Kako je azot označen u periodnom sistemu? Azot iz atmosfere. Hemijska svojstva, molekularna struktura
Azot(od grčkog azoos - beživotni, lat. nitrogenium), n, hemijski element grupe V periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 7, atomska masa 14,0067; bezbojni gas, bez mirisa i ukusa.
Istorijska pozadina. Jedinjenja amonijuma - salitra, azotna kiselina, amonijak - bila su poznata mnogo pre nego što je aluminijum dobijen u slobodnom stanju. Godine 1772. D. Rutherford je, sagorijevanjem fosfora i drugih tvari u staklenom zvonu, pokazao da plin koji ostaje nakon sagorijevanja, a koji je nazvao "zagušljivim zrakom", ne podržava disanje i sagorijevanje. Godine 1787. A. Lavoisier je ustanovio da su "vitalni" i "gušljivi" plinovi koji čine zrak jednostavne tvari i predložio naziv "A". G. Cavendish je 1784. pokazao da je A. dio šalitre; Odatle potiče latinski naziv A. (od kasnolat. nitrum - šalitra i grčkog gennao - rađam, proizvodim), koji je 1790. predložio J. A. Chaptal. Do početka 19. vijeka. Razjašnjena je kemijska inertnost dušika u slobodnom stanju i njegova isključiva uloga u spojevima s drugim elementima kao vezanim dušikom. Od tada je "vezujući" vazduh jedan od najvažnijih tehnički problemi hemija.
Prevalencija u prirodi. A. je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji, a njegova masa (oko 4 × 10 15 T) je koncentrisan u slobodnom stanju u atmosfera. U vazduhu, slobodnog kiseonika (u obliku n2 molekula) iznosi 78,09% zapremine (ili 75,6% mase), ne računajući njegove manje nečistoće u obliku amonijaka i oksida. Prosječan sadržaj aluminijuma u litosferi je 1,9? 10 -3% po masi. Prirodna jedinjenja A. - amonijum hlorid nh 4 cl i razni nitrati. Velike akumulacije šalitre su karakteristične za suvu pustinjsku klimu (Čile, Centralna Azija). Za dugo vremena nitrat je bio glavni dobavljač nitrata za industriju (sada je industrijska sinteza od primarnog značaja za vezivanje nitrata amonijak iz A. vazduha i vodonika). Male količine vezane A. nalaze se u uglju (1-2,5%) i nafti (0,02-1,5%), kao iu vodama rijeka, mora i okeana. A. se akumulira u zemljištu (0,1%) i živim organizmima (0,3%).
Iako ime "A." znači „ne-održavanje života“, zapravo je element neophodan za život. Proteini životinja i ljudi sadrže 16 - 17% A. U organizmima mesoždera protein nastaje usled utrošenih proteinskih supstanci prisutnih u organizmima biljojeda i biljaka. Biljke sintetiziraju proteine asimilirajući dušične tvari sadržane u tlu, uglavnom neorganske. Značajne količine A. ulaze u tlo zahvaljujući mikroorganizmi koji fiksiraju dušik sposoban da pretvori slobodni A. vazduh u A jedinjenja.
U prirodi se javlja A ciklus. glavna uloga u kojima se igraju mikroorganizmi - nitrofiranje, denitrifiranje, fiksiranje dušika, itd. Međutim, kao rezultat ekstrakcije ogromnih količina vezanog A iz tla od strane biljaka (posebno kod intenzivnog uzgoja), tla se iscrpljuju za A. A nedostatak Uočen je nedostatak u poljoprivredi i stočarstvu („proteinsko gladovanje”). Na tlima siromašnim dostupnim A., biljke se slabo razvijaju. Azotna đubriva a proteinska ishrana životinja je najvažnije sredstvo uzgoja poljoprivreda. Ekonomska aktivnost ljudi poremete A ciklus. Dakle, sagorevanje goriva obogaćuje atmosferu A, a fabrike koje proizvode đubriva vezuju vazduh A. Prijevoz gnojiva i poljoprivrednih proizvoda redistribuira kisik na površini zemlje.
A. je četvrti najčešći element solarni sistem(posle vodonika, helijuma i kiseonika).
Izotopi, atom, molekul. Prirodni aluminijum se sastoji od dva stabilna izotopa: 14 n (99,635%) i 15 n (0,365%). Izotop 15n se koristi u hemijskim i biohemijskim istraživanjima kao označeni atom. Od umjetnih radioaktivnih izotopa, A. ima najduži poluživot 13 n (t 1/2 = 10,08 min) , ostali su veoma kratkog veka. IN gornjih slojeva atmosferu, pod uticajem neutrona iz kosmičkog zračenja, 14 n prelazi u radioaktivni izotop ugljenik 14 c. Ovaj proces se također koristi u nuklearnim reakcijama za proizvodnju 14 c. Vanjski elektronski omotač atoma sastoji se od 5 elektrona (jedan usamljeni par i tri nesparena - konfiguracija 2 s 2 2 str 3) . Najčešće je aluminijum u jedinjenjima 3-kovalentan zbog nesparenih elektrona (kao u amonijaku nh 3). Prisustvo usamljenog para elektrona može dovesti do stvaranja druge kovalentne veze, a A. postaje 4-kovalentna (kao u amonijum jonu nh 4+). Oksidacijska stanja A. variraju od +5 (u n 2 0 5) do -3 (u nh 3). U normalnim uslovima, u slobodnom stanju, A. formira molekul n 2, gde su n atoma povezani sa tri kovalentne veze. Molekula A. je vrlo stabilna: njena energija disocijacije na atome je 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol) , dakle čak i sa t Na oko 3300°C, stepen disocijacije A. je samo oko 0,1%.
Fizički i hemijska svojstva. A. nešto lakši od vazduha; gustina 1,2506 kg/m 3(na 0°C i 101325 n/m 2 ili 760 mmHg Art.) , t pl-209,86°S, t kip-195,8°c. A. se teško teče: njegova kritična temperatura je prilično niska (-147,1°C), a kritični pritisak je visok 3,39 Mn/m 2 (34,6 kgf/cm 2); gustina tečnosti A. 808 kg(m3. U vodi, A. je manje rastvorljiv od kiseonika: na 0°C u 1 m 3 H 2 O se rastvara 23.3 G A. Bolje nego u vodi, A. rastvorljiv u nekim ugljovodonicima.
