Kombinasjon av nitrogen med metall 6 bokstaver. Nitrogen og dets forbindelser
Det kjemiske grunnstoffet nitrogen danner bare ett enkelt stoff. Dette stoffet er gassformet og dannes av diatomiske molekyler, dvs. har formelen N 2. Til tross for at det kjemiske elementet nitrogen har høy elektronegativitet, er molekylært nitrogen N2 et ekstremt inert stoff. Dette faktum skyldes det faktum at nitrogenmolekylet inneholder en ekstremt sterk trippelbinding (N≡N). Av denne grunn skjer nesten alle reaksjoner med nitrogen bare ved forhøyede temperaturer.
Interaksjon av nitrogen med metaller
Det eneste stoffet som reagerer med nitrogen under normale forhold er litium:
Et interessant faktum er at med resten av de aktive metallene, dvs. alkalisk og jordalkali, nitrogen reagerer bare ved oppvarming:
Samspillet mellom nitrogen og metaller med middels og lav aktivitet (unntatt Pt og Au) er også mulig, men krever uforlignelig høyere temperaturer.
Nitrider av aktive metaller hydrolyseres lett av vann:
I tillegg til sure løsninger, for eksempel:
Interaksjon av nitrogen med ikke-metaller
Nitrogen reagerer med hydrogen når det varmes opp i nærvær av katalysatorer. Reaksjonen er reversibel, derfor, for å øke utbyttet av ammoniakk i industrien, utføres prosessen ved høyt trykk:
Som reduksjonsmiddel reagerer nitrogen med fluor og oksygen. Reaksjonen med fluor skjer under påvirkning av en elektrisk utladning:
Reaksjonen med oksygen skjer under påvirkning av en elektrisk utladning eller ved en temperatur på mer enn 2000 o C og er reversibel:
Av ikke-metaller reagerer ikke nitrogen med halogener og svovel.
Interaksjon av nitrogen med komplekse stoffer
Fosfors kjemiske egenskaper
Det er flere allotropiske modifikasjoner av fosfor, spesielt hvitt fosfor, rødt fosfor og svart fosfor.
Hvitt fosfor dannes av tetraatomiske P4-molekyler og er ikke en stabil modifikasjon av fosfor. Giftig. Ved romtemperatur er den myk og, som voks, skjæres den lett med en kniv. Det oksiderer sakte i luft, og på grunn av særegenhetene ved mekanismen for slik oksidasjon, lyser det i mørket (fenomenet kjemiluminescens). Selv med lav oppvarming er spontan antennelse av hvitt fosfor mulig.
Av alle allotropiske modifikasjoner er hvit fosfor den mest aktive.
Rødt fosfor består av lange molekyler med variabel sammensetning Pn. Noen kilder indikerer at den har en atomstruktur, men det er mer riktig å vurdere strukturen som molekylær. På grunn av dets strukturelle egenskaper er det et mindre aktivt stoff sammenlignet med hvitt fosfor; spesielt, i motsetning til hvitt fosfor, oksiderer det mye saktere i luft og krever tenning for å antennes.
Svart fosfor består av kontinuerlige kjeder av P n og har en lagdelt struktur som ligner strukturen til grafitt, og det er derfor den ligner på den. Denne allotropiske modifikasjonen har en atomstruktur. Den mest stabile av alle allotropiske modifikasjoner av fosfor, den mest kjemisk passive. Av denne grunn bør de kjemiske egenskapene til fosfor som er omtalt nedenfor, primært tilskrives hvitt og rødt fosfor.
Interaksjon av fosfor med ikke-metaller
Reaktiviteten til fosfor er høyere enn for nitrogen. Således er fosfor i stand til å brenne etter antennelse under normale forhold, og danner surt oksid P 2 O 5:
og med mangel på oksygen, fosfor (III) oksid:
Reaksjonen med halogener er også intens. Under klorering og bromering av fosfor, avhengig av proporsjonene av reagensene, dannes således fosfortrihalogenider eller pentahalider:
På grunn av de betydelig svakere oksidasjonsegenskapene til jod sammenlignet med andre halogener, er oksidasjon av fosfor med jod bare mulig til oksidasjonstilstanden +3:
I motsetning til nitrogen Fosfor reagerer ikke med hydrogen.
Interaksjon av fosfor med metaller
Fosfor reagerer når det varmes opp med aktive metaller og metaller med middels aktivitet for å danne fosfider:
Fosfider av aktive metaller, som nitrider, hydrolyseres av vann:
I tillegg til vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer:
Interaksjon av fosfor med komplekse stoffer
Fosfor oksideres av oksiderende syrer, spesielt konsentrerte salpetersyrer og svovelsyrer:
Du bør vite at hvitt fosfor reagerer med vandige løsninger av alkalier. Men på grunn av spesifisiteten har det ennå ikke vært nødvendig å skrive ligninger for slike interaksjoner på Unified State Exam i kjemi.
Men for de som krever 100 poeng, for sin egen sjelefred, kan du huske følgende funksjoner i samspillet mellom fosfor og alkaliske løsninger i kulde og ved oppvarming.
