Азот плюс металл 6 әріп. Азот және оның қосылыстары

Табиғатта болу.

Азот табиғатта негізінен бос күйінде кездеседі. Ауада оның көлемдік үлесі 78,09%, ал массалық үлес- 75,6%. Азот қосылыстары топырақта аз мөлшерде кездеседі. Азот белоктардың және көптеген табиғи органикалық қосылыстардың бөлігі болып табылады. Жалпы азот мөлшері жер қыртысы 0,01%.

Түбіртек.

Техникада азот сұйық ауадан алынады. Өздеріңіз білетіндей, ауа газдардың, негізінен азот пен оттегінің қоспасы. Жер бетіндегі құрғақ ауаның құрамында (көлемдік үлестерде): азот 78,09%, оттегі 20,95%, асыл газдар 0,93%, көміртек оксиді (IV) 0,03%, сонымен қатар кездейсоқ қоспалар – шаң, микроорганизмдер, күкірт сутегі, күкірт оксиді ( IV) және т.б. Азотты алу үшін ауа сұйық күйге өтеді, содан кейін азотты булану арқылы аз ұшқыш оттегінен ажыратады (яғни азоттың қайнау температурасы -195,8 °C, оттегі -183 °C). Осылайша алынған азот құрамында асыл газдардың (негізінен аргон) қоспалары болады. Таза азотты зертханалық жағдайда аммоний нитритін қыздырғанда ыдырату арқылы алуға болады:

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

Физикалық қасиеттері.Азот – түссіз, иіссіз және дәмсіз, ауадан жеңіл газ. Суда ерігіштігі оттегінен аз: 20 0 С-та 1 литр суда 15,4 мл азот ериді (оттегі 31 мл). Сондықтан суда еріген ауада азотқа қатысты оттегі мөлшері атмосфераға қарағанда көп. Азоттың суда ерігіштігінің төмендігі, сондай-ақ оның өте төмен қайнау температурасы азот пен су молекулалары арасында да, азот молекулалары арасында да өте әлсіз молекулааралық әрекеттесумен түсіндіріледі.

Табиғи азот массалық саны 14 (99,64%) және 15 (0,36%) болатын екі тұрақты изотоптан тұрады.

Химиялық қасиеттері.

Бөлме температурасында азот тек литиймен тікелей қосылады:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Басқа металдармен тек жоғары температурада әрекеттеседі, нитридтер түзеді. Мысалы:

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

Азот жоғары қысымда және температурада катализатордың қатысуымен сутегімен қосылады:

N2 + 3H2 = 2NH3

Температурада электр доғасы(3000-4000 градус) азот оттегімен бірігеді:

Қолдану. IN үлкен мөлшерлеразот аммиак алу үшін қолданылады. Инертті ортаны құру үшін кеңінен қолданылады - қыздыру электр шамдарын толтыру және сынапты термометрлердегі бос орынды, жанғыш сұйықтықтарды айдау кезінде. Ол болат өнімдерінің бетін нитраттау үшін қолданылады, яғни. олардың бетін жоғары температурада азотпен қанықтырады. Нәтижесінде беткі қабатта темір нитридтері түзіледі, олар болатқа қаттылық береді. Бұл болат қаттылығын жоғалтпай 500 ° C дейін қыздыруға төтеп бере алады.

Азот өсімдіктер мен жануарлардың тіршілігі үшін маңызды, өйткені ол ақуыздық заттардың бөлігі болып табылады. Азот қосылыстары минералды тыңайтқыштар, жарылғыш заттар өндірісінде және көптеген өнеркәсіп салаларында қолданылады.

Сұрақ № 48.

Аммиак, оның қасиеттері, алу әдістері. Аммиакты қолдану ұлттық экономика. Аммоний гидроксиді. Аммоний тұздары, олардың қасиеттері және қолданылуы. Азоттың аммоний формасы бар азот тыңайтқыштары. Аммоний ионына сапалық реакция.

Аммиак –өзіне тән иісі бар түссіз газ, ауадан екі есе дерлік жеңіл. Қысым жоғарылағанда немесе салқындаған кезде ол оңай түссіз сұйықтыққа айналады. Аммиак суда өте жақсы ериді. Аммиактың судағы ерітіндісі деп аталады аммиак суынемесе аммиак.Қайнаған кезде еріген аммиак ерітіндіден буланады.

Химиялық қасиеттері.

Қышқылдармен әрекеттесу:

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

Оттегімен әрекеттесу:

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

Мысты алу:

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

Түбіртек.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Қолдану.

