Millise ühendi lämmastiku oksüdatsiooniaste on võrdne 3. Lämmastiku oksüdatsiooniaste – õppimine mõistma

On keemilisi elemente, millel on erinevad oksüdatsiooniastmed, mis võimaldab nende moodustumist keemilised reaktsioonid suur hulk teatud omadustega ühendeid. Teades elektrooniline struktuur aatomiga, võite arvata, millised ained tekivad.

Lämmastiku oksüdatsiooniaste võib varieeruda vahemikus -3 kuni +5, mis näitab sellel põhinevate ühendite mitmekesisust.

Elemendi omadus

Lämmastik kuulub keemiliste elementide hulka, mis paiknevad 15. rühmas, teisel perioodil Mendelejevi DI perioodilisuse süsteemis Sellele omistati järjekorranumber 7 ja lühendatud tähttähis N. Tavatingimustes suhteliselt inertne element, eritingimused on vajalikud reaktsioonide jaoks.

Looduses esineb see kaheaatomilise värvitu gaasina. atmosfääriõhk mahuosaga üle 75%. See sisaldub anorgaanilise päritoluga valgu molekulide, nukleiinhapete ja lämmastikku sisaldavate ainete koostises.

Aatomi struktuur

Ühendites sisalduva lämmastiku oksüdatsiooniastme määramiseks peate seda teadma tuuma struktuur ja uurida elektronkestad.

Looduslikku elementi esindavad kaks stabiilset isotoopi, mille massiarv on 14 või 15. Esimene tuum sisaldab 7 neutron- ja 7 prootonosakest ning teine ​​veel 1 neutronosakest.

Selle aatomist on kunstlikke sorte massiga 12-13 ja 16-17, millel on ebastabiilsed tuumad.

Aatomi lämmastiku elektronstruktuuri uurides on näha, et elektronkihte on kaks (sisemine ja välimine). 1s orbitaal sisaldab ühte elektronide paari.

Teine väliskest sisaldab ainult viit negatiivselt laetud osakest: kaks 2s alamtasandil ja kolm 2p orbitaalil. Valentsienergia tasemel ei ole vabu rakke, mis näitab selle elektronpaari eraldamise võimatust. 2p orbitaali loetakse ainult pooleldi elektronidega täidetuks, mis võimaldab kinnituda 3 negatiivselt laetud osakest. Sel juhul on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3.

Arvestades orbitaalide struktuuri, võime järeldada, et see koordinatsiooninumbriga 4 element seostub maksimaalselt ainult nelja teise aatomiga. Kolme sideme moodustamiseks kasutatakse vahetusmehhanismi, teine ​​moodustatakse do-nor-but-ac-chain-tor viisil.

Lämmastiku oksüdatsiooniastmed erinevates ühendites

Maksimaalne negatiivsete osakeste arv, millega selle aatom saab kinnituda, on 3. Sel juhul on selle oksüdatsiooniaste –3, mis on omane sellistele ühenditele nagu NH 3 või ammoniaak, NH 4 + või ammoonium ja Me 3 N 2 nitriidid. Viimased ained tekivad temperatuuri tõusuga lämmastiku interaktsioonil metalliaatomitega.

Suurim negatiivselt laetud osakeste arv, mida element võib eraldada, on 5.

Kaks lämmastikuaatomit on võimelised üksteisega ühinema, moodustades stabiilseid ühendeid oksüdatsiooniastmega -2. Sellist sidet täheldatakse N 2 H 4 või hüdrasiinides, erinevate metallide asiidides või MeN 3 . Lämmastikuaatom lisab vabadele orbitaalidele 2 elektroni.

Oksüdatsiooniaste on -1, kui antud element saab ainult 1 negatiivse osakese. Näiteks NH2OH-s või hüdroksüülamiinis on see negatiivselt laetud.

Lämmastiku oksüdatsiooniastmest on positiivseid märke, kui välisest energiakihist võetakse elektronosakesed. Need varieeruvad vahemikus +1 kuni +5.