A. reaguje samo sa aktivnim metalima kao što su litijum, kalcijum, magnezijum kada se zagreju na relativno niske temperature. A. reaguje sa većinom drugih elemenata na visokim temperaturama iu prisustvu katalizatora. Jedinjenja A. sa kiseonikom n 2 o, no, n 2 o 3, no 2 i n 2 o 5 su dobro proučena. koji se nakon hlađenja lako oksidira dalje u no 2 dioksid. U vazduhu se tokom atmosferskih pražnjenja formiraju aluminijumski oksidi. Mogu se dobiti i izlaganjem mješavine kisika i kisika jonizujućem zračenju. Kada se azotni n 2 O 3 i dušikovi n 2 O 5 anhidridi rastvore u vodi, dobijamo azotna kiselina hno2 and azotne kiseline hno 3, formiranje soli - nitriti I nitrati. A. se kombinuje sa vodonikom samo na visokim temperaturama iu prisustvu katalizatora i tako nastaje amonijak nh 3. Osim amonijaka, poznati su i brojni drugi spojevi amonijaka s vodikom, na primjer hidrazin h 2 n-nh 2, diimid hn=nh, azotna kiselina hn 3 (h-n=n ? n), oktazon n 8 h 14, itd.; Većina jedinjenja A. sa vodonikom izoluju se samo u obliku organskih derivata. A. ne stupa u direktnu interakciju s halogenima, pa se svi halogenidi A. dobivaju samo indirektno, na primjer, dušikov fluorid nf 3 - interakcijom fluora s amonijakom. Po pravilu, A. halogenidi su jedinjenja niske otpornosti (sa izuzetkom nf 3); A. oksihalogenidi su stabilniji - nof, noci, nobr, n0 2 f i no2ci. A. se takođe ne kombinuje direktno sa sumporom; azotni sumpor n 4 s 4 se dobija kao rezultat reakcije tečnog sumpora sa amonijakom. Kada vruća koksa stupi u interakciju s alkoholom, nastaje cijanogena(cn).;. Zagrevanjem A. sa acetilenom od 2 h 2 do 1500°c može se dobiti cijanid vodonik hcn. Interakcija aluminija s metalima na visokim temperaturama dovodi do stvaranja nitridi(na primjer, mg 3 n 2).
Kada je normalan A. izložen električnim pražnjenjima [pritisak 130 - 270 n/m 2(1- 2 mmHg)] ili prilikom razgradnje nitrida B, ti, mg i Ca, kao i prilikom električnih pražnjenja u vazduhu, može nastati aktivni aluminijum, koji je mešavina molekula i atoma aluminijuma sa povećanom rezervom energije. Za razliku od molekularnog, aktivni kisik vrlo energično stupa u interakciju s kisikom, vodonikom, sumpornim parama, fosforom i nekim metalima.
A. je dio mnogih važnih organskih jedinjenja ( amini, aminokiseline, nitro jedinjenja itd.).
Prijem i prijava. U laboratoriji se A. lako može dobiti zagrevanjem koncentrovanog rastvora amonijum nitrita: nh4no2 = n 2 + 2h 2 O. Tehnička metoda za dobijanje A. zasniva se na odvajanju prethodno ukapljenog vazduha koji se zatim podvrgava do destilacije.
Glavni dio ekstrahiranog slobodnog amonijaka koristi se za industrijsku proizvodnju amonijaka, koji se potom u značajnim količinama prerađuje u dušičnu kiselinu, gnojiva, eksplozive itd. Pored direktne sinteze amonijaka iz elemenata, cijanamid je razvijen 1905. , je od industrijskog značaja za metodu vezivanja amonijaka na osnovu činjenice da na 1000°c kalcijum karbida(dobije se zagrijavanjem mješavine vapna i uglja u električnoj peći) reagira sa slobodnim A.: CaC + n -= cacn + C. kalcijum cijanamid kada je izložen pregrijanoj vodenoj pari, razgrađuje se oslobađanjem amonijaka:
cacn+ZN 2 O=CaCO 3 +2nh 3 .
Slobodni aluminijum se koristi u mnogim industrijama: kao inertni medij u raznim hemijskim i metalurškim procesima, za popunjavanje slobodnog prostora u živinim termometrima, pri pumpanju zapaljivih tečnosti itd. Tečni aluminijum se koristi u raznim rashladnim uređajima. Čuva se i transportuje u čeličnim Dewar posudama, gasoviti A. u komprimovanom obliku - u cilindrima. Mnoga jedinjenja A se široko koriste. Proizvodnja vezanog A počela je da se brzo razvija nakon 1. svetskog rata i sada je dostigla ogromne razmere.
Lit.: Nekrasov B.V., Osnovi opšte hemije, tom 1, M., 1965; Remi G., Kurs neorganske hemije, trans. iz njemačkog, tom 1, M., 1963: Hemija i tehnologija vezanog dušika, [M.-L.], 1934; KHE, tom 1, M., 1961.
Azot je bezbojni gas, jedan od najčešćih hemijskih elemenata na našoj planeti u periodičnom sistemu označen je simbolom N iz lat. Nitrogenum, što znači beživotni (azoo na grčkom). U školi učimo da gas azota čini 78 posto Zemljine atmosfere. Ako ga stavite na jednu tavu zamišljene vage, onda biste na drugu tegove morali nagomilati 4 x 10 15 tona utega za ravnotežu.
Dušik u obliku njegovih spojeva igra kolosalnu ulogu u životu čovječanstva. Poljoprivrednici godišnje unose ogromne količine azotnih đubriva u tlo. Jedinjenja koja sadrže dušik su u sve većoj potražnji u industriji - to su boje, razne vrste goriva, polimera. Čini se da se potreba lako može zadovoljiti zbog ogromnog okeana atmosfere. Međutim, svaki školarac dobro je svjestan inertnosti ove tvari: dvoatomne molekule koje čine dušikov plin ne reagiraju gotovo ni sa jednom drugom tvari u normalnim uvjetima.
Istovremeno, odavno je poznata okolnost koja tjera kemičare da uporno traže nove puteve. Ovo je biološka fiksacija azota nekim mikroorganizmima, kao i algama, koju je prvi ustanovio ruski naučnik S. Vinogradski još 90-ih godina 19. veka. Ispada da hemijska inertnost ne ometa apsorpciju azota od strane živih organizama? Na kraju krajeva, oni to ne mogu koristiti visoke temperature i pritisak. To znači da među enzimima - biološkim katalizatorima sadržanim u tijelu bakterija - postoje oni koji omogućavaju pretvaranje dušika u proteine na uobičajenim temperaturama i pritiscima u prisustvu vode i kisika.