Сұйық тыңайтқыш ретінде сұйық аммиак және оның сулы ерітінділері қолданылады.

Аммоний гидроксиді (аммоний гидроксиді) – NH 4 OH

Аммоний тұздары және олардың қасиеттері.Аммоний тұздары аммоний катионынан және қышқыл анионынан тұрады. Олар құрылымы бойынша бір зарядты металл иондарының сәйкес тұздарына ұқсас. Аммоний тұздарын аммиакты немесе оның сулы ерітінділерін қышқылдармен әрекеттестіру арқылы алады. Мысалы:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Олар тұздардың жалпы қасиеттерін көрсетеді, яғни. сілтілер, қышқылдар және басқа тұздар ерітінділерімен әрекеттеседі:

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

Қолдану.Аммоний селитрасы (аммиак селитрасы) NH4NO3 азот тыңайтқышы ретінде және жарылғыш заттар – аммониттер алу үшін қолданылады;

Аммоний сульфаты (NH4)2SO4 – арзан азотты тыңайтқыш ретінде;

Аммоний гидрокарбонаты NH4HCO3 және аммоний карбонаты (NH4)2CO3 - тамақ өнеркәсібінде химиялық ашытқы ретінде ұннан жасалған кондитерлік өнімдерді өндіруде, маталарды бояуда, витаминдер өндірісінде, медицинада;

Аммоний хлориді (аммиак) NH4Cl – гальваникалық элементтерде (құрғақ батареяларда), дәнекерлеу және қалайылау кезінде, тоқыма өнеркәсібінде, тыңайтқыш ретінде, ветеринарияда.

Аммоний (аммиак) тыңайтқыштары құрамында аммоний ионы түріндегі азот бар және топыраққа қышқылдандырғыш әсер етеді, бұл оның қасиеттерінің нашарлауына және тыңайтқыштардың тиімділігінің төмендеуіне әкеледі, әсіресе әксіз, құнарсыз топырақтарға үнемі қолданғанда. Бірақ бұл тыңайтқыштардың да артықшылықтары бар: аммоний сілтіленуге әлдеқайда аз сезімтал, өйткені ол топырақ бөлшектерімен бекітіледі және микроорганизмдермен сіңеді, сонымен қатар онымен топырақта нитрофикация процесі жүреді, яғни. микроорганизмдердің нитраттарға айналуы. Аммоний тыңайтқыштарының ішінде аммоний хлориді көкөніс дақылдары үшін ең аз қолайлы, өйткені оның құрамында хлор жеткілікті.

Аммоний ионына сапалық реакция.

Аммоний тұздарының өте маңызды қасиеті олардың сілті ерітінділерімен әрекеттесуі болып табылады. Бұл реакция аммоний тұздарымен (аммиак ионы) бөлінген аммиак иісімен немесе ылғалды қызыл лакмус қағазында көк түстің пайда болуымен анықталады:

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

Азот- V А-тобының 2 периодының элементі Периодтық кесте, сериялық нөмірі 7. Электрондық формулаатом [ 2 He]2s 2 2p 3 , тән тотығу дәрежелері 0, -3, +3 және +5, сирек +2 және +4, т.б. N v күйі салыстырмалы түрде тұрақты болып саналады.

Азот бойынша тотығу дәрежелерінің шкаласы:
+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.

Азоттың электртерістігі жоғары (3,07), F және O-дан кейінгі үшінші. Ол әртүрлі оттегі бар қышқылдарды, тұздарды және екілік қосылыстарды, сондай-ақ аммоний катионы NH 4 және оның тұздарын құрайтын типтік бейметалл (қышқылдық) қасиеттерді көрсетеді.

Табиғатта - он жетіншіхимиялық мол элементі бойынша (бейметалдар арасында тоғызыншы). Барлық организмдер үшін маңызды элемент.

Н 2

Қарапайым зат. Ол өте тұрақты N≡N ˚σππ-байланысы бар полярлы емес молекулалардан тұрады, бұл элементтің химиялық инерттілігін түсіндіреді. қалыпты жағдайлар.

Түссіз, дәмсіз және иіссіз, түссіз сұйықтыққа айналатын газ (O2-ден айырмашылығы).

үй құрамдасауа көлемі бойынша 78,09%, массасы бойынша 75,52. Азот сұйық ауадан оттегіден бұрын қайнайды. Суда аз ериді (20 ˚С 15,4 мл/1 л H 2 O), азоттың ерігіштігі оттегінен аз.