Laeng 1+ esineb lämmastikus N 2 O-s (monovalentne oksiid) ja naatriumhüponitritis valemiga Na 2 N 2 O 2 .

NO-s (kahevalentne oksiid) loovutab element kaks elektroni ja saab positiivselt laetud (+2).

Esineb lämmastiku 3 oksüdatsiooniaste (ühendis NaNO 2 ehk nitriid ja ka kolmevalentses oksiidis). Sel juhul eraldatakse 3 elektroni.

Laeng +4 esineb oksiidis, mille valents on IV või selle dimeeris (N 2 O 4).

Oksüdatsiooniastme positiivne märk (+5) ilmneb N 2 O 5-s või viievalentses oksiidis, lämmastikhappes ja selle derivaatide soolades.

Ühendid lämmastikust vesinikuni

Kahel ülaltoodud elemendil põhinevad looduslikud ained meenutavad orgaanilisi süsivesinikke. Ainult vesiniklämmastikud kaotavad oma stabiilsuse aatomi lämmastiku koguse suurenemisega.

Kõige olulisemad vesinikuühendid hõlmavad ammoniaagi, hüdrasiini ja hüdrasoehappe molekule. Need saadakse vesiniku interaktsioonil lämmastikuga ning viimases aines on ka hapnik.

Mis on ammoniaak

Seda nimetatakse ka vesiniknitriidiks ja selle keemiline valem tähistatakse kui NH 3 massiga 17. Normaalse temperatuuri ja rõhu tingimustes on ammoniaak värvitu terava ammoniaagilõhnaga gaasi kujul. Tiheduse poolest on see 2 korda haruldasem kui õhk, see lahustub veekeskkonnas kergesti oma molekuli polaarse struktuuri tõttu. Viitab madala riskiastmega ainetele.

Tööstuslikes kogustes toodetakse ammoniaaki katalüütilise sünteesi teel vesiniku ja lämmastiku molekulidest. Ammooniumisooladest ja naatriumist nitriti saamiseks on olemas laboratoorsed meetodid.

Ammoniaagi struktuur

Püramiidmolekul sisaldab ühte lämmastiku- ja 3 vesinikuaatomit. Need asuvad üksteise suhtes 107 kraadise nurga all. Tetraeedrilises molekulis asub lämmastik keskel. Läbi kolme paarimata p-elektronid see on ühendatud kovalentse iseloomuga polaarsete sidemetega 3 aatomilise vesinikuga, millest igaühes on 1 s-elektron. Nii moodustub ammoniaagi molekul. Sel juhul on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3.

Sellel elemendil on välistasandil endiselt jagamata elektronide paar, mis loob kovalentse sideme positiivse laenguga vesinikiooniga. Üks element on negatiivselt laetud osakeste doonor ja teine ​​on aktseptor. Nii tekib ammooniumiioon NH 4 +.

Mis on ammoonium

Seda klassifitseeritakse positiivselt laetud polüaatomilisteks ioonideks või katioonideks.Ammoonium liigitatakse ka keemiliseks aineks, mis ei saa eksisteerida molekuli kujul. See koosneb ammoniaagist ja vesinikust.

Positiivse laenguga ammoonium on erinevate negatiivse märgiga anioonide juuresolekul võimeline moodustama ammooniumisoolasid, milles see käitub nagu metallid valentsiga I. Samuti sünteesitakse tema osalusel ammooniumiühendeid.

Paljud ammooniumisoolad eksisteerivad kristalsete värvitute ainetena, mis lahustuvad vees hästi. Kui NH 4 + iooni ühendid moodustuvad lenduvate hapetega, siis kuumutamisel lagunevad need gaasiliste ainete eraldumisega. Nende järgnev jahutamine viib pöörduva protsessini.