I kulde går interaksjonen mellom hvitt fosfor og alkaliske løsninger sakte. Reaksjonen er ledsaget av dannelsen av en gass med lukten av råtten fisk - fosfin og en forbindelse med en sjelden oksidasjonstilstand av fosfor +1:
Når hvitt fosfor reagerer med en konsentrert alkaliløsning under koking, frigjøres hydrogen og fosfitt dannes:
Å være i naturen.
Nitrogen forekommer i naturen hovedsakelig i fri tilstand. I luft er volumfraksjonen 78,09%, og massefraksjonen er 75,6%. Nitrogenforbindelser finnes i små mengder i jord. Nitrogen er en del av proteiner og mange naturlige organiske forbindelser. Det totale nitrogeninnholdet i jordskorpen er 0,01 %.
Kvittering.
I teknologi hentes nitrogen fra flytende luft. Som du vet er luft en blanding av gasser, hovedsakelig nitrogen og oksygen. Tørr luft på jordoverflaten inneholder (i volumfraksjoner): nitrogen 78,09 %, oksygen 20,95 %, edelgasser 0,93 %, karbonmonoksid (IV) 0,03 %, samt tilfeldige urenheter - støv, mikroorganismer , hydrogensulfid, svoveloksid ( IV), etc. For å oppnå nitrogen overføres luft til flytende tilstand, og deretter skilles nitrogen fra mindre flyktig oksygen ved fordampning (dvs. kokepunkt for nitrogen -195,8 °C, oksygen -183 °C). Nitrogenet som oppnås på denne måten inneholder urenheter av edelgasser (hovedsakelig argon). Rent nitrogen kan oppnås under laboratorieforhold ved å spalte ammoniumnitritt ved oppvarming:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Fysiske egenskaper. Nitrogen er en fargeløs, luktfri og smakløs gass, lettere enn luft. Løselighet i vann er mindre enn oksygen: ved 20 0 C løses 15,4 ml nitrogen i 1 liter vann (oksygen 31 ml). Derfor, i luft oppløst i vann, er oksygeninnholdet i forhold til nitrogen større enn i atmosfæren. Den lave løseligheten av nitrogen i vann, så vel som dets svært lave kokepunkt, forklares av svært svake intermolekylære interaksjoner både mellom nitrogen- og vannmolekyler, og mellom nitrogenmolekyler.
Naturlig nitrogen består av to stabile isotoper med massetall 14 (99,64%) og 15 (0,36%).
Kjemiske egenskaper.
Ved romtemperatur kombineres nitrogen bare direkte med litium:
6Li + N2 = 2Li3N
Det reagerer med andre metaller bare ved høye temperaturer, og danner nitrider. For eksempel:
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, 2Al + N 2 = 2AlN
Nitrogen kombineres med hydrogen i nærvær av en katalysator ved høyt trykk og temperatur:
N2 + 3H2 = 2NH3
Ved temperaturen til den elektriske lysbuen (3000-4000 grader), kombineres nitrogen med oksygen:
Applikasjon. Nitrogen brukes i store mengder for å produsere ammoniakk. Mye brukt for å skape et inert miljø - fylle elektriske glødelamper og ledig plass i kvikksølvtermometre, når du pumper brennbare væsker. Det brukes til å nitrere overflaten av stålprodukter, dvs. mette overflaten med nitrogen ved høye temperaturer. Som et resultat dannes det jernnitrider i overflatelaget, som gir større hardhet til stålet. Dette stålet tåler oppvarming opp til 500 °C uten å miste hardheten.
Nitrogen er viktig for livet til planter og dyr, siden det er en del av proteinstoffer. Nitrogenforbindelser brukes i produksjon av mineralgjødsel, eksplosiver og i mange industrier.
Spørsmål nr. 48.
Ammoniakk, dets egenskaper, produksjonsmetoder. Bruken av ammoniakk i den nasjonale økonomien. Ammonium hydroksid. Ammoniumsalter, deres egenskaper og anvendelser. Nitrogengjødsel med ammoniumform av nitrogen. Kvalitativ reaksjon på ammoniumion.
Ammoniakk - en fargeløs gass med en karakteristisk lukt, nesten dobbelt så lett som luft. Når trykket økes eller avkjøles, blir det lett flytende til en fargeløs væske. Ammoniakk er svært løselig i vann. En løsning av ammoniakk i vann kalles ammoniakkvann eller ammoniakk. Ved koking fordamper oppløst ammoniakk fra løsningen.
Kjemiske egenskaper.
Interaksjon med syrer:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4
Interaksjon med oksygen:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Kobbergjenvinning:
3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
Kvittering.
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
N2 + 3H2 = 2NH3
Applikasjon.
Flytende ammoniakk og dens vandige løsninger brukes som flytende gjødsel.