Ono što je bilo zapanjujuće je da sistemi sa aktivnim dušikom nisu jedinstveni. Hemičari su sa mnogima od njih radili i ranije, pa čak i koristili ih u industrijskim procesima.
Nakon toga, došlo je do još jednog otkrića koje je srušilo psihološku barijeru u vezi s dušikom. Kao rezultat toga, naučnici su dobili jedinstveni kompleks rutenija i dušika: molekul plina u njemu bio je čvrsto vezan za atom metala. Takvi kompleksi drugih molekula sa metalnim jedinjenjima bili su ranije poznati i široko proučavani. Međutim, niko nije očekivao da bi se molekul „inertnog“ dušika mogao tako čvrsto vezati za metalni ion.
Naučnici nisu bili u mogućnosti da odrede uslove za vezivanje slobodnog azota. Međutim, otkriveno je da je slobodni dušik također sposoban da formira komplekse sa jedinjenjima rutenijuma, ponekad u prisustvu vode i kiseonika. Onda unutra različitim zemljama Počele su intenzivne pretrage širom svijeta, a ispostavilo se da se dušik veže u kompleksima s nizom različitih metala.
Ovdje se opet možemo samo zapitati zašto ni azotni kompleksi ni njegove reakcije u otopinama nisu ranije otkriveni.
U međuvremenu, naučnici su otišli dalje. Prvo, bilo je moguće pokazati da se proces može ubrzati korištenjem katalizatora za vezanje velikih količina molekularnog dušika. Drugo, otkriveno je da pod uticajem jedinjenja istih prelaznih metala, slobodni azot može da reaguje sa određenim organskim jedinjenjima. Tako je pronađen obećavajući način za dobijanje vrednih hemikalija iz molekularnog azota.
Sada je bilo potrebno spojiti zajedno dva nova pravca - hemiju molekularnih azotnih kompleksa i proučavanje reakcije njegove redukcije. Na kraju krajeva, kompleksna formacija (kao što je ranije utvrđeno za druge molekule) je, u principu, trebalo da „aktivira“ molekule inertnog gasa. Međutim, u poznatim kompleksima ostao je inertan. Dugogodišnji teorijski i eksperimentalni rad dao je odgovor na pitanje kakvi bi trebali biti kompleksi da bi dušik u njima bio kemijski aktivan. Naravno, ovdje je nemoguće dati detaljan opis razvijene teorije. Ali iz toga, posebno, sledi da se kompleksi aktivni u odnosu na dalje reakcije mogu posmatrati ne tokom normalnih, već tokom niske temperature. Naučnici su počeli da izoluju iz rastvora čitav niz kompleksa u kojima se molekul azota aktivira za dalje reakcije.
Ohrabreni njihovim uspjehom, istraživači su pokušali direktno vezati dušik vodeni rastvor, koristeći relativno slabe redukcijske agense, baš kao što to rade bakterije i alge. U potrazi za podacima koji nedostaju morali smo pribjeći pomoći divljih životinja.
Već je bilo poznato da u enzimskim sistemima bakterija molekul dušika aktivira molibden i ovaj metal se ne može zamijeniti nijednim drugim metalom osim vanadijuma. Istraživači su svoju pažnju usmjerili na spojeve ovih metala, vjerujući da ih priroda nije slučajno odabrala.
Godine 1970. konačno su dobili rezultat kojem su istraživači težili dugi niz godina. Bilo je moguće otkriti sisteme koji fiksiraju dušik u prisustvu jedinjenja molibdena i vanadijuma u vodenim i vodeno-alkoholnim medijima. Činilo se da je primarna krajnja tačka reakcije gotovo isključivo hidrazin. U neznatno izmijenjenim uslovima bilo je moguće uočiti preovlađujuće stvaranje amonijaka.
Dakle, u hemiji je jedan paradoks manje. Pobijena je ideja o inertnosti dušika, otkriveni su novi načini pretvaranja ogromnih atmosferskih "naslaga" ovog plina u proizvode potrebne ljudima.
Azot je dobro poznati hemijski element, koji se označava slovom N. Ovaj element je možda osnova neorganske hemije počinje se detaljno proučavati u 8. razredu. U ovom članku ćemo pogledati ovaj kemijski element, kao i njegova svojstva i vrste.
Istorija otkrića hemijskog elementa
Azot je element koji je prvi uveo poznati francuski hemičar Antoine Lavoisier. Ali mnogi naučnici se bore za titulu otkrivača dušika, uključujući Henry Cavendish, Karl Scheele i Daniel Rutherford.
Kao rezultat eksperimenta, on je bio prvi koji je izolovao hemijski element, ali nikada nije shvatio da je dobio jednostavnu supstancu. Izvijestio je o svom iskustvu i također je uradio niz studija. Priestley je vjerovatno uspio i da izoluje ovaj element, ali naučnik nije mogao da shvati šta je tačno dobio, pa nije zaslužio titulu otkrivača. Karl Scheele je sproveo isto istraživanje u isto vrijeme kada i oni, ali nije došao do željenog zaključka.
Iste godine Daniel Rutherford je uspio ne samo da dobije dušik, već i da ga opiše, objavi disertaciju i ukaže na osnovna kemijska svojstva elementa. Ali čak ni Rutherford nikada nije u potpunosti shvatio šta je dobio. Međutim, on se smatra otkrićem, jer je bio najbliži rješenju.
Poreklo imena azot
Sa grčkog "azot" se prevodi kao "beživotni". Lavoisier je bio taj koji je radio na pravilima nomenklature i odlučio da tako nazove element. U 18. veku, sve što se znalo o ovom elementu je da ne podržava disanje. Stoga je ovaj naziv usvojen.
Na latinskom se azot naziva "nitrogenium", što znači "rađanje šalitre". Od latinski jezik i pojavila se oznaka za dušik - slovo N. Ali samo ime nije zaživjelo u mnogim zemljama.
Rasprostranjenost elemenata
Azot je možda jedan od najzastupljenijih elemenata na našoj planeti, zauzimajući četvrto mjesto po obilju. Element se takođe nalazi u solarnoj atmosferi, na planetama Uranu i Neptunu. Atmosfere Titana, Plutona i Tritona su napravljene od azota. Osim toga, Zemljina atmosfera se sastoji od 78-79 posto ovoga hemijski element.
Dušik ima važnu biološku ulogu, jer je neophodan za postojanje biljaka i životinja. Čak i ljudsko tijelo sadrži 2 do 3 posto ovog hemijskog elementa. Dio hlorofila, aminokiselina, proteina, nukleinskih kiselina.