Selliste soolade stabiilsus sõltub hapete tugevusest, millest need on moodustatud. Stabiilsed ammooniumiühendid vastavad tugevale happejäägile. Näiteks stabiilset ammooniumkloriidi toodetakse vesinikkloriidhappest. Temperatuuril kuni 25 kraadi selline sool ei lagune, mida ei saa öelda ammooniumkarbonaadi kohta. Viimast ühendit kasutatakse sageli toiduvalmistamisel taigna kergitamiseks, asendades söögisoodat.

Kondiitrid kutsuvad ammooniumkarbonaati lihtsalt ammooniumiks. Seda soola kasutavad õlletootjad õllepärmi kääritamise parandamiseks.

Kvalitatiivne reaktsioon ammooniumiioonide tuvastamiseks on hüdroksiidide toime leelismetallid selle ühendustele. NH 4 + juuresolekul eraldub ammoniaak.

Ammooniumi keemiline struktuur

Selle iooni konfiguratsioon meenutab tavalist tetraeedrit, mille keskel on lämmastik. Vesiniku aatomid asuvad joonise ülaosas. Ammooniumi lämmastiku oksüdatsiooniastme arvutamiseks tuleb meeles pidada, et katiooni kogulaeng on +1 ja igal vesinikuioonil puudub üks elektron ja neid on ainult 4. Vesiniku kogupotentsiaal on +4. Kui lahutada katiooni laengust kõigi vesinikuioonide laeng, saame: +1 - (+4) = -3. Seega on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3. Sel juhul lisab see kolm elektroni.

Mis on nitriidid

Lämmastik on võimeline ühinema rohkemate elektropositiivsete metalliliste ja mittemetalliliste aatomitega. Selle tulemusena tekivad hüdriidide ja karbiididega sarnased ühendid. Selliseid lämmastikku sisaldavaid aineid nimetatakse nitriidideks. Metalli ja lämmastikuaatomi vahel ühendites eristatakse kovalentseid, ioonseid ja vahepealseid sidemeid. Just see omadus on nende klassifikatsiooni aluseks.

Kovalentsed nitriidid hõlmavad ühendeid, mille keemilises sidemes elektronid ei kandu üle aatomist lämmastikust, vaid moodustavad koos teiste aatomite negatiivselt laetud osakestega ühise elektronpilve.

Selliste ainete näideteks on vesiniknitriidid, nagu ammoniaagi ja hüdrasiini molekulid, aga ka lämmastikhalogeniidid, mille hulka kuuluvad trikloriidid, tribromiidid ja trifluoriidid. Neil on ühine elektronpaar, mis kuulub võrdselt kahele aatomile.

Ioonsed nitriidid hõlmavad ühendeid koos keemiline side, mis tekib elektronide üleminekul metallelemendilt lämmastiku vabale tasemele. Selliste ainete molekulides täheldatakse polaarsust. Nitriidide lämmastiku oksüdatsiooniaste on 3-. Vastavalt sellele on metalli kogulaeng 3+.

Sellised ühendid hõlmavad magneesiumi, liitiumi, tsingi või vase nitriide, välja arvatud leelismetallid. Neil on kõrge sulamistemperatuur.

Vahepealsete nitriidide hulka kuuluvad ained, milles metallide ja lämmastiku aatomid on ühtlaselt jaotunud ning puudub selge elektronpilve nihe. Sellised inertsed ühendid hõlmavad raua, molübdeeni, mangaani ja volframi nitriide.

Kolmevalentse lämmastikoksiidi kirjeldus

Seda nimetatakse ka anhüdriidiks, mis on saadud lämmastikhappest valemiga HNO 2 . Võttes arvesse lämmastiku (3+) ja hapniku (2-) oksüdatsiooniastet trioksiidis, on elemendi aatomite suhe 2:3 ehk N 2 O 3.

Anhüdriidi vedelad ja gaasilised vormid on väga ebastabiilsed ühendid, nad lagunevad kergesti kaheks erinevaks oksiidiks, mille valents on IV ja II.

MÄÄRATLUS

Lämmastik- seitsmes element Perioodilisustabel. See paikneb A-alagrupi V-grupi teises perioodis. Nimetus - N.

Lämmastik on tüüpiline mittemetalliline element, elektronegatiivsuselt (3,0) on see fluori ja hapniku järel teisel kohal.

Looduslik lämmastik koosneb kahest stabiilsest isotoobist 14 N (99,635%) ja 15 N (0,365%).

Lämmastiku molekul on kaheaatomiline. Molekulis on lämmastikuaatomite vahel kolmikside, mille tulemusena on N 2 molekul erakordselt tugev. Molekulaarne lämmastik on keemiliselt inaktiivne, nõrgalt polariseeritud.

V normaalsetes tingimustes molekulaarne lämmastik on gaas. Lämmastiku sulamistemperatuurid (-210 o C) ja keemistemperatuurid (-195,8 o C) on väga madalad; see on vees ja teistes lahustites halvasti lahustuv.

Lämmastiku oksüdatsiooniaste ühendites

Lämmastik moodustab kovalentsete mittepolaarsete sidemete indutseerimise tõttu kaheaatomilisi molekule koostisega N 2 ja, nagu on teada, on mittepolaarsete sidemetega ühendites elementide oksüdatsiooniaste. null.

Lämmastikku iseloomustab terve hulk oksüdatsiooniastmeid, mille hulgas on nii positiivseid kui ka negatiivseid.

Oksüdatsiooni olek (-3) lämmastik avaldub ühendites, mida nimetatakse nitriidideks (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), millest tuntuim on ammoniaak (N -3 H +1 3).

Oksüdatsiooni olek (-2) lämmastik avaldub peroksiidi tüüpi ühendites - pernitriidides, mille lihtsaim esindaja on hüdrasiin (diamiid / vesinikpernitriid) - N -2 2 H 2.

Ühendis, mida nimetatakse hüdroksüülamiiniks - N-1H2OH-lämmastik näitab oksüdatsiooniastet (-1) .

Kõige stabiilsemad positiivsed lämmastiku oksüdatsiooniastmed on (+3) ja (+5) . Neist esimest eksponeerib ta fluoriidis (N +3 F -1 3), oksiidis (N +3 2 O -2 3), oksohalogeniidides (N +3 OCl, N +3 OBr jne), aga ka derivaatides anioon NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2 jne). Oksüdatsiooniaste (+5) lämmastik on näidatud oksiidis N +5 2 O 5, oksonitraadis N +5 ON, dioksofluoriidis N +5 O 2 F, samuti trioksonitraadi (V) -ioonis NO 3 - ja dinitridonitraadis (V) -ioon NH2-.

Lämmastik omab ka oksüdatsiooni (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O ja (+4) N +4 O 2 nende ühendites, kuid palju harvemini.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Märkige hapniku oksüdatsiooniastmed ühendites: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2.
Vastus	Hapnik moodustab mitut tüüpi binaarseid ühendeid, milles tal on iseloomulikud oksüdatsiooniastmed. Niisiis, kui hapnik on oksiidide osa, on selle oksüdatsiooniaste (-2), nagu La 2 O 3 ja Cl 2 O 7 puhul. Peroksiidides on hapniku oksüdatsiooniaste (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2. Kombinatsioonis fluoriga (OF 2) on hapniku oksüdatsiooniaste (+2). Elemendi oksüdatsiooniaste lihtne asi on alati null (O o 2). KO 2 ja KO 3 koostisega ained on superperoksiid (superoksiid) ja kaaliumosoniid, milles hapnikul on oksüdatsiooniastmete osaväärtused: (-1/2) ja (-1/3).
Vastus	(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 ja (+2).

NÄIDE 2

Harjutus	Märkige lämmastiku oksüdatsiooniastmed ühendites: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5.
Lahendus	Lihtaines oleva elemendi oksüdatsiooniaste on alati null (N o 2). On teada, et oksiidides on hapniku oksüdatsiooniaste (-2). Elektroneutraalsuse võrrandi abil määrame, et lämmastiku oksüdatsiooniastmed oksiidides on: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.

Lämmastik on ehk kõige levinum keemiline element kõik Päikesesüsteem. Täpsemalt on lämmastik 4. kohal. Looduses on lämmastik inertgaas.

See gaas on värvitu ja lõhnatu ning vees väga raskesti lahustuv. Nitraatsoolad reageerivad aga veega väga hästi. Lämmastik on väikese tihedusega.

Lämmastik on hämmastav element. Eeldatakse, et see sai oma nime vanakreeka keelest, mis tõlkes tähendab "elutu, rikutud". Miks selline negatiivne suhtumine lämmastikusse? Lõppude lõpuks teame, et see on osa valkudest ja ilma selleta on hingamine peaaegu võimatu. Lämmastik mängib looduses olulist rolli. Kuid atmosfääris on see gaas inertne. Kui seda võtta algsel kujul, on võimalikud paljud kõrvaltoimed. Ohver võib isegi surra lämbumise tõttu. Lämmastikku nimetatakse ju elutuks, sest see ei toeta põlemist ega hingamist.

Tavatingimustes reageerib selline gaas ainult liitiumiga, moodustades sellise ühendi nagu liitiumnitriid Li3N. Nagu näeme, on sellises ühendis lämmastiku oksüdatsiooniaste -3. Teiste metallidega ja loomulikult ka reageerib, aga ainult kuumutamisel või erinevate katalüsaatorite kasutamisel. Muide, -3 on lämmastiku madalaim oksüdatsiooniaste, kuna välise energiataseme täielikuks täitmiseks on vaja ainult 3 elektroni.

Sellel indikaatoril on erinevad tähendused. Igal lämmastiku oksüdatsiooniastmel on oma ühend. Parem on selliseid seoseid lihtsalt meeles pidada.

5 - kõrgeim aste lämmastiku oksüdatsioon. Esineb kõigis nitraatsoolades ja nendes.

Lämmastik- V A-rühma 2. perioodi element Perioodiline süsteem, seerianumber 7. Elektrooniline valem aatom [ 2 He] 2s 2 2p 3, iseloomulikud oksüdatsiooniastmed 0, -3, +3 ja +5, harvemini +2 ja +4 jne N v olekut peetakse suhteliselt stabiilseks.

Lämmastiku oksüdatsiooniastme skaala:
+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.

Lämmastiku elektronegatiivsus on kõrge (3,07), F ja O järel kolmas. Sellel on tüüpilised mittemetallilised (happelised) omadused, moodustades samal ajal mitmesuguseid hapnikku sisaldavaid happeid, sooli ja kahekomponentseid ühendeid, aga ka ammooniumi katiooni NH 4 ja selle soolad.

Looduses - seitsmeteistkümnes keemilise arvukuse elemendi järgi (mittemetallide hulgas üheksas). Kõigi organismide jaoks oluline element.

N 2

Lihtne aine. See koosneb mittepolaarsetest molekulidest, millel on väga stabiilne N≡N ˚σππ side, mis seletab elemendi keemilist inertsust tavatingimustes.

Värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas, mis kondenseerub värvituks vedelikuks (erinevalt O2-st).

Õhu põhikomponent on 78,09 mahuprotsenti, 75,52 massiprotsenti. Lämmastik keeb vedelast õhust välja enne kui hapnik. Vees vähe lahustuv (15,4 ml / 1 l H 2 O temperatuuril 20 ˚C), lämmastiku lahustuvus on väiksem kui hapnikul.