Сағат бөлме температурасы N2, фтормен және өте аз мөлшерде оттегімен әрекеттеседі:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Аммиак алудың қайтымды реакциясы 200˚C температурада, 350 атм-ге дейінгі қысымда және әрқашан катализатордың қатысуымен (Fe, F 2 O 3, FeO, Pt бар зертханада) жүреді.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

Ле Шателье принципі бойынша аммиак шығымының артуы қысымның жоғарылауымен және температураның төмендеуімен болуы керек. Дегенмен, төмен температурада реакция жылдамдығы өте төмен, сондықтан процесс 450-500 ˚C температурада жүргізіледі, аммиак шығымы 15% жетеді. Реакцияланбаған N 2 және H 2 реакторға қайтарылады және осылайша реакция дәрежесін арттырады.

Азот қышқылдар мен сілтілерге қатысты химиялық пассивті және жануды қолдамайды.

ТүбіртекВ өнеркәсіп– сұйық ауаны фракциялық айдау немесе ауадан оттегін химиялық жолмен алу, мысалы, қыздыру кезінде 2С (кокс) + O 2 = 2CO реакциясы арқылы. Бұл жағдайларда азот алынады, оның құрамында асыл газдардың (негізінен аргон) қоспалары бар.

Зертханада аз мөлшерде химиялық таза азотты қалыпты қыздыру кезінде коммутация реакциясы арқылы алуға болады:

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)

Аммиак синтезі үшін қолданылады. Химиялық және металлургиялық процестер мен жанғыш заттарды сақтау үшін инертті орта ретінде азот қышқылы және басқа да құрамында азот бар өнімдер.

Н.Х. 3

Бинарлы қосылыс, азоттың тотығу дәрежесі – 3. Өткір иісі бар түссіз газ. Молекула толық емес тетраэдр құрылымына ие [: N(H) 3 ] (sp 3 будандастыру). NH 3 молекуласындағы азоттың sp 3 гибридті орбиталында донорлық жұп электрондардың болуы сутегі катионының қосылуына тән реакцияны анықтайды, нәтижесінде катион түзіледі. аммоний NH4. Бөлме температурасында артық қысыммен сұйылтады. Сұйық күйде ол сутектік байланыстар арқылы байланысады. Термиялық тұрақсыз. Суда жақсы ериді (20˚C температурада 700 л/1 л H 2 O); қаныққан ерітіндідегі үлес салмағы бойынша 34% және көлем бойынша 99%, рН = 11,8.

Өте реактивті, қосу реакцияларына бейім. Оттегіде жанады, қышқылдармен әрекеттеседі. Ол тотықсыздандырғыш (N -3 есебінен) және тотықтырғыш (H +1 есебінен) қасиеттерді көрсетеді. Ол тек кальций оксидімен кептіріледі.

Сапалық реакциялар – газ тәріздес HCl-мен жанасқанда ақ «түтіннің» пайда болуы, Hg 2 (NO3) 2 ерітіндісімен суланған қағаздың қараюы.

HNO 3 және аммоний тұздарының синтезіндегі аралық өнім. Сода, азот тыңайтқыштары, бояғыштар, жарылғыш заттар өндірісінде қолданылады; сұйық аммиак - салқындатқыш. Улы.
Ең маңызды реакциялардың теңдеулері:

2NH 3 (г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (г) + HCl (г) ↔ NH 4 Cl (г) ақ «түтін»
4NH 3 + 3O 2 (ауа) = 2N 2 + 6 H 2 O (жану)
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 (бөлме температурасы, қысым)
Түбіртек. IN зертханалар– сода әкімен қыздырғанда аммоний тұздарынан аммиактың ығысуы: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Немесе аммиактың сулы ерітіндісін қайнатып, содан кейін газды кептіру.
ӨнеркәсіптеАммиак азот пен сутектен алынады. Техникалық атаумен сұйытылған күйде немесе концентрлі сулы ерітінді түрінде өнеркәсіпте өндірілген аммиак суы.

Аммиак гидратыН.Х. 3 * Х 2 О. Молекулааралық байланыс. Ақ, кристалдық торда – әлсіз сутектік байланыс арқылы байланысқан NH 3 және H 2 O молекулалары. Аммиактың сулы ерітіндісінде, әлсіз негіз (диссоциацияланатын өнімдер - NH 4 катион және ОН анион) болады. Аммоний катионы дұрыс тетраэдрлік құрылымға ие (sp 3 будандастыру). Термиялық тұрақсыз, ерітіндіні қайнатқанда толық ыдырайды. Бейтараптандырылған күшті қышқылдар. Концентрлі ерітіндіде қалпына келтіретін қасиеттерді (N-3 есебінен) көрсетеді. Ол ион алмасу және комплекс түзілу реакцияларынан өтеді.