Tečni azot
Tečni azot je bezbojna prozirna tečnost, jedno od agregatnih stanja hemijskog azota, koji se široko koristi u industriji, građevinarstvu i medicini. Koristi se za zamrzavanje organskih materijala, opreme za hlađenje, te u medicini za uklanjanje bradavica (estetska medicina).
Tečni dušik je netoksičan i neeksplozivan.
Molekularni azot
Molekularni dušik je element koji se nalazi u atmosferi naše planete i čini njen veći dio. Formula molekularnog dušika je N2. Takav dušik reagira s drugim kemijskim elementima ili tvarima samo na vrlo visokim temperaturama.
Fizička svojstva
U normalnim uslovima, hemijski element azot je bez mirisa, boje i praktično nerastvorljiv u vodi. Tečni dušik ima konzistenciju sličnu vodi, proziran i bezbojan. Azot ima još jedno agregatno stanje na temperaturama ispod -210 stepeni u koje se pretvara solidan, formira mnoge velike snježnobijele kristale. Apsorbuje kiseonik iz vazduha.
Hemijska svojstva
Azot spada u grupu nemetala i preuzima svojstva od drugih hemijskih elemenata iz ove grupe. Općenito, nemetali nisu dobri provodnici električne energije. Dušik stvara različite okside, kao što je NO (monoksid). NO ili dušikov oksid je relaksant mišića (tvar koja značajno opušta mišiće bez nanošenja štete ili drugih učinaka na ljudsko tijelo). Oksidi koji sadrže više atoma dušika, na primjer N 2 O, je smiješni plin blago slatkastog okusa, koji se u medicini koristi kao anestetik. Međutim, NO 2 oksid nema nikakve veze sa prva dva, jer je to prilično štetan izduvni gas, koji se nalazi u izduvnim gasovima automobila i ozbiljno zagađuje atmosferu.
Dušična kiselina, koju formiraju atomi vodika, atoma dušika i tri atoma kisika, je jaka kiselina. Široko se koristi u proizvodnji đubriva, u nakit, organska sinteza, vojna industrija (proizvodnja eksploziva, i sintezu toksičnih supstanci), proizvodnju boja, lijekova i sl. Dušična kiselina je vrlo štetna za ljudski organizam, ostavlja čireve i hemijske opekotine na koži.
Ljudi pogrešno vjeruju da je ugljični dioksid dušik. U stvari, zbog svojih hemijskih svojstava, element reaguje sa samo malim brojem elemenata u normalnim uslovima. A ugljični dioksid je ugljični monoksid.
Primena hemijskog elementa
Tečni azot se koristi u medicini za hladno lečenje (krioterapija), a takođe i u kulinarstvu kao rashladno sredstvo.
Ovaj element je također našao široku primjenu u industriji. Azot je gas koji je otporan na eksploziju i vatru. Osim toga, sprječava truljenje i oksidaciju. Sada se dušik koristi u rudnicima za stvaranje okruženja otpornog na eksploziju. Gas dušik se koristi u petrohemiji.
U hemijskoj industriji veoma je teško bez azota. Koristi se za sintezu raznih tvari i spojeva, na primjer, nekih gnojiva, amonijaka, eksploziva i boja. Sada veliki broj dušik se koristi za sintezu amonijaka.
U prehrambenoj industriji ova supstanca je registrovana kao aditiv za hranu.
Smjesa ili čista tvar?
Čak su i naučnici u prvoj polovini 18. veka koji su uspeli da izoluju hemijski element smatrali da je azot mešavina. Ali postoji velika razlika između ovih pojmova.
Ima čitav niz trajnih svojstava, kao što su sastav, fizička i hemijska svojstva. Smjesa je spoj koji sadrži dva ili više kemijskih elemenata.
Sada znamo da je dušik čista supstanca jer je hemijski element.
Kada proučavate hemiju, veoma je važno shvatiti da je azot osnova svake hemije. Formira razna jedinjenja sa kojima se svi susrećemo, uključujući gas smeha, smeđi gas, amonijak i azotnu kiselinu. Nije uzalud da hemija u školi počinje proučavanjem takvog hemijskog elementa kao što je dušik.
DEFINICIJA
Azot- sedmi element periodni sistem. Oznaka - N od latinskog "dušik". Smješten u drugom periodu, VA grupa. Odnosi se na nemetale. Nuklearni naboj je 7.
Većina dušika je u slobodnom stanju. Slobodni azot je glavni sastavni dio vazduh, koji sadrži 78,2% (vol.) azota. Neorganska jedinjenja azota se ne nalaze u prirodi u velikim količinama, osim natrijum nitrata NaNO 3, koji formira debele slojeve na obali Pacific Ocean u Čileu. Zemljište sadrži male količine dušika, uglavnom u obliku soli dušične kiseline. Ali u obliku složenih organskih spojeva - proteina - dušik je dio svih živih organizama.
U obliku jednostavne supstance, azot je bezbojan gas bez mirisa i vrlo slabo rastvorljiv u vodi. Nešto je lakši od vazduha: masa 1 litre azota je 1,25 g.
Atomska i molekulska masa dušika
Relativna atomska masa elementa je omjer mase atoma datog elementa i 1/12 mase atoma ugljika. Relativna atomska masa je bezdimenzionalna i označava se sa A r (indeks “r” je početno slovo engleske riječi relativno, što znači “relativan”). Relativna atomska masa atomskog azota je 14,0064 amu.
Mase molekula, kao i mase atoma, izražene su u jedinicama atomske mase. Molekularna masa supstance je masa molekula, izražena u jedinicama atomske mase. Relativna molekulska masa supstance je omjer mase molekula date supstance i 1/12 mase atoma ugljika čija je masa 12 amu. Poznato je da je molekul azota dvoatoman - N 2. Relativna molekulska težina molekula dušika bit će jednaka:
M r (N 2) = 14,0064× 2 ≈ 28.
Izotopi dušika
U prirodi dušik postoji u obliku dva stabilna izotopa 14 N (99,635%) i 15 N (0,365%). Njihovi maseni brojevi su 14 odnosno 15. Jezgro atoma izotopa dušika 14 N sadrži sedam protona i sedam neutrona, a izotop 15 N sadrži isti broj protona i šest neutrona.
Postoji četrnaest umjetnih izotopa dušika s masenim brojevima od 10 do 13 i od 16 do 25, od kojih je najstabilniji izotop 13 N s vremenom poluraspada od 10 minuta.
Azotni joni
Vanjski energetski nivo atoma dušika ima pet elektrona, koji su valentni elektroni:
1s 2 2s 2 2p 3 .
Struktura atoma dušika je prikazana u nastavku:
Kao rezultat hemijske interakcije, dušik može izgubiti svoje valentne elektrone, tj. budu njihov donor, i pretvaraju se u pozitivno nabijene jone ili prihvataju elektrone od drugog atoma, tj. budu njihov akceptor i pretvaraju se u negativno nabijene jone:
N 0 -5e → N 2+ ;
N 0 -4e → N 4+ ;
N 0 -3e → N 3+ ;
N 0 -2e → N 2+ ;
N 0 -1e → N 1+ ;
N 0 +1e → N 1- ;
N 0 +2e → N 2- ;
N 0 +3e → N 3- .
Molekula i atom dušika
Molekul dušika se sastoji od dva atoma - N 2. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu dušika:
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
Vježbajte | Za formiranje amonijum hlorida uzeto je 11,2 litara (n.s.) gasovitog amonijaka i 11,4 litara (n.s.) hlorovodonika. Kolika je masa nastalog produkta reakcije? |
Rješenje | Napišimo jednadžbu za reakciju proizvodnje amonijevog klorida iz amonijaka i klorovodika: NH 3 + HCl = NH 4 Cl. Nađimo broj molova polaznih supstanci: n(NH 3) = V(NH 3) / V m; n(NH 3) = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol. n(HCl) = V(NH 3) / Vm; n(HCl) = 11,4 / 22,4 = 0,51 mol. n(NH 3) n(NH 4 Cl) = n(NH 3) = 0,5 mol. Tada će masa amonijum hlorida biti jednaka: M(NH 4 Cl) = 14 + 4 × 1 + 35,5 = 53,5 g/mol. m(NH 4 Cl) = n(NH 4 Cl) × M(NH 4 Cl); m(NH 4 Cl) = 0,5 × 53,5 = 26,75 g. |
Odgovori | 26,75 g |
PRIMJER 2
Vježbajte | 10,7 g amonijum hlorida je pomešano sa 6 g kalcijum hidroksida i smeša je zagrejana. Koji gas i koliko ga je oslobođeno po masi i zapremini (n.s.)? |
Rješenje | Napišimo jednadžbu za reakciju između amonijum hlorida i kalcijum hidroksida: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 - + 2H 2 O. Odredimo koji od dva reaktanata ima višak. Da bismo to učinili, izračunavamo njihov broj molova: M(NH 4 Cl) = A r (N) + 4×A r (H) + A r (Cl); M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5 g/mol. n(NH 4 Cl) = m (NH 4 Cl) / M(NH 4 Cl); n(NH 4 Cl) = 10,7 / 53,5 = 0,1 mol. M(Ca(OH) 2) = A r (Ca) + 2×A r (H) + 2×A r (O); M(Ca(OH) 2) = 40 + 2×1 + 2×16 = 42 + 32 = 74 g/mol. n(Ca(OH) 2) = m (Ca(OH) 2) / M(Ca(OH) 2); n(Ca(OH) 2) = 6 / 74 = 0,08 mol. n(Ca(OH)2) n(NH 3) = 2×n(Ca(OH) 2) = 2×0,08 = 0,16 mol. Tada će masa amonijaka biti jednaka: M(NH 3) = A r (N) + 3×A r (H) = 14 + 3×1 = 17 g/mol. m(NH 3) = n(NH 3) × M(NH 3) = 0,16 × 17 = 2,72 g. Zapremina amonijaka je: V(NH 3) = n(NH 3) ×V m; V(NH 3) = 0,16 × 22,4 = 3,584 l. |
Odgovori | Kao rezultat reakcije nastao je amonijak zapremine 3,584 litara i mase 2,72 g. |
Sadržaj članka
AZOT, N (azot), hemijski element (na broju 7) VA podgrupa periodnog sistema elemenata. Zemljina atmosfera sadrži 78% (vol.) dušika. Da bismo pokazali kolike su te rezerve azota, napominjemo da u atmosferi iznad svakog kvadratnog kilometra zemljine površine ima toliko azota da do 50 miliona tona natrijum nitrata ili 10 miliona tona amonijaka (jedinjenje azota sa vodonik) se može dobiti iz njega, a ipak on čini mali dio dušika sadržanog u zemljinoj kori. Postojanje slobodnog dušika ukazuje na njegovu inertnost i poteškoće u interakciji s drugim elementima na uobičajenim temperaturama. Fiksni dušik je dio i organske i neorganske tvari. Biljni i životinjski svijet sadrži dušik vezan za ugljik i kisik u proteinima. Osim toga, poznata su anorganska jedinjenja koja sadrže dušik kao što su nitrati (NO 3 –), nitriti (NO 2 –), cijanidi (CN –), nitridi (N 3 –) i azidi (N 3 –) i mogu se dobiti u velike količine).
Istorijski podaci.
Eksperimenti A. Lavoisier-a, posvećeni proučavanju uloge atmosfere u održavanju života i procesa sagorevanja, potvrdili su postojanje relativno inertne supstance u atmosferi. Ne utvrđujući elementarnu prirodu gasa koji ostaje nakon sagorevanja, Lavoisier ga je nazvao azot, što na starogrčkom znači „beživotni“. Godine 1772. D. Rutherford iz Edinburga ustanovio je da je ovaj plin element i nazvao ga “štetnim zrakom”. Latinski naziv za dušik dolazi od grčkih riječi nitron i gen, što znači "formiranje salitre".
Fiksacija dušika i ciklus dušika.
Termin "fiksacija dušika" odnosi se na proces fiksiranja atmosferskog dušika N 2 . U prirodi se to može dogoditi na dva načina: ili mahunarke, kao što su grašak, djetelina i soja, nakupljaju kvržice na svom korijenu, u kojima ga bakterije koje fiksiraju dušik pretvaraju u nitrate, ili se atmosferski dušik oksidira kisikom u uvjetima munje. S. Arrhenius je otkrio da se na ovaj način godišnje fiksira do 400 miliona tona azota. U atmosferi, dušikovi oksidi se spajaju s kišnicom i stvaraju dušičnu i dušičnu kiselinu. Osim toga, utvrđeno je da je sa kišom i snijegom cca. 6700 g dušika; dospevši u tlo, pretvaraju se u nitrite i nitrate. Biljke koriste nitrate za formiranje biljnih proteina. Životinje, hraneći se ovim biljkama, asimiliraju proteinske supstance biljaka i pretvaraju ih u životinjske proteine. Nakon uginuća životinja i biljaka, oni se razgrađuju i dušikovi spojevi se pretvaraju u amonijak. Amonijak se koristi na dva načina: bakterije koje ne stvaraju nitrate ga razlažu na elemente, oslobađajući dušik i vodik, a druge bakterije iz njega stvaraju nitrite koje druge bakterije oksidiraju u nitrate. Ovako se odvija ciklus azota u prirodi, ili ciklus azota.