N 2 reageerib toatemperatuuril fluori ja väga vähesel määral hapnikuga:

N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Ammoniaagi saamise pöörduv reaktsioon toimub temperatuuril 200 ˚C, rõhu all kuni 350 atm ja alati katalüsaatori (Fe, F 2 O 3, FeO, laboris Pt juures) juuresolekul.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Le Chatelier' põhimõtte kohaselt peaks ammoniaagi saagis suurenema rõhu suurenemise ja temperatuuri langusega. Reaktsioonikiirus madalatel temperatuuridel on aga väga madal, seetõttu viiakse protsess läbi temperatuuril 450-500 ˚C, saavutades 15% ammoniaagi saagise. Reageerimata N 2 ja H 2 naasevad reaktorisse ja suurendavad seeläbi reaktsiooni ulatust.

Lämmastik on keemiliselt passiivne hapete ja leeliste suhtes, ei toeta põlemist.

Kviitung v tööstusele- vedela õhu fraktsionaalne destilleerimine või hapniku keemiline eemaldamine õhust, näiteks reaktsiooniga 2C (koks) + O 2 \u003d 2CO kuumutamisel. Nendel juhtudel saadakse lämmastik, mis sisaldab ka väärisgaaside (peamiselt argooni) lisandeid.

Laboris saab väikeses koguses keemiliselt puhast lämmastikku saada lülitusreaktsioonil mõõduka kuumutamisega:

N -3H4N3O2 (T) \u003d N20 + 2H2O (60-70)

NH4Cl(p) + KNO2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Seda kasutatakse ammoniaagi sünteesiks. Lämmastikhape ja muud lämmastikku sisaldavad tooted inertseks keskkonnaks keemilistes ja metallurgilistes protsessides ning tuleohtlike ainete ladustamiseks.

NH 3

Binaarne ühend, lämmastiku oksüdatsiooniaste on - 3. Terava iseloomuliku lõhnaga värvitu gaas. Molekulil on mittetäieliku tetraeedri struktuur [: N(H) 3 ] (sp 3 hübridisatsioon). Lämmastiku olemasolu elektronide doonorpaari NH 3 molekulis sp 3 hübriidorbitaalil põhjustab iseloomulik reaktsioon vesinikkatiooni lisamine katiooni moodustamiseks ammoonium NH4. See vedeldub toatemperatuuril positiivse rõhu all. Vedelas olekus on see seotud vesiniksidemetega. Termiliselt ebastabiilne. Lahustagem hästi vees (rohkem kui 700 l/1 l H 2 O temperatuuril 20˚C); osakaal küllastunud lahuses on 34 massiprotsenti ja 99 mahuprotsenti, pH= 11,8.

Väga reaktiivne, kalduvus liitumisreaktsioonidele. Põleb hapnikus, reageerib hapetega. Näitab redutseerivaid (tänu N -3) ja oksüdeerivaid (tänu H +1) omadusi. Seda kuivatatakse ainult kaltsiumoksiidiga.

Kvalitatiivsed reaktsioonid - gaasilise HCl-ga kokkupuutel valge "suitsu" teke, Hg 2 (NO3) 2 lahusega niisutatud paberitüki mustaks muutumine.

Vahesaadus HNO 3 ja ammooniumisoolade sünteesil. Seda kasutatakse sooda, lämmastikväetiste, värvainete, lõhkeainete tootmisel; vedel ammoniaak on külmutusagens. Mürgine.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

2NH3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) valge "suits"
4NH 3 + 3O 2 (õhk) = 2N 2 + 6 H 2 O (põlemine)
4NH3 + 5O2 = 4NO+ 6H2O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O (500˚C)
2 NH3 + 3Mg \u003d Mg3N2 +3 H2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (toatemperatuur, rõhk)
Kviitung. V laborid- ammoniaagi väljatõrjumine ammooniumisooladest naatriumlubjaga kuumutamisel: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Või ammoniaagi vesilahuse keetmine, millele järgneb gaasi kuivatamine.
Tööstuses ammoniaaki toodetakse lämmastikust vesinikuga. Tööstuses toodetud kas veeldatud kujul või tehnilise nimetuse all kontsentreeritud vesilahusena ammoniaagi vesi.