Сапалық реакция– газ тәрізді HCl-мен жанасқанда ақ «түтіннің» пайда болуы. Ол амфотерлі гидроксидтерді тұндыру кезінде ерітіндіде аздап сілтілі орта жасау үшін қолданылады.
1 М аммиак ерітіндісінде негізінен NH 3 *H 2 O гидрат және тек 0,4% NH 4 OH иондары бар (гидраттың диссоциациялануына байланысты); Осылайша, иондық «аммоний гидроксиді NH 4 OH» ерітіндіде іс жүзінде жоқ, ал қатты гидратта мұндай қосылыс жоқ.
Ең маңызды реакциялардың теңдеулері:
NH 3 H 2 O (конс.) = NH 3 + H 2 O (NaOH-пен қайнау)
NH 3 H 2 O + HCl (сұйылтылған) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (конк.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конк.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (конк.) + 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
Сұйылтылған аммиак ерітіндісі (3-10%) жиі аталады аммиак(атын алхимиктер ойлап тапқан), ал концентрлі ерітінді (18,5 - 25%) аммиак ерітіндісі (өнеркәсіпте өндірілген).

Азот оксидтері

Азот тотығыЖОҚ

Тұз түзбейтін оксид. Түссіз газ. Радикалды, құрамында коваленттік σπ байланыс (N꞊O), қатты күйде N 2 O 2 ко димері бар N-N байланысы. Термиялық тұрғыдан өте тұрақты. Ауа оттегіне сезімтал (қоңыр түске айналады). Суда аз ериді және онымен әрекеттеспейді. Қышқылдар мен сілтілерге химиялық пассивті. Қыздырған кезде металдармен және бейметалдармен әрекеттеседі. NO және NO 2 («азотты газдар») жоғары реактивті қоспасы. Синтезде аралық азот қышқылы.
Ең маңызды реакциялардың теңдеулері:
2NO + O 2 (г) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (графит) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(қызыл) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
NO және NO 2 қоспаларына реакциялар:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
ТүбіртекВ өнеркәсіп: катализаторда аммиактың оттегімен тотығуы, в зертханалар— сұйылтылған азот қышқылының тотықсыздандырғыштармен әрекеттесуі:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 ЖОҚ+ 4 H 2 O
немесе нитраттардың азаюы:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 ЖОҚ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Азот диоксидіЖОҚ 2

Қышқыл оксиді, шартты түрде екі қышқылға сәйкес келеді - HNO 2 және HNO 3 (N 4 үшін қышқыл жоқ). Қоңыр газ, бөлме температурасында мономер NO 2, суық сұйық түссіз димерде N 2 O 4 (дианитроген тетроксиді). Сумен және сілтілермен толық әрекеттеседі. Металдардың коррозиясын тудыратын өте күшті тотықтырғыш. Азот қышқылы мен сусыз нитраттарды синтездеу үшін зымыран отынын тотықтырғыш, күкірттен май тазартқыш және тотығу катализаторы ретінде қолданылады. органикалық қосылыстар. Улы.
Ең маңызды реакциялардың теңдеуі:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (син.) (суықта)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(сұйылтылған) = 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 (қат. 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)
Түбіртек:В өнеркәсіп - NO-ның атмосфералық оттегімен тотығуы, в зертханалар– концентрлі азот қышқылының тотықсыздандырғыштармен әрекеттесуі:
6HNO 3 (конк., гор.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конк., гор.) + P (қызыл) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конк., гор.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Дианитроген оксидіН 2 О

Жағымды иісі бар түссіз газ («күлдіретін газ»), N꞊N꞊О, азоттың формальды тотығу дәрежесі +1, суда нашар ериді. Графит пен магнийдің жануын қолдайды:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Аммоний нитратының термиялық ыдырауы арқылы алынған:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
медицинада анестетик ретінде қолданылады.