Struktura jezgra i elektronske ljuske.
U prirodi postoje dva stabilna izotopa dušika: masenog broja 14 (sadrži 7 protona i 7 neutrona) i masenog broja 15 (sadrži 7 protona i 8 neutrona). Njihov odnos je 99,635:0,365, tako da je atomska masa azota 14,008. Nestabilni izotopi dušika 12 N, 13 N, 16 N, 17 N dobiveni su umjetnim putem. Šematski, elektronska struktura atoma dušika je sljedeća: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1. Posljedično, vanjska (druga) elektronska ljuska sadrži 5 elektrona koji mogu sudjelovati u formiranju kemijskih veza; azotne orbitale mogu prihvatiti i elektrone, tj. moguće je formiranje jedinjenja sa oksidacionim stanjima od (–III) do (V), a ona su poznata.
Molekularni azot.
Određivanjem gustine gasa ustanovljeno je da je molekul azota dvoatomski, tj. molekulska formula dušika je Nê N (ili N 2). Dva atoma dušika imaju tri vanjska 2 str-elektroni svakog atoma formiraju trostruku vezu:N:::N:, formirajući elektronske parove. Izmjerena N–N međuatomska udaljenost je 1,095 Å. Kao iu slučaju vodonika ( cm. VODIK), postoje molekule dušika s različitim nuklearnim spinovima - simetričnim i antisimetričnim. Na uobičajenim temperaturama, odnos simetričnih i antisimetričnih oblika je 2:1. U čvrstom stanju poznate su dvije modifikacije dušika: a– kubni i b– heksagonalni s prijelaznom temperaturom a ® b–237,39° C. Modifikacija b topi se na –209,96° C i ključa na –195,78° C na 1 atm ( cm. sto 1).
Energija disocijacije mola (28,016 g ili 6,023 H 10 23 molekula) molekularnog dušika u atome (N 2 2N) je približno –225 kcal. Stoga se atomski dušik može formirati tijekom tihog električnog pražnjenja i kemijski je aktivniji od molekularnog dušika.
Prijem i prijava.
Način dobijanja elementarnog azota zavisi od zahtevane čistoće. Azot se dobija u ogromnim količinama za sintezu amonijaka, dok su male primese plemenitih gasova prihvatljive.
Azot iz atmosfere.
Ekonomski, oslobađanje dušika iz atmosfere je posljedica niske cijene metode ukapljivanja pročišćenog zraka (uklanjaju se vodena para, CO 2, prašina i druge nečistoće). Uzastopni ciklusi kompresije, hlađenja i ekspanzije takvog zraka dovode do njegovog ukapljivanja. Tečni vazduh se podvrgava frakcionoj destilaciji dok se temperatura polako podiže. Prvo se oslobađaju plemeniti plinovi, zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Prečišćavanje se postiže ponovljenim procesima frakcionisanja. Ova metoda proizvodi više miliona tona dušika godišnje, uglavnom za sintezu amonijaka, koji je sirovina u tehnologiji proizvodnje različitih spojeva koji sadrže dušik za industriju i poljoprivredu. Osim toga, pročišćena atmosfera dušika se često koristi kada je prisustvo kisika neprihvatljivo.
Laboratorijske metode.
Dušik se može dobiti u malim količinama u laboratoriju na različite načine oksidacijom amonijaka ili amonijum jona, na primjer:
Proces oksidacije amonijum jona nitrit ionom je vrlo pogodan:
Poznate su i druge metode - razlaganje azida pri zagrevanju, razgradnja amonijaka sa bakar(II) oksidom, interakcija nitrita sa sulfaminskom kiselinom ili ureom:
Katalitička razgradnja amonijaka na visokim temperaturama također može proizvesti dušik:
Fizička svojstva.
Neka fizička svojstva dušika data su u tabeli. 1.
Tabela 1. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA DUHOTA | |
Gustina, g/cm 3 | 0,808 (tečnost) |
Tačka topljenja, °C | –209,96 |
Tačka ključanja, °C | –195,8 |
Kritična temperatura, °C | –147,1 |
Kritični pritisak, atm a | 33,5 |
Kritična gustina, g/cm 3 a | 0,311 |
Specifični toplotni kapacitet, J/(molCH) | 14,56 (15° C) |
Elektronegativnost prema Paulingu | 3 |
Kovalentni radijus, | 0,74 |
Kristalni radijus, | 1,4 (M 3–) |
Potencijal jonizacije, V b | |
prvo | 14,54 |
drugo | 29,60 |
a Temperatura i pritisak pri kojima su gustine tečnog i gasovitog azota iste. b Količina energije potrebna za uklanjanje prvog vanjskog i sljedećih elektrona, po 1 molu atomskog dušika. |
Hemijska svojstva.
Kao što je već napomenuto, dominantna osobina azota u normalnim uslovima temperature i pritiska je njegova inertnost, odnosno niska hemijska aktivnost. Elektronska struktura dušika sadrži elektronski par od 2 s-nivo i tri do pola popunjena 2 r-orbitale, pa jedan atom dušika ne može vezati više od četiri druga atoma, tj. njegov koordinacijski broj je četiri. Mala veličina atoma također ograničava broj atoma ili grupa atoma koji se mogu povezati s njim. Stoga mnoga jedinjenja drugih članova VA podgrupe ili nemaju analoga među dušičnim jedinjenjima, ili se slična dušikova jedinjenja pokazuju nestabilnima. Dakle, PCl 5 je stabilno jedinjenje, ali NCl 5 ne postoji. Atom dušika je sposoban da se veže sa drugim atomom dušika, formirajući nekoliko prilično stabilnih spojeva, kao što su hidrazin N 2 H 4 i metalni azidi MN 3 . Ova vrsta veze je neobična za hemijske elemente (s izuzetkom ugljenika i silicijuma). Na povišenim temperaturama, azot reaguje sa mnogim metalima, formirajući delimično ionske nitride M x N y. U ovim jedinjenjima dušik je negativno nabijen. U tabeli U tabeli 2 prikazana su oksidaciona stanja i primjeri odgovarajućih spojeva.
Nitridi.
Jedinjenja dušika s više elektropozitivnih elemenata, metala i nemetala - nitridi - slični su karbidima i hidridima. Mogu se podijeliti ovisno o prirodi M–N veze na jonske, kovalentne i sa srednjim tipom veze. U pravilu su to kristalne tvari.