Ammoniaagi hüdraatNH 3 * H 2 O. Molekulidevaheline ühendus. Valge, sees kristallvõre on NH 3 ja H 2 O molekulid, mis on seotud nõrga vesiniksidemega. Esitage sisse vesilahus ammoniaak, nõrk alus(dissotsiatsiooniproduktid - katioon NH 4 ja anioon OH). Ammooniumkatioonil on korrapärane tetraeedriline struktuur (sp 3 hübridisatsioon). Termiliselt ebastabiilne, lahuse keetmisel laguneb täielikult. Neutraliseeritakse tugevate hapetega. Manifestid taastavad omadused(N -3 tõttu) kontsentreeritud lahuses. See osaleb ioonivahetuse ja kompleksi moodustumise reaktsioonis.

Kvalitatiivne reaktsioon– gaasilise HCl-ga kokkupuutel valge "suitsu" tekkimine. Seda kasutatakse lahuses kergelt leeliselise keskkonna loomiseks amfoteersete hüdroksiidide sadestamisel.
1 M ammoniaagilahus sisaldab peamiselt NH 3 *H 2 O hüdraati ja ainult 0,4% NH 4 OH ioone (hüdraadi dissotsiatsiooni tõttu); seega ioonilist "ammooniumhüdroksiidi NH 4 OH" lahus praktiliselt ei sisalda, ka tahkes hüdraadis pole sellist ühendit.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
NH 3 H 2 O (konts.) = NH 3 + H 2 O (keeb koos NaOH-ga)
NH 3 H 2 O + HCl (erinev) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konts.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH3H2O) (konts.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (konts.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (konts.) + Ag 2 O = 2OH + 3 H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (konts.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (konts.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Sageli nimetatakse lahjendatud ammoniaagilahust (3-10%) ammoniaak(nime mõtlesid välja alkeemikud) ja kontsentreeritud lahus (18,5–25%) on ammoniaagilahus (toodab tööstus).

lämmastikoksiidid

lämmastikmonooksiidEI

Mittesoola moodustav oksiid. värvitu gaas. Radik sisaldab kovalentset σπ-sidet (N꞊O), tahkes olekus dimeeri N 2 O 2 co N-N ühendus. Ülimalt termiliselt stabiilne. Tundlik õhuhapniku suhtes (muutub pruuniks). Vees vähelahustuv ega reageeri sellega. Keemiliselt passiivne hapete ja leeliste suhtes. Kuumutamisel reageerib see metallide ja mittemetallidega. väga reaktsioonivõimeline NO ja NO 2 segu ("lämmastikgaasid"). Sünteesi vaheühend lämmastikhape.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
2NO + O 2 (näit.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafiit) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (punane) = 5N2 + 2P 2O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2O (500-600˚C)
Reaktsioonid NO ja NO 2 segudele:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (rasb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Kviitung v tööstusele: ammoniaagi oksüdeerimine hapnikuga katalüsaatoril, in laborid- lahjendatud lämmastikhappe koostoime redutseerivate ainetega:
8HNO 3 + 6 Hg \u003d 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 EI+ 4 H2O
või nitraatide vähendamine:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI \u003d 2 EI + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

lämmastikdioksiidEI 2

Happeoksiid, tinglikult vastab kahele happele - HNO 2 ja HNO 3 (hapet N 4 jaoks ei eksisteeri). Pruun gaas, monomeer NO 2 toatemperatuuril, vedel värvitu dimeer N 2 O 4 (dianitrogen tetroxide) külmas. Reageerib täielikult veega, leelistega. Väga tugev oksüdeeriv aine, söövitab metalle. Seda kasutatakse lämmastikhappe ja veevabade nitraatide sünteesiks, raketikütuse oksüdeerijana, väävliõli puhastajana ja oksüdatsioonikatalüsaatorina. orgaanilised ühendid. Mürgine.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrand:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sün.) (külmas)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (erinev) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH3 + 4 H2O (kat. 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)
Kviitung: v tööstus - NO oksüdeerimine atmosfäärihapnikuga, in laborid– kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime redutseerivate ainetega:
6HNO 3 (konts., mäed) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konts., lühike) + P (punane) \u003d H 3PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konts., mäed) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

dilämmastikoksiidN 2 O

Värvitu meeldiva lõhnaga gaas ("naerugaas"), N꞊N꞊О, formaalne lämmastiku oksüdatsiooniaste +1, vees halvasti lahustuv. Toetab grafiidi ja magneesiumi põlemist:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
saada termiline lagunemine ammooniumnitraat:
NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O (195-245˚C)
kasutatakse meditsiinis anesteetikumina.

dilämmastiktrioksiidN 2 O 3

Madalatel temperatuuridel on tegemist sinise vedelikuga ON꞊NO 2, lämmastiku formaalne oksüdatsiooniaste on +3. 20 ˚C juures laguneb see 90% ulatuses värvitu NO ja pruuni NO 2 seguks ("lämmastikgaasid", tööstuslik suits - "rebase saba"). N 2 O 3 - happeoksiid, moodustab külmas veega HNO 2, reageerib kuumutamisel erinevalt:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Leelistega saadakse HNO 2 soolad, näiteks NaNO 2 .
Saadakse NO interaktsioonil O 2-ga (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) või NO 2-ga (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
tugeva jahutusega. "Lämmastikgaasid" ja keskkonnaohtlikud, toimivad katalüsaatoritena atmosfääri osoonikihi hävitamisel.

dilämmastikpentoksiid N 2 O 5

Värvitu, tahke aine, O 2 N - O - NO 2, lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5. Toatemperatuuril laguneb see 10 tunni jooksul NO 2 -ks ja O 2 -ks. Reageerib vee ja leelistega happelise oksiidina:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Saadakse suitseva lämmastikhappe dehüdratsioonil:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
või NO 2 oksüdeerimine osooniga temperatuuril -78 ˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitritid ja nitraadid

KaaliumnitritKNO 2 . Valge, hügroskoopne. Sulab lagunemata. Stabiilne kuivas õhus. Lahustume vees väga hästi (moodustab värvitu lahuse), hüdrolüüsitakse anioonil. Tüüpiline oksüdeerija ja redutseerija happelises keskkonnas, reageerib leeliselises keskkonnas väga aeglaselt. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides. Kvalitatiivsed reaktsioonid NO 2 ioonil - MnO 4 violetse lahuse värvuse muutus ja musta sademe ilmumine I ioonide lisamisel Kasutatakse värvainete tootmisel, aminohapete ja jodiidide analüütilise reagendina, fototehnika komponendina. reaktiivid.
kõige olulisemate reaktsioonide võrrand:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konts.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (diil.) + O 2 (nt) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO4 - (violetne) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (küllastunud) + NH 4 + (küllastunud) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (must) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (helekollane) ↓
Kviitung vtööstusele– kaaliumnitraadi regenereerimine protsessides:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konts.) + Pb (käsn) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kaalium KNO 3
tehniline nimi kaalium, või indiaanlane soola , salpeet. Valge, sulab lagunemata, laguneb edasisel kuumutamisel. Õhukindel. Vees hästi lahustuv (kõrge endo-efekt, = -36 kJ), hüdrolüüsi ei toimu. Sulamisel tugev oksüdeerija (aatomhapniku vabanemise tõttu). Lahuses redutseerub see ainult vesinikuaatomiga (happelises keskkonnas KNO 2-ks, aluselises keskkonnas NH 3-ks). Kasutatakse klaasitootmises säilitusainena toiduained, pürotehniliste segude ja mineraalväetiste komponent.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, lahjendatud HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, konts. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafiit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (põlemine)

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)

Kviitung: tööstuses
4KOH (horisontaalne) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

ja laboris:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