Дианитроген триоксидіН 2 О 3

Төмен температурада – көк түсті сұйықтық, ON꞊NO 2, азоттың формальды тотығу дәрежесі +3. 20 ˚C температурада 90% түссіз NO және қоңыр NO 2 («азотты газдар», өнеркәсіптік түтін – «түлкі құйрығы») қоспасына ыдырайды. N 2 O 3 қышқыл оксид, сумен суықта HNO 2 түзеді, қыздырғанда басқаша әрекеттеседі:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Сілтілермен ол HNO 2 тұздарын береді, мысалы, NaNO 2.
NO-ны O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) немесе NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3) реакциясы арқылы алады.
күшті салқындатумен. «Азотты газдар» да экологиялық қауіпті және атмосфераның озон қабатын бұзудың катализаторы ретінде әрекет етеді.

Дианитроген пентоксиді Н 2 О 5

түссіз, қатты, O 2 N – O – NO 2, азоттың тотығу дәрежесі +5. Бөлме температурасында 10 сағатта NO 2 және O 2-ге ыдырайды. Қышқыл оксиді ретінде сумен және сілтілермен әрекеттеседі:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Түтіндік азот қышқылын сусыздандыру арқылы дайындалады:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
немесе -78˚С температурада NO 2 озонмен тотығуы:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитриттер және нитраттар

Калий нитритіKNO 2 . Ақ, гигроскопиялық. Ыдыраусыз балқиды. Құрғақ ауада тұрақты. Суда өте ериді (түссіз ерітінді түзеді), анионда гидролизденеді. Қышқыл ортада әдеттегі тотықтырғыш және тотықсыздандырғыш, сілтілі ортада өте баяу әрекеттеседі. Ион алмасу реакцияларына қатысады. Сапалық реакциялар NO 2 ионында – күлгін MnO 4 ерітіндісінің түсінің өзгеруі және I иондарын қосқанда қара тұнбаның пайда болуы, аминқышқылдары мен йодидтер үшін аналитикалық реагент және фотореагенттердің құрамдас бөлігі ретінде бояғыштар өндірісінде қолданылады. .
ең маңызды реакциялардың теңдеуі:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (конс.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (диль.)+ O 2 (мысалы) → 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 - (қаныққан) + NH 4 + (қаныққан) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (қара) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (сұйылтылған) + Ag + = AgNO 2 (ашық сары)↓
Түбіртек Вөнеркәсіп– процестерде калий нитратының төмендеуі:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конк.) + Pb (губка) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + СаО + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

Х қайталаңыз калий KNO 3
Техникалық атауы калий,немесе үндітұз , селитра.Ақ, ыдырамай балқып, әрі қарай қыздырғанда ыдырайды. Ауада тұрақты. Суда жақсы ериді (жоғары эндо-эффект, = -36 кДж), гидролиз жоқ. Балқу кезінде күшті тотықтырғыш (атомдық оттегінің бөлінуіне байланысты). Ерітіндіде тек атомдық сутегімен тотықсызданады (қышқыл ортада KNO 2 дейін, сілтілі ортада NH 3 дейін). Ол шыны өндірісінде, тағамдық консервант, пиротехникалық қоспалар мен минералды тыңайтқыштардың құрамдас бөлігі ретінде қолданылады.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. 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 (графит) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (жану)

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)

Түбіртек: өнеркәсіпте
4KOH (хор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

және зертханада:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Азот химиялық элементі бір ғана қарапайым зат түзеді. Бұл зат газ тәріздес және екі атомды молекулалармен түзіледі, яғни. N 2 формуласы бар. Соған қарамастан химиялық элементазоттың электртерістігі жоғары молекулалық азот N2 өте инертті зат. Бұл факт азот молекуласында өте күшті үштік байланыс (N≡N) болуына байланысты. Осы себепті азотпен барлық дерлік реакциялар тек жоғары температурада жүреді.

Азоттың металдармен әрекеттесуі

Қалыпты жағдайда азотпен әрекеттесетін жалғыз зат – литий:

Қызықты факт мынада, қалған белсенді металдармен, яғни. сілтілі және сілтілі жер, азот тек қыздырғанда әрекеттеседі:

Азоттың орташа және төмен активті металдармен (Pt және Au-дан басқа) әрекеттесуі де мүмкін, бірақ салыстыруға келмейтін жоғары температураны қажет етеді.

Нитридтер белсенді металдарсумен оңай гидролизденеді:

Қышқыл ерітінділері сияқты, мысалы:

Азоттың бейметалдармен әрекеттесуі

Азот катализаторлардың қатысуымен қыздырғанда сутекпен әрекеттеседі. Реакция қайтымды, сондықтан өнеркәсіпте аммиак шығымын арттыру үшін процесс жоғары қысымда жүргізіледі:

Тотықсыздандырғыш ретінде азот фтормен және оттегімен әрекеттеседі. Фтормен реакция электр разрядының әсерінен жүреді:

Оттегімен реакция электр разрядының әсерінен немесе 2000oС жоғары температурада жүреді және қайтымды:

Бейметалдардың ішінде азот галогендермен және күкіртпен әрекеттеспейді.