Ammoniumhydroksid (ammoniumhydroksid) – NH 4 ÅH
Ammoniumsalter og deres egenskaper. Ammoniumsalter består av et ammoniumkation og et surt anion. De ligner i strukturen på de tilsvarende salter av enkeltladede metallioner. Ammoniumsalter oppnås ved å omsette ammoniakk eller dens vandige løsninger med syrer. For eksempel:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3
De viser de generelle egenskapene til salter, dvs. samhandle med løsninger av alkalier, syrer og andre salter:
NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3
2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2 HCl
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl
Applikasjon. Ammoniumnitrat (ammoniumnitrat) NH4NO3 brukes som nitrogengjødsel og til produksjon av eksplosiver - ammonitter;
Ammoniumsulfat (NH4)2SO4 - som en billig nitrogengjødsel;
Ammoniumbikarbonat NH4HCO3 og ammoniumkarbonat (NH4)2CO3 - i næringsmiddelindustrien i produksjon av mel-konfektprodukter som et kjemisk hevemiddel, i farging av stoffer, i produksjon av vitaminer, i medisin;
Ammoniumklorid (ammoniakk) NH4Cl - i galvaniske celler (tørrbatterier), under lodding og fortinning, i tekstilindustrien, som gjødsel, i veterinærmedisin.
Ammoniumgjødsel (ammoniakk). inneholder nitrogen i form av ammoniumion og virker forsurende på jorda, noe som fører til forringelse av dens egenskaper og til mindre effektiv gjødsel, spesielt ved regelmessig påføring på ukalket, ufruktbar jord. Men disse gjødselstoffene har også sine fordeler: ammonium er mye mindre utsatt for utvasking, siden det er fikset av jordpartikler og absorbert av mikroorganismer, og i tillegg oppstår prosessen med nitrofifisering med det i jorda, dvs. omdannelse av mikroorganismer til nitrater. Av ammoniumgjødsel er ammoniumklorid minst egnet for grønnsaksvekster da det inneholder ganske mye klor.
Kvalitativ reaksjon på ammoniumion.
En svært viktig egenskap ved ammoniumsalter er deres interaksjon med alkaliske løsninger. Denne reaksjonen oppdages av ammoniumsalter (ammoniumion) ved lukten av frigjort ammoniakk eller ved utseendet til en blå farge på vått rødt lakmuspapir:
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
| " |
Forbindelser med ikke-metaller
Alle nitrogenhalogenider NG 3 er kjent. Trifluorid NF 3 oppnås ved å reagere fluor med ammoniakk:
3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3
Nitrogentrifluorid er en fargeløs giftig gass hvis molekyler har en pyramideformet struktur. Fluoratomer er lokalisert ved bunnen av pyramiden, og toppen er okkupert av et nitrogenatom med et ensomt elektronpar. NF 3 er svært motstandsdyktig mot ulike kjemikalier og varme.
De gjenværende nitrogentrihalogenidene er endoterme og derfor ustabile og reaktive. NCl 3 dannes ved å føre klorgass inn i en sterk løsning av ammoniumklorid:
3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCl3
Nitrogentriklorid er en svært flyktig (t kokepunkt = 71 grader C) væske med en skarp lukt. En lett oppvarming eller støt er ledsaget av en eksplosjon som frigjør en stor mengde varme. I dette tilfellet brytes NCl 3 ned til grunnstoffer. Trihalogenider NBr 3 og NI 3 er enda mindre stabile.
Nitrogenderivater med kalkogener er svært ustabile på grunn av deres sterke endotermisitet. Alle av dem er dårlig studert og eksploderer når de varmes opp og påvirkes.
Forbindelser til metaller
Saltlignende nitrider oppnås ved direkte syntese fra metaller og nitrogen. Saltlignende nitrider brytes ned med vann og fortynnede syrer:
Mg 3 N 2 + 6N 2 = 3 Mg(OH) 2 + 2NH 3
Ca 3 N 2 + 8 HCl = 3 CaCl 2 + 2NH 4 Cl
Begge reaksjonene beviser den grunnleggende naturen til aktive metallnitrider.
Metalllignende nitrider produseres ved oppvarming av metaller i en atmosfære av nitrogen eller ammoniakk. Oksider, halogenider og hydrider av overgangsmetaller kan brukes som utgangsmaterialer:
2Ta + N2 = 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 = 2 MnN + 3 H 2 O
CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiN2 + 2NH3 = 2TiN +5H2
Påføring av nitrogen og nitrogenholdige forbindelser
Anvendelsesområdet for nitrogen er veldig bredt - produksjon av gjødsel, eksplosiver, ammoniakk, som brukes i medisin. Nitrogenholdig gjødsel er den mest verdifulle. Slike gjødsel inkluderer ammoniumnitrat, urea, ammoniakk og natriumnitrat. Nitrogen er en integrert del av proteinmolekyler, og det er derfor planter trenger det for normal vekst og utvikling. En så viktig forbindelse av nitrogen med hydrogen som ammoniakk brukes i kjøleenheter; ammoniakk, som sirkulerer gjennom et lukket rørsystem, tar bort en stor mengde varme under fordampningen. Kaliumnitrat brukes til å produsere svartkrutt, og krutt brukes i jaktrifler og til utforskning av malmforekomster som ligger under jorden. Svart pulver er oppnådd fra pyroxylin, en ester av cellulose og salpetersyre. Organiske eksplosiver basert på nitrogen brukes til å bygge tunneler i fjellet (TNT, nitroglyserin).