Jonski nitridi.
Veza u ovim jedinjenjima uključuje prijenos elektrona s metala na dušik kako bi se formirao N3– jon. Takvi nitridi uključuju Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 i Cu 3 N 2. Osim litijuma, drugi alkalni metali ne formiraju IA podgrupe nitrida. Jonski nitridi imaju visoke tačke topljenja i reaguju sa vodom stvarajući NH 3 i hidrokside metala.
Kovalentni nitridi.
Kada dušikovi elektroni sudjeluju u stvaranju veze zajedno s elektronima drugog elementa bez njihovog prijenosa s dušika na drugi atom, nastaju nitridi s kovalentnom vezom. Nitridi vodonika (kao što su amonijak i hidrazin) su potpuno kovalentni, kao i dušikovi halogenidi (NF 3 i NCl 3). Kovalentni nitridi uključuju, na primjer, Si 3 N 4, P 3 N 5 i BN - visoko stabilne bijele tvari, a BN ima dvije alotropne modifikacije: heksagonalnu i dijamantu. Potonji se formira pri visokim pritiscima i temperaturama i ima tvrdoću blisku tvrdoći dijamanta.
Nitridi sa srednjim tipom veze.
Prijelazni elementi reagiraju s NH 3 na visokim temperaturama i formiraju neobičnu klasu spojeva u kojima su atomi dušika raspoređeni između pravilno raspoređenih atoma metala. U ovim jedinjenjima nema jasnog pomaka elektrona. Primjeri takvih nitrida su Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Ova jedinjenja su obično potpuno inertna i imaju dobru električnu provodljivost.
Vodikova jedinjenja azota.
Azot i vodonik reaguju i formiraju jedinjenja koja nejasno podsećaju na ugljovodonike. Stabilnost vodonik nitrata opada sa povećanjem broja atoma dušika u lancu, za razliku od ugljovodonika koji su stabilni u dugim lancima. Najvažniji nitridi vodonika su amonijak NH 3 i hidrazin N 2 H 4. Oni takođe uključuju azotnu kiselinu HNNN (HN 3).
Amonijak NH3.
Amonijak je jedan od najvažnijih industrijskih proizvoda moderne ekonomije. Krajem 20. vijeka. SAD su proizvele cca. 13 miliona tona amonijaka godišnje (u smislu bezvodnog amonijaka).
Struktura molekula.
Molekul NH 3 ima gotovo piramidalnu strukturu. Vezni ugao H–N–H je 107°, što je blizu tetraedarskog ugla od 109°. Usamljeni elektronski par je ekvivalentan spojenoj grupi, što rezultira koordinacijskim brojem azota 4 i azotom koji se nalazi u centru tetraedra.
Svojstva amonijaka.
Neka fizička svojstva amonijaka u poređenju sa vodom data su u tabeli. 3.
Tačke ključanja i topljenja amonijaka su mnogo niže od onih u vodi, uprkos sličnosti molekulskih masa i sličnosti molekularne strukture. To se objašnjava relativno većom snagom međumolekulskih veza u vodi nego u amonijaku (takve međumolekularne veze nazivaju se vodikovim vezama).
Amonijak kao rastvarač.
Visoka dielektrična konstanta i dipolni moment tekućeg amonijaka omogućavaju mu da se koristi kao rastvarač za polarne ili jonske neorganske supstance. Rastvarač amonijaka zauzima srednju poziciju između vode i organskih rastvarača kao što je etil alkohol. Alkalni i zemnoalkalni metali se otapaju u amonijaku, formirajući tamnoplave otopine. Može se pretpostaviti da se solvatacija i ionizacija valentnih elektrona odvija u otopini prema shemi
Plava boja je povezana sa solvatacijom i kretanjem elektrona ili pokretljivošću „rupa“ u tečnosti. Pri visokoj koncentraciji natrijuma u tekućem amonijaku, otopina poprima brončanu boju i vrlo je električno provodljiva. Nevezani alkalni metali mogu se izdvojiti iz takve otopine isparavanjem amonijaka ili dodatkom natrijum hlorida. Otopine metala u amonijaku su dobra redukciona sredstva. Autojonizacija se javlja u tečnom amonijaku
slično procesu koji se odvija u vodi:
Neka hemijska svojstva oba sistema su upoređena u tabeli. 4.
Tečni amonijak kao otapalo ima prednost u nekim slučajevima kada nije moguće provesti reakcije u vodi zbog brze interakcije komponenti s vodom (na primjer, oksidacija i redukcija). Na primjer, u tekućem amonijaku, kalcij reagira s KCl i nastaje CaCl 2 i K, budući da je CaCl 2 nerastvorljiv u tekućem amonijaku, a K je rastvorljiv, i reakcija se odvija u potpunosti. U vodi je takva reakcija nemoguća zbog brze interakcije Ca s vodom.
Proizvodnja amonijaka.
Plinoviti NH 3 oslobađa se iz amonijevih soli pod djelovanjem jake baze, na primjer, NaOH:
Metoda je primenljiva u laboratorijskim uslovima. Proizvodnja amonijaka malog obima se takođe zasniva na hidrolizi nitrida, na primer Mg 3 N 2, sa vodom. Kalcijum cijanamid CaCN 2 u interakciji sa vodom takođe formira amonijak. Glavna industrijska metoda za proizvodnju amonijaka je njegova katalitička sinteza iz atmosferskog dušika i vodika na visokoj temperaturi i pritisku:
Vodik za ovu sintezu se dobija termičkim krekovanjem ugljovodonika, delovanjem vodene pare na ugalj ili gvožđe, razlaganjem alkohola vodenom parom ili elektrolizom vode. Pribavljeni su mnogi patenti za sintezu amonijaka, koji se razlikuju u uslovima procesa (temperatura, pritisak, katalizator). Postoji način industrijske proizvodnje termičkom destilacijom uglja. Imena F. Habera i K. Boscha vezuju se za tehnološki razvoj sinteze amonijaka.
Tabela 4. POREĐENJE REAKCIJA U VODENOM I AMONIJAKOM OKRUŽENJU | |
Vodena sredina | Okolina amonijaka |
Neutralizacija | |
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O | NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
Hidroliza (protoliza) | |
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – | PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
Zamjena | |
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 | Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
Rešenje (kompleksiranje) | |
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – | Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
Amfoternost | |
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 | Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2 |
Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O | Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– | Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
Hemijska svojstva amonijaka.
Pored reakcija navedenih u tabeli. 4, amonijak reaguje sa vodom i formira jedinjenje NH 3 N H 2 O, koje se često pogrešno smatra amonijum hidroksidom NH 4 OH; u stvari, postojanje NH 4 OH u rastvoru nije dokazano. Vodeni rastvor amonijaka („amonijak“) sastoji se pretežno od NH 3, H 2 O i malih koncentracija NH 4 + i OH – jona koji nastaju tokom disocijacije
Osnovna priroda amonijaka objašnjava se prisustvom usamljenog elektronskog para azota:NH 3 . Dakle, NH 3 je Lewisova baza, koja ima najveću nukleofilnu aktivnost, koja se manifestuje u obliku asocijacije na proton, odnosno jezgro atoma vodika:
Svaki ion ili molekul sposoban da prihvati elektronski par (elektrofilno jedinjenje) će reagovati sa NH 3 da bi formirao koordinaciono jedinjenje. na primjer:
Simbol M n+ predstavlja ion prelaznog metala (B-podgrupa periodnog sistema, na primer, Cu 2+, Mn 2+, itd.). Bilo koja protonska kiselina (tj. koja sadrži H) reaguje sa amonijakom u vodenom rastvoru i formira amonijumove soli, kao što su amonijum nitrat NH 4 NO 3, amonijum hlorid NH 4 Cl, amonijum sulfat (NH 4) 2 SO 4, fosfat amonijum (NH 4) 3 PO 4. Ove soli se široko koriste u poljoprivredi kao gnojiva za unošenje dušika u tlo. Amonijum nitrat se takođe koristi kao jeftin eksploziv; prvo je korišteno s naftnim gorivom (dizel ulje). Vodeni rastvor amonijaka se koristi direktno za unošenje u tlo ili sa vodom za navodnjavanje. Urea NH 2 CONH 2, dobijena sintezom iz amonijaka i ugljičnog dioksida, također je gnojivo. Plinoviti amonijak reagira s metalima kao što su Na i K da bi formirali amide:
Amonijak takođe reaguje sa hidridima i nitridima da formira amide:
Amidi alkalnih metala (na primjer, NaNH 2) reagiraju s N 2 O kada se zagrijavaju, stvarajući azide:
Plinoviti NH 3 reducira okside teških metala u metale na visokim temperaturama, očito zbog vodika koji nastaje razgradnjom amonijaka u N 2 i H 2:
Atomi vodika u molekuli NH 3 mogu se zamijeniti halogenom. Jod reaguje sa koncentrovanom otopinom NH 3, formirajući mješavinu tvari koje sadrže NI 3. Ova supstanca je vrlo nestabilna i eksplodira pri najmanjem mehaničkom udaru. Kada NH 3 reaguje sa Cl 2, nastaju hloramini NCl 3, NHCl 2 i NH 2 Cl. Kada je amonijak izložen natrijevom hipohloritu NaOCl (nastalom od NaOH i Cl 2), krajnji proizvod je hidrazin:
Hidrazin.
Gore navedene reakcije su metoda za proizvodnju hidrazin monohidrata sastava N 2 H 4 P H 2 O. Bezvodni hidrazin nastaje specijalnom destilacijom monohidrata sa BaO ili drugim supstancama koje uklanjaju vodu. Svojstva hidrazina su malo slična vodikovom peroksidu H 2 O 2. Čisti bezvodni hidrazin je bezbojna, higroskopna tečnost, koja ključa na 113,5°C; dobro se rastvara u vodi, formirajući slabu bazu
U kiseloj sredini (H +), hidrazin formira rastvorljive hidrazonijeve soli tipa + X –. Lakoća s kojom hidrazin i neki od njegovih derivata (kao što je metilhidrazin) reagiraju s kisikom omogućava da se koristi kao komponenta tekućeg raketnog goriva. Hidrazin i svi njegovi derivati su vrlo toksični.
Oksidi dušika.
U jedinjenjima sa kiseonikom, azot ispoljava sva oksidaciona stanja, formirajući okside: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Malo je podataka o stvaranju dušikovih peroksida (NO 3, NO 4).
2HNO2. Čisti N 2 O 3 može se dobiti kao plava tečnost na niskim temperaturama (-20
Na sobnoj temperaturi, NO 2 je tamnosmeđi gas koji ima magnetna svojstva zbog prisustva nesparenog elektrona. Na temperaturama ispod 0° C, molekula NO 2 dimerizira se u dizot tetroksid, a na –9,3° C dolazi do potpunog dimerizacije: 2NO 2 N 2 O 4. U tečnom stanju, samo 1% NO 2 je nedimerizovano, a na 100 °C 10% N 2 O 4 ostaje u obliku dimera.
NO 2 (ili N 2 O 4) reaguje u toploj vodi i formira azotnu kiselinu: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 tehnologija je stoga vrlo važna kao međufaza u proizvodnji industrijsko važnog proizvoda – dušične kiseline.
dušikov oksid (V) N2O5( zastarjelo
2MX + H 2 N 2 O 2 . Kada se otopina ispari, formira se bijeli eksploziv sa očekivanom strukturom H–O–N=N–O–H.Dušična kiselina
HNO 2 ne postoji u čistom obliku, međutim, vodene otopine njegove niske koncentracije nastaju dodavanjem sumporne kiseline u barij nitrit:
Dušična kiselina nastaje i kada se ekvimolarna mješavina NO i NO 2 (ili N 2 O 3) otopi u vodi. Dušična kiselina je nešto jača od sirćetne kiseline. Oksidacijsko stanje dušika u njemu je +3 (struktura mu je H–O–N=O), tj. može biti i oksidacijski i redukcijski agens. Pod uticajem redukcionih sredstava obično se redukuje u NO, a u interakciji sa oksidacionim agensima oksidira u azotnu kiselinu.
Brzina rastvaranja nekih tvari, kao što su metali ili jodidni ion, u dušičnoj kiselini ovisi o koncentraciji azotne kiseline prisutne kao nečistoće. Soli azotne kiseline - nitriti - dobro se otapaju u vodi, osim srebrnog nitrita. NaNO 2 se koristi u proizvodnji boja.
Azotna kiselina
HNO 3 je jedan od najvažnijih anorganskih proizvoda glavne hemijske industrije. Koristi se u tehnologijama mnogih drugih neorganskih i organskih supstanci, kao što su eksplozivi, đubriva, polimeri i vlakna, boje, farmaceutski proizvodi itd.
književnost:
Imenik azota. M., 1969
Nekrasov B.V. Osnove opšte hemije. M., 1973
Problemi sa fiksacijom dušika. Neorganska i fizička hemija. M., 1982