoffen, bei der Herstellung von Vitaminen, in der Medizin;

Ammoniumchlorid (Ammoniak) NH4Cl – in galvanischen Zellen (Trockenbatterien), beim Löten und Verzinnen, in der Textilindustrie, als Düngemittel, in der Veterinärmedizin.

Ammoniumdünger (Ammoniak). enthalten Stickstoff in Form von Ammoniumionen und wirken versauernd auf den Boden, was zu einer Verschlechterung seiner Eigenschaften und zu einer weniger wirksamen Düngung führt, insbesondere bei regelmäßiger Anwendung auf ungekalkten, unfruchtbaren Böden. Aber diese Düngemittel haben auch ihre Vorteile: Ammonium ist deutlich weniger anfällig für Auswaschungen, da es von Bodenpartikeln fixiert und von Mikroorganismen aufgenommen wird, außerdem findet mit ihm im Boden der Prozess der Nitrotrophierung statt, d.h. Umwandlung durch Mikroorganismen in Nitrate. Von den Ammoniumdüngern ist Ammoniumchlorid für den Gemüseanbau am wenigsten geeignet, da es recht viel Chlor enthält.

Qualitative Reaktion auf Ammoniumionen.

Eine sehr wichtige Eigenschaft von Ammoniumsalzen ist ihre Wechselwirkung mit alkalischen Lösungen. Diese Reaktion wird durch Ammoniumsalze (Ammoniumion), durch den Geruch von freigesetztem Ammoniak oder durch das Erscheinen einer blauen Farbe auf nassem rotem Lackmuspapier erkannt:

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

Verbindungen mit Nichtmetallen

Alle Stickstoffhalogenide NG 3 sind bekannt. Trifluorid NF 3 wird durch Reaktion von Fluor mit Ammoniak gewonnen:

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

Stickstofftrifluorid ist ein farbloses giftiges Gas, dessen Moleküle eine Pyramidenstruktur haben. An der Basis der Pyramide befinden sich Fluoratome und an der Spitze befindet sich ein Stickstoffatom mit einem freien Elektronenpaar. NF 3 ist sehr beständig gegen verschiedene Chemikalien und Hitze.

Die übrigen Stickstofftrihalogenide sind endotherm und daher instabil und reaktiv. NCl 3 entsteht durch Einleiten von Chlorgas in eine starke Ammoniumchloridlösung:

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

Stickstofftrichlorid ist eine leicht flüchtige (Siedepunkt = 71 °C) Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Eine leichte Erwärmung oder ein Aufprall gehen mit einer Explosion einher, bei der große Mengen Wärme freigesetzt werden. Dabei zerfällt NCl 3 in Elemente. Die Trihalogenide NBr 3 und NI 3 sind noch weniger stabil.

Stickstoffderivate mit Chalkogenen sind aufgrund ihrer starken Endothermie sehr instabil. Alle von ihnen sind schlecht untersucht und explodieren, wenn sie erhitzt und getroffen werden.

Verbindungen zu Metallen

Salzartige Nitride werden durch Direktsynthese aus Metallen und Stickstoff gewonnen. Salzartige Nitride zersetzen sich mit Wasser und verdünnten Säuren:

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

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

Beide Reaktionen beweisen die grundlegende Natur aktiver Metallnitride.

Metallähnliche Nitride werden durch Erhitzen von Metallen in einer Atmosphäre aus Stickstoff oder Ammoniak hergestellt. Als Ausgangsstoffe können Oxide, Halogenide und Hydride von Übergangsmetallen verwendet werden:

2Ta + N 2 = 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 = 2 MnN + 3H 2 O

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

Anwendung von Stickstoff und stickstoffhaltigen Verbindungen

Der Anwendungsbereich von Stickstoff ist sehr breit – die Herstellung von Düngemitteln, Sprengstoffen und Ammoniak, das in der Medizin verwendet wird. Am wertvollsten sind stickstoffhaltige Düngemittel. Zu diesen Düngemitteln gehören Ammoniumnitrat, Harnstoff, Ammoniak und Natriumnitrat. Stickstoff ist ein integraler Bestandteil von Proteinmolekülen, weshalb Pflanzen ihn für normales Wachstum und normale Entwicklung benötigen. Eine so wichtige Verbindung von Stickstoff mit Wasserstoff wie Ammoniak wird in Kühlaggregaten verwendet; Ammoniak, das durch ein geschlossenes Rohrsystem zirkuliert, entzieht bei seiner Verdampfung viel Wärme. Kaliumnitrat wird zur Herstellung von Schwarzpulver verwendet, Schießpulver wird in Jagdgewehren und zur Erkundung unterirdischer Erzvorkommen verwendet. Schwarzpulver wird aus Pyroxylin, einem Ester aus Cellulose und Salpetersäure, gewonnen. Für den Tunnelbau im Gebirge werden organische Sprengstoffe auf Stickstoffbasis verwendet (TNT, Nitroglycerin).