Азоттың күрделі заттармен әрекеттесуі

Фосфордың химиялық қасиеттері

Фосфордың бірнеше аллотропиялық модификациялары бар, атап айтқанда ақ фосфор, қызыл фосфор және қара фосфор.

Ақ фосфор тетраатомды Р4 молекулалары арқылы түзіледі және фосфордың тұрақты модификациясы емес. Улы. Бөлме температурасында ол жұмсақ және балауыз сияқты, пышақпен оңай кесіледі. Ол ауада баяу тотығады және мұндай тотығу механизмінің ерекшелігіне байланысты қараңғыда жарқырайды (химилюминесценция құбылысы). Тіпті төмен қыздыру кезінде ақ фосфордың өздігінен тұтануы мүмкін.

Барлық аллотроптық модификациялардың ішінде ең белсендісі ақ фосфор.

Қызыл фосфор Pn құрамы өзгермелі ұзын молекулалардан тұрады. Кейбір дереккөздер оның бар екенін көрсетеді атом құрылымы, бірақ оның құрылымын молекулалық деп қарастырған дұрысырақ. Құрылымдық ерекшеліктеріне байланысты ол аз белсенді затақ фосформен салыстырғанда, атап айтқанда, ақ фосфордан айырмашылығы, ол ауада әлдеқайда баяу тотығады және тұтану үшін тұтану қажет.

Қара фосфор P n үзіліссіз тізбектерінен тұрады және графит құрылымына ұқсас қабаттық құрылымға ие, сондықтан оған ұқсайды. Бұл аллотроптық модификация атомдық құрылымға ие. Фосфордың барлық аллотроптық модификацияларының ішіндегі ең тұрақтысы, химиялық жағынан ең пассивтісі. Осы себепті төменде талқыланады Химиялық қасиеттеріФосфорды ең алдымен ақ және қызыл фосфор деп бөлу керек.

Фосфордың бейметалдармен әрекеттесуі

Реактивтілікфосфор азотқа қарағанда жоғары. Осылайша, фосфор қалыпты жағдайда тұтанудан кейін P 2 O 5 қышқыл оксидін түзе алады:

және оттегінің жетіспеушілігімен фосфор (III) оксиді:

Галогендермен реакция да қарқынды. Сонымен, фосфорды хлорлау және бромдау кезінде реагенттердің пропорцияларына байланысты фосфордың тригалидтері немесе пентагалидтері түзіледі:

Елеулі әлсірегендіктен тотықтырғыш қасиеттерійод басқа галогендермен салыстырғанда, фосфордың йодпен тотығуы тек +3 тотығу дәрежесіне дейін мүмкін болады:

Азоттан айырмашылығы фосфор сутегімен әрекеттеспейді.

Фосфордың металдармен әрекеттесуі

Фосфор белсенді металдармен және аралық активті металдармен қыздырғанда әрекеттесіп, фосфидтер түзеді:

Белсенді металдардың фосфидтері, нитридтер сияқты, сумен гидролизденеді:

Және де сулы ерітінділертотықтырмайтын қышқылдар:

Фосфордың күрделі заттармен әрекеттесуі

Фосфор тотықтырғыш қышқылдармен, атап айтқанда концентрлі азот және күкірт қышқылдарымен тотығады:

Ақ фосфордың сілтілердің сулы ерітінділерімен әрекеттесетінін білу керек. Алайда, ерекшелігіне байланысты химиядан Бірыңғай мемлекеттік емтиханда мұндай өзара әрекеттесулер үшін теңдеулерді жазу мүмкіндігі әлі талап етілмеген.

Дегенмен, 100 ұпайға үміткерлер үшін, өздерінің тыныштығы үшін, суықта және қыздырылған кезде фосфордың сілті ерітінділерімен әрекеттесуінің келесі ерекшеліктерін есте сақтауға болады.

Суықта ақ фосфордың сілті ерітінділерімен әрекеттесуі баяу жүреді. Реакция шіріген балық иісі бар газдың пайда болуымен бірге жүреді - фосфин және фосфордың сирек тотығу дәрежесі +1 қосылысы:

Қайнау кезінде ақ фосфор концентрлі сілті ерітіндісімен әрекеттескенде сутегі бөлініп, фосфит түзіледі: