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Welche Oxidationsstufen weist Stickstoff auf? Die wichtigsten Stickstoffverbindungen. Chemische Struktur von Ammonium

Stickstoff- Element der 2. Periode der V A-Gruppe des Periodensystems, Seriennummer 7. Elektronische Formel des Atoms [ 2 He]2s 2 2p 3, charakteristische Oxidationsstufen 0, -3, +3 und +5, weniger oft +2 und +4 und andere Zustände N v gelten als relativ stabil.

Skala der Oxidationsstufen für Stickstoff:
+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.

Stickstoff hat eine hohe Elektronegativität (3,07), die dritte nach F und O. Er weist typische nichtmetallische (saure) Eigenschaften auf und bildet verschiedene sauerstoffhaltige Säuren, Salze und binäre Verbindungen sowie das Ammoniumkation NH 4 und seine Salze.

In der Natur - siebzehnter nach chemischer Häufigkeit Element (neuntes unter den Nichtmetallen). Ein lebenswichtiges Element für alle Organismen.

N 2

Einfache Substanz. Es besteht aus unpolaren Molekülen mit einer sehr stabilen ˚σππ-Bindung N≡N, was die chemische Inertheit des Elements unter normalen Bedingungen erklärt.

Ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas, das zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert (im Gegensatz zu O2).

Der Hauptbestandteil von Luft beträgt 78,09 Volumen-%, 75,52 Massen-%. Stickstoff verdampft aus flüssiger Luft, bevor es Sauerstoff verdampft. Stickstoff ist in Wasser schwer löslich (15,4 ml/1 l H 2 O bei 20 ˚C), die Löslichkeit ist geringer als die von Sauerstoff.

Bei Raumtemperatur reagiert N2 mit Fluor und in sehr geringem Maße mit Sauerstoff:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Die reversible Reaktion zur Bildung von Ammoniak erfolgt bei einer Temperatur von 200 °C, unter einem Druck von bis zu 350 atm und immer in Gegenwart eines Katalysators (Fe, F 2 O 3, FeO, im Labor mit Pt).

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Nach dem Prinzip von Le Chatelier sollte eine Steigerung der Ammoniakausbeute mit steigendem Druck und sinkender Temperatur eintreten. Allerdings ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei niedrigen Temperaturen sehr gering, sodass der Prozess bei 450–500 °C durchgeführt wird und eine Ammoniakausbeute von 15 % erreicht wird. Nicht umgesetztes N 2 und H 2 werden in den Reaktor zurückgeführt und erhöhen dadurch den Reaktionsgrad.

Stickstoff ist gegenüber Säuren und Laugen chemisch passiv und unterstützt die Verbrennung nicht.

Quittung V Industrie– fraktionierte Destillation flüssiger Luft oder Entfernung von Sauerstoff aus Luft auf chemischem Wege, beispielsweise durch die Reaktion 2C (Koks) + O 2 = 2CO beim Erhitzen. In diesen Fällen wird Stickstoff gewonnen, der auch Verunreinigungen von Edelgasen (hauptsächlich Argon) enthält.

Im Labor lassen sich durch die Kommutierungsreaktion bei mäßiger Erwärmung geringe Mengen chemisch reinen Stickstoffs gewinnen:

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)

Wird zur Ammoniaksynthese verwendet. Salpetersäure und andere stickstoffhaltige Produkte als Inertmedium für chemische und metallurgische Prozesse und Lagerung brennbarer Stoffe.

N.H. 3

Binäre Verbindung, die Oxidationsstufe von Stickstoff ist – 3. Farbloses Gas mit scharfem, charakteristischem Geruch. Das Molekül hat die Struktur eines unvollständigen Tetraeders [: N(H) 3 ] (sp 3-Hybridisierung). Das Vorhandensein eines Donorelektronenpaars auf dem sp 3 -Hybridorbital des Stickstoffs im NH 3 -Molekül bestimmt die charakteristische Reaktion der Addition eines Wasserstoffkations, die zur Bildung eines Kations führt Ammonium NH4. Es verflüssigt sich unter Überdruck bei Raumtemperatur. Im flüssigen Zustand ist es über Wasserstoffbrückenbindungen verbunden. Thermisch instabil. Sehr gut wasserlöslich (mehr als 700 l/1 l H 2 O bei 20˚C); der Anteil beträgt in einer gesättigten Lösung 34 Gew.-% und 99 Vol.-%, pH = 11,8.

Sehr reaktiv, neigt zu Additionsreaktionen. Verbrennt in Sauerstoff, reagiert mit Säuren. Es weist reduzierende (aufgrund von N-3) und oxidierende (aufgrund von H+1) Eigenschaften auf. Es wird nur mit Calciumoxid getrocknet.

Qualitative Reaktionen – die Bildung von weißem „Rauch“ bei Kontakt mit gasförmigem HCl, Schwärzung eines mit einer Lösung von Hg 2 (NO3) 2 angefeuchteten Stück Papiers.

Ein Zwischenprodukt bei der Synthese von HNO 3 und Ammoniumsalzen. Wird zur Herstellung von Soda, Stickstoffdünger, Farbstoffen und Sprengstoffen verwendet. flüssiges Ammoniak ist ein Kältemittel. Giftig.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

2NH 3 (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) weißer „Rauch“
4NH 3 + 3O 2 (Luft) = 2N 2 + 6 H 2 O (Verbrennung)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, Kat. 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 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (Raumtemperatur, Druck)
Quittung. IN Labore– Verdrängung von Ammoniak aus Ammoniumsalzen beim Erhitzen mit Natronkalk: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Oder eine wässrige Ammoniaklösung zum Kochen bringen und das Gas anschließend trocknen.
In der Industrie Ammoniak wird aus Stickstoff und Wasserstoff hergestellt. Von der Industrie entweder in verflüssigter Form oder in Form einer konzentrierten wässrigen Lösung unter dem technischen Namen hergestellt Ammoniakwasser.

AmmoniakhydratN.H. 3 * H 2 Ö. Intermolekulare Verbindung. Weiß, im Kristallgitter – NH 3 - und H 2 O-Moleküle, verbunden durch eine schwache Wasserstoffbrücke. In einer wässrigen Ammoniaklösung ist eine schwache Base vorhanden (Dissoziationsprodukte - NH 4 -Kation und OH-Anion). Das Ammoniumkation hat eine regelmäßige tetraedrische Struktur (sp 3-Hybridisierung). Thermisch instabil, zersetzt sich beim Kochen der Lösung vollständig. Neutralisiert durch starke Säuren. Zeigt reduzierende Eigenschaften (aufgrund von N-3) in einer konzentrierten Lösung. Es unterliegt Ionenaustausch- und Komplexierungsreaktionen.

Qualitative Reaktion– Bildung von weißem „Rauch“ bei Kontakt mit gasförmigem HCl. Es wird verwendet, um bei der Fällung amphoterer Hydroxide ein leicht alkalisches Milieu in der Lösung zu erzeugen.
Eine 1 M Ammoniaklösung enthält hauptsächlich NH 3 *H 2 O-Hydrat und nur 0,4 % NH 4 OH-Ionen (aufgrund der Hydratdissoziation); Somit ist das ionische „Ammoniumhydroxid NH 4 OH“ praktisch nicht in der Lösung enthalten, und im festen Hydrat ist eine solche Verbindung nicht vorhanden.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
NH 3 H 2 O (konz.) = NH 3 + H 2 O (siedend mit NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (verdünnt) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konz.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konz.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konz.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konz.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konz.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konz.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Oft wird eine verdünnte Ammoniaklösung (3-10 %) genannt Ammoniak(Der Name wurde von Alchemisten erfunden) und die konzentrierte Lösung (18,5 - 25 %) ist eine Ammoniaklösung (von der Industrie hergestellt).

Stickoxide

StickstoffmonoxidNEIN

Nicht salzbildendes Oxid. Farbloses Gas. Das Radikal enthält eine kovalente σπ-Bindung (N′O), im festen Zustand ein Dimer von N 2 O 2 mit einer N-N-Bindung. Extrem thermisch stabil. Empfindlich gegenüber Luftsauerstoff (wird braun). In Wasser schwer löslich und reagiert nicht damit. Chemisch passiv gegenüber Säuren und Laugen. Beim Erhitzen reagiert es mit Metallen und Nichtmetallen. ein hochreaktives Gemisch aus NO und NO 2 („nitrose Gase“). Zwischenprodukt bei der Synthese von Salpetersäure.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (Graphit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(rot) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500–600 °C)
Reaktionen auf Gemische aus NO und NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(verd.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Quittung V Industrie: Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff an einem Katalysator, in Labore— Wechselwirkung verdünnter Salpetersäure mit Reduktionsmitteln:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NEIN+ 4 H 2 O
oder Nitratreduktion:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NEIN + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

StickstoffdioxidNEIN 2

Säureoxid, entspricht bedingt zwei Säuren - HNO 2 und HNO 3 (Säure für N 4 existiert nicht). Braunes Gas, bei Raumtemperatur ein Monomer NO 2, in der Kälte ein flüssiges farbloses Dimer N 2 O 4 (Diastickstofftetroxid). Reagiert vollständig mit Wasser und Alkalien. Ein sehr starkes Oxidationsmittel, das zur Korrosion von Metallen führt. Es wird zur Synthese von Salpetersäure und wasserfreien Nitraten, als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff, als Ölreiniger aus Schwefel und als Katalysator für die Oxidation organischer Verbindungen verwendet. Giftig.
Gleichung der wichtigsten Reaktionen:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (in der Kälte)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (verdünnt) = 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 (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)
NEIN 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Quittung: V Industrie - Oxidation von NO durch Luftsauerstoff, in Labore– Wechselwirkung von konzentrierter Salpetersäure mit Reduktionsmitteln:
6HNO 3 (konz., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konz., hor.) + P (rot) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konz., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

DiastickstoffoxidN 2 Ö

Ein farbloses Gas mit angenehmem Geruch („Lachgas“), N꞊N꞊О, formale Oxidationsstufe von Stickstoff +1, schwer wasserlöslich. Unterstützt die Verbrennung von Graphit und Magnesium:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Erhalten durch thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195–245 °C)
in der Medizin als Anästhetikum verwendet.

DiastickstofftrioxidN 2 Ö 3

Bei niedrigen Temperaturen – blaue Flüssigkeit, ON꞊NO 2, formale Oxidationsstufe von Stickstoff +3. Bei 20 °C zerfällt es zu 90 % in ein Gemisch aus farblosem NO und braunem NO 2 („nitrose Gase“, Industrierauch – „Fuchsschwanz“). N 2 O 3 ist ein saures Oxid, in der Kälte bildet es mit Wasser HNO 2, beim Erhitzen reagiert es anders:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Mit Alkalien ergibt es Salze HNO 2, zum Beispiel NaNO 2.
Erhalten durch Reaktion von NO mit O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) oder mit NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
mit starker Kühlung. Auch „nitrose Gase“ sind umweltgefährdend und wirken als Katalysatoren für die Zerstörung der Ozonschicht der Atmosphäre.

Distickstoffpentoxid N 2 Ö 5

Farblose, feste Substanz, O 2 N – O – NO 2, Stickstoffoxidationsstufe ist +5. Bei Raumtemperatur zerfällt es innerhalb von 10 Stunden in NO 2 und O 2. Reagiert mit Wasser und Alkalien als Säureoxid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Hergestellt durch Dehydrierung von rauchender Salpetersäure:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
oder Oxidation von NO 2 mit Ozon bei -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrite und Nitrate

KaliumnitritKNO 2 . Weiß, hygroskopisch. Schmilzt ohne Zersetzung. Stabil in trockener Luft. Sehr gut wasserlöslich (bildet eine farblose Lösung), hydrolysiert am Anion. Es ist ein typisches Oxidations- und Reduktionsmittel in einer sauren Umgebung und reagiert in einer alkalischen Umgebung sehr langsam. Geht Ionenaustauschreaktionen ein. Qualitative Reaktionen auf dem NO 2 -Ion - Verfärbung der violetten MnO 4 -Lösung und Auftreten eines schwarzen Niederschlags bei Zugabe von I-Ionen. Es wird bei der Herstellung von Farbstoffen, als analytisches Reagenz für Aminosäuren und Jodide und als Bestandteil fotografischer Reagenzien verwendet .
Gleichung der wichtigsten Reaktionen:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konz.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (verdünnt)+ O 2 (z. B.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violett) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (gesättigt) + NH 4 + (gesättigt) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (schwarz) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (verdünnt) + Ag + = AgNO 2 (hellgelb)↓
Quittung VIndustrie– Reduzierung von Kaliumnitrat in den Prozessen:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350–400 °C)
KNO 3 (konz.) + Pb (Schwamm) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 °C)

H itrate Kalium KNO 3
Technischer Name Pottasche, oder indisch Salz , Salpeter. Weiß, schmilzt ohne Zersetzung und zersetzt sich bei weiterem Erhitzen. Stabil an der Luft. Sehr gut wasserlöslich (mit hoher Löslichkeit). Endo-Effekt, = -36 kJ), keine Hydrolyse. Ein starkes Oxidationsmittel während der Fusion (aufgrund der Freisetzung von atomarem Sauerstoff). In Lösung wird es nur durch atomaren Wasserstoff reduziert (im sauren Milieu zu KNO 2, im alkalischen Milieu zu NH 3). Es wird in der Glasherstellung, als Lebensmittelkonservierungsmittel, als Bestandteil pyrotechnischer Mischungen und Mineraldünger verwendet.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, konz. 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 (Graphit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (Verbrennung)

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)

Quittung: in der Industrie
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

und im Labor:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Die Oxidationsstufen von Stickstoff in Verbindungen sind −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −3 werden durch Nitride repräsentiert, von denen Ammoniak praktisch das wichtigste ist;

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −2 sind weniger typisch und werden durch Pernitride dargestellt, von denen das wichtigste Wasserstoffpernitrid N2H4 oder Hydrazin ist (es gibt auch ein äußerst instabiles Wasserstoffpernitrid N2H2, Diimid);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −1 NH2OH (Hydroxylamin) ist eine instabile Base, die zusammen mit Hydroxylammoniumsalzen in der organischen Synthese verwendet wird;

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +1 Stickoxid (I) N2O (Distickstoffmonoxid, Lachgas);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +2 Stickoxid (II) NO (Stickstoffmonoxid);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +3 Stickoxid (III) N2O3, salpetrige Säure, Derivate des NO2−-Anions, Stickstofftrifluorid (NF3);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +4 Stickoxid (IV) NO2 (Stickstoffdioxid, braunes Gas);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +5 Stickoxid (V) N2O5, Salpetersäure, ihre Salze – Nitrate und andere Derivate, sowie Tetrafluorammonium NF4+ und seine Salze.

Ammoniak ist eine Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff. Es ist wichtig in der chemischen Industrie. Die Formel von Ammoniak lautet NH 3.

Farbloses Gas mit charakteristischem stechenden Geruch. Ammoniak ist viel leichter als Luft, die Masse eines Liters dieses Gases beträgt 0,77 g. Aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen hat Ammoniak einen ungewöhnlich hohen Siedepunkt, der nicht seinem niedrigen Molekulargewicht entspricht, und ist in Wasser gut löslich.

Ammoniumsalze. Die meisten Ammoniumsalze sind farblos und gut wasserlöslich. In einigen Eigenschaften ähneln sie Salzen von Alkalimetallen, insbesondere Kalium. Ammoniumsalze sind thermisch instabil. Beim Erhitzen zersetzen sie sich. Dieser Abbau kann reversibel oder irreversibel erfolgen.

Ammoniumsalze werden häufig verwendet. Die meisten davon (Ammoniumsulfat, Ammoniumnitrat) werden als Düngemittel verwendet. Ammoniumchlorid oder Ammoniak wird in der Färberei- und Textilindustrie, beim Löten und Verzinnen sowie in galvanischen Zellen verwendet.

Salpetersäure ist eine starke einbasische Säure. In verdünnten Lösungen zerfällt es vollständig in H +1- und NO -1 3-Ionen.

Reine Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Siedet bei 86 °C. Hygroskopisch. Unter Lichteinfluss zersetzt es sich allmählich.

Salpetersäure ist ein starkes Oxidationsmittel. Viele Nichtmetalle werden dadurch leicht oxidiert und verwandeln sich in Säuren.

Salpetersäure wirkt auf fast alle Metalle mit Ausnahme von Gold, Platin, Tantal, Rhodium und Iridium. Konzentrierte Salpetersäure führt dazu, dass einige Metalle (Eisen, Aluminium, Chrom) passiv werden. Die Oxidationsstufe von Stickstoff in Salpetersäure beträgt +5. Je höher die Konzentration von HNO 3 ist, desto weniger stark wird es reduziert. Bei Reaktionen mit konzentrierter Salpetersäure wird normalerweise NO 2 freigesetzt. Wenn verdünnte Salpetersäure mit niedrigaktiven Metallen wie Kupfer reagiert, wird NO freigesetzt.

Anwendung. Es wird in großen Mengen zur Herstellung von Stickstoffdüngern, Farbstoffen, Sprengstoffen und Medikamenten verwendet. Salpetersäure wird bei der Herstellung von Schwefelsäure nach dem salpetrigen Verfahren verwendet und wird zur Herstellung von Zelluloselacken und -folien verwendet.

Salze der Salpetersäure. Einbasige Salpetersäure bildet nur mittlere Salze, die Nitrate genannt werden. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich und zersetzen sich beim Erhitzen unter Freisetzung von Sauerstoff.

Nitrate der aktivsten Metalle, die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Magnesium liegen, werden zu Nitriten.

Unter den Salzen der Salpetersäure sind die Natrium-, Kalium-, Ammonium- und Calciumnitrate die wichtigsten, die in der Praxis als Nitrat bezeichnet werden. Nitrit wird hauptsächlich als Düngemittel verwendet.

Stickstoffdünger Ammoniumnitrat (Ammoniumnitrat) Dies ist der wirksamste stickstoffreiche Dünger. Enthält 33-35 % Stickstoff in Nitrat- und Ammoniakform. Löst sich leicht in Wasser und eignet sich gut für viele Böden. Ammoniumsulfat Enthält etwa 21 % Stickstoff. Es ist ein farbloser, rhombischer Kristall. Dieser Dünger ist weniger hygroskopisch als Ammoniumnitrat, verklumpt nicht und ist nicht brennbar. Harnstoff Dies ist der wertvollste stickstoffhaltige Dünger. Harnstoff enthält die größte Menge an Stickstoff (ca. 46 %) in einer Form, die von Pflanzen leicht aufgenommen werden kann. Es erscheint als farblose oder gelbliche Kristalle und ist in Wasser gut löslich. Harnstoff ist nicht explosiv, leicht hygroskopisch und verklumpt nicht. Kaliumnitrat (Kaliumnitrat) Kaliumnitrat enthält etwa dreimal mehr Kalium als Stickstoff. Daher wird es in Kombination mit anderen Düngemitteln verwendet. Calciumnitrat (Norwegischer Salpeter) Ein wertvoller Stickstoffdünger. Enthält etwa 13 % Stickstoff. Ammoniumchlorid ist ein weißes Pulver, enthält etwa 25 % Stickstoff

Variante 1.

1. Anzahl der Neutronen in einem 4N14-Atom:
A. 7.

B. Stickstoff.

3. Stickstoff hat eine Oxidationsstufe von +5, wenn er mit der Formel kombiniert wird:
G. HN03.

4. Minimaler Oxidationszustand von Stickstoff in einer Verbindung (unten aufgeführt) mit der Formel:
A. N2.

B. Phosphor.

6. Der kleinste Radius eines Atoms:
G. F.

B. Ca3P2.

8. Salpetrige Säure entspricht einem Oxid mit der Formel:
B. N203.

10. Koeffizient vor dem Oxidationsmittel in der Reaktion, deren Schema
Ag + HN03(KOHC) -> AgN03 + N02 + H20:
B. 4.

11. Stellen Sie Molekülgleichungen für die Reaktionen der folgenden Transformationen auf:
P -> P205 -> H3P04 -> Na3P04.

1. 4P + 5O2 = 2P2O5
P0 -5e →P+5 Reduktionsmittel
O20 + 2*2e→2O-2 Oxidationsmittel
2. P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
3. H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
3H+ + 3OH- = 3H2O

12. Vervollständigen Sie den Satz: „Allotropie ist...“
die Existenz von zwei oder mehr einfachen Substanzen desselben chemischen Elements, die sich in Struktur und Eigenschaften unterscheiden.

13. Mit welchen der Stoffe, deren Formeln KOH, CO2, Zn, CuO, HC1, CaCO3 lauten, reagiert verdünnte Salpetersäure? Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Reaktionen in molekularer Form auf.
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
3CuO + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O
10HNO3 verdünnt + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

14. Vervollständigen Sie das Schema für die thermische Zersetzung von Kupfer(II)-nitrat:
Cu(N03)2 -> CuO + X + 02.

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Summenkoeffizient = 9

15. Als 37 g Calciumhydroxid mit Ammoniumsulfat reagierten, wurden 15 g Ammoniak erhalten. Berechnen Sie den Massenanteil der Ammoniakausbeute aus dem theoretisch möglichen.
Ca(OH) 2 +(NH4)2 SO4 =CaSO4+2NH3*H2O
M Ca(OH)2=40+32+2=74g/mol.
n Ca(OH)2 =37: 74=0,5 mol
1 mol Ca(OH)2: 2 mol NH3
0,5:1 mol
M NH3 = 17 g \ mol
Gewicht 17*1=17 g.
Ausbeute (NH3)=15: 17=0,88=88 %

Option 2.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Anzahl der Neutronen in einem 7N15-Atom:
A. 8.

B. Phosphor.

3. Stickstoff hat eine Oxidationsstufe von +4, wenn er mit der Formel kombiniert wird:
B. N02.

4. Minimale Oxidationsstufe von Phosphor in Kombination mit der Formel:
B. PH3.

5. Von den aufgeführten chemischen Elementen ist die größte Elektronegativität in Verbindungen:
V. Sera

6. Der kleinste Radius eines Atoms, dessen Symbol ist:
G. C1.

7. Nur ein Reduktionsmittel kann ein Stoff mit der Formel sein:
B. NH3.

8. Phosphorige Säure H3P03 entspricht einem Oxid mit der Formel:
B. P2O3

Cu + HN03(KOHC) -> CU(N03)2 + N02 + H20:
B. 4.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

11. Stellen Sie Molekülgleichungen für die Reaktionen nach dem Schema auf
NEIN → N02 → HN03 → NaN03.

1. 2NO + O2 = 2NO2
N+2 -2e→N+4 Reduktionsmittel
O20 +2*2e→2O-2 Oxidationsmittel
2. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
3. HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

12. Vervollständigen Sie den folgenden Satz: „Salpeter ist...“
Nitratsalz von Kalium, Natrium, Ammonium, verwendet in der Sprengstofftechnik und in der Agronomie für Düngemittel.

13. Mit welchen der Substanzen, deren Formeln Mg, Ag, AgN03, BaO, C02, KN03, NaOH sind, interagiert Orthophosphorsäure? Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Reaktionen in molekularer Form auf.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4 +3BaO = Ba3(PO4)2 + 3H2O
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

14. Vervollständigen Sie das Schema für die thermische Zersetzung von Natriumnitrat
NaN03 → NaN02 + X.
Finden Sie die Summe der Koeffizienten in der Gleichung.
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Summe der Quoten – 5

15. Welche Ammoniakmenge (n.a.) kann durch die Reaktion von 15 m3 Stickstoff mit überschüssigem Wasserstoff gewonnen werden, wenn die Ammoniakausbeute 10 % der theoretisch möglichen beträgt?
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 15.000 /22,4 = 669 (mol)
n(NH3) = 2*669 = 1339,28 (mol)
Vtheor.(NH3) = 1339,28*22,4= 29999 (dm3)
Vpraktizieren. (NH3) = 29999*0,9 = 26999 (dm3) = 26.999 m3

Option 3.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Anzahl der Neutronen in einem 20Ca40-Atom:
B. 20.

2. Die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus in einem Atom des Elements 2e, 5e entspricht:
A. Azot.

3. Stickstoff hat eine Oxidationsstufe von +2, wenn er mit der Formel kombiniert wird:
B. NR.

4. Der maximale Oxidationsgrad von Stickstoff in Kombination mit der Formel:
G. HN03.

A. Bor.

ALS.

G. N3P04.

8. Salpetersäure entspricht einem Oxid mit der Formel:
G. N205.

10. Koeffizient vor dem Oxidationsmittel im Kreislauf
Ag + HN03 (verdünnt) -> AgN03 + NO + H20:
B. 4.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

11. Stellen Sie molekulare Reaktionsgleichungen gemäß dem Diagramm auf
N2 → NH3 → NH3 H20 → (NH4)2S04.
Betrachten Sie Gleichung 1 aus Sicht der ORR-Theorie und schreiben Sie Gleichung 3 in ionischer Form.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
N20 +2*3е→2N-3 Oxidationsmittel
H20 -2*1е→2H+1 Reduktionsmittel
2. NH3 + H2O = NH3*H20
3. 2NH3*H20 + H2SO4 = (NH4)2SO4 +2H2O
2NH3*H20 + 2H+= 2NH4+ +2H2O

12. Vervollständigen Sie den Satz: „Die Anzahl der im Ammoniumkation enthaltenen Atome ...“
gleich 5.

13. Mit welchen der Stoffe mit den Formeln S03, KOH, CaO, Mg, N205, Na2C03 reagiert verdünnte Salpetersäure? Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Reaktionen in molekularer Form auf.
HNO3 (verdünnt) + KOH = KNO3 + H2O
2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O
10HNO3 verdünnt + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2

14. Vervollständigen Sie das Schema für die thermische Zersetzung von Silbernitrat
AgNOg → Ag + X + 02.
Schreiben Sie die Summe der Koeffizienten in die Gleichung.
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
7

15. Stickstoff mit einem Volumen von 56 Litern (n.o.) reagierte mit überschüssigem Wasserstoff. Der Volumenanteil der Ammoniakausbeute beträgt 50 % des theoretisch möglichen. Berechnen Sie die Menge des produzierten Ammoniaks.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 56 /22,4 = 2,5 (mol)
n(theor.)(NH3) = 2*2,5 = 5 (mol)
Vpraktizieren. (NH3) = 5*22,4*0,5 = 56 l

Option 4.

TEIL A. Multiple-Choice-Tests

1. Anzahl der Neutronen im 19K39-Isotop:
IM 20.

2. Die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus in einem Atom der Elemente 2e, 8e, 5e entspricht:
B. Phosphor.

3. Stickstoff hat die Oxidationsstufe 0, wenn er mit der Formel kombiniert wird:
A. N2.

4. Die maximale Oxidationsstufe von Phosphor in Kombination mit der Formel:
G. N3P04.

5. Von den aufgeführten chemischen Elementen weisen die folgenden Verbindungen die niedrigste Elektronegativität auf:
A. Beryllium.

6. Der größte Radius eines Atoms eines chemischen Elements, dessen Symbol ist:
Da ich.

7. Nur ein Stoff mit der Formel kann ein Oxidationsmittel sein:
G. HN03.

8. Orthophosphorsäure entspricht einem Oxid mit der Formel:
G. P2O5.

10. Koeffizient vor dem Oxidationsmittel im Kreislauf
Cu + HN03(dil) -> CU(N03)2 + NO + H20:
G. 8.

TEIL B. Fragen mit freier Beantwortung

11. Stellen Sie molekulare Reaktionsgleichungen nach dem Schema auf:
NEIN → N02 → HN03 → NH4N03.
Betrachten Sie Gleichung 1 aus Sicht der ORR und schreiben Sie Gleichung 3 in ionischer Form.
1. 2NO + O2 = 2NO2
N+2 -2e→N+4 Reduktionsmittel
O20 +2*2e→2O-2 Oxidationsmittel
2. 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
3. NH3 + HNO3 = NH4NO3
NH3 + H+ = NH4+

12. Vervollständigen Sie den Satz: „Allotrope Modifikationen von Phosphor sind...“
weißer, roter und schwarzer Phosphor

13. Mit welchen der Substanzen, deren Formeln lauten: Zn, CuO, Cu, NaOH, S02, NaN03, K2C03, interagiert Orthophosphorsäure? Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Reaktionen in molekularer Form auf.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Zn + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2↓ + 3H2
3CuO + 2H3PO4 = Cu3(PO4)2 + 3H2O
3K2CO3 + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2

14. Vervollständigen Sie das Schema für die thermische Zersetzung von Eisen(II)-nitrat:
Fe(N03)2 → FeO + N02 + X.
Finden Sie die Summe der Koeffizienten in der Gleichung.
2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2

15. Bei der Verbrennung von 62 g Phosphor in Sauerstoff wurden aus der theoretisch möglichen Menge 130 g Phosphor(V)oxid gewonnen. Berechnen Sie den Massenanteil der Phosphor(V)oxid-Ausbeute.
4P + 5O2 = 2P2O5
n(P) = 62/31 = 2 mol
ntheor.(P2O5) = 0,5*2 = 1 mol
mtheor.(P2O5) = 1*142 = 142 g
Ausgabe = mpract./mtheor. = 130/142=0,92 = 92 %

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe -3 werden durch Ammoniak und Metallnitride repräsentiert.

Ammoniak- NH 3 ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen stechenden Geruch. Das Ammoniakmolekül hat eine Pyramidenstruktur und enthält ein freies Elektronenpaar am Stickstoffatom:

Bei einer Temperatur von -33,4 °C kondensiert Ammoniak und bildet eine Flüssigkeit mit einer sehr hohen Verdampfungswärme, die den Einsatz als Kältemittel in industriellen Kühlanlagen ermöglicht. Flüssiges Ammoniak ist ein gutes Lösungsmittel; Alkali- und Erdalkalimetalle lösen sich darin und bilden farbige leitfähige Lösungen. In Gegenwart eines Katalysators (FeCl 3) reagiert das gelöste Metall mit Ammoniak unter Freisetzung von Wasserstoff und Bildung eines Amids, zum Beispiel:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

Natriumamid

In einer Sauerstoffatmosphäre verbrennt Ammoniak zu Stickstoff, an einem Platinkatalysator wird Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert:

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

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Ammoniak ist in Wasser sehr gut löslich und weist dort die Eigenschaften einer schwachen Base auf:

NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85·10 -5

Als Base reagiert Ammoniak mit Säuren zu Ammoniumkationensalzen, zum Beispiel:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Ammoniumsalze sind gut wasserlöslich und leicht hydrolysiert. Im kristallinen Zustand sind sie thermisch instabil. Die Zusammensetzung von Thermolyseprodukten hängt von den Eigenschaften der das Salz bildenden Säure ab:

NH 4 Cl ® NH 3 + HCl

(NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4)HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Wenn wässrige Lösungen von Ammoniumsalzen beim Erhitzen Alkalien ausgesetzt werden, wird Ammoniak freigesetzt, wodurch diese Reaktion als qualitative Reaktion für Ammoniumsalze und als Labormethode zur Herstellung von Ammoniak verwendet werden kann.

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

In der Industrie wird Ammoniak durch Direktsynthese hergestellt.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Da die Reaktion hochreversibel ist, wird die Synthese bei erhöhtem Druck (bis zu 100 mPa) durchgeführt. Um den Gleichgewichtszustand zu beschleunigen, wird der Prozess in Gegenwart eines Katalysators (durch Zusätze geförderter Eisenschwamm) und bei einer Temperatur von etwa 500 °C durchgeführt.

Nitride Alkali- und Erdalkalimetalle sind ionische Verbindungen, die von Wasser leicht unter Bildung von Ammoniak zersetzt werden.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

D-Metallnitride sind kristalline Verbindungen variabler Zusammensetzung (Bertolide), sehr feuerfest und chemisch stabil.

Hydrazin- N 2 H 4 ist die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -2.

Hydrazin ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 114 °C, die an der Luft raucht. Hydrazindämpfe sind äußerst giftig und bilden mit Luft explosive Gemische. Hydrazin wird durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit gewonnen:

2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

Hydrazin mischt sich in jedem Verhältnis mit Wasser und verhält sich in Lösung wie eine schwache Disäurebase, die zwei Salzreihen bildet.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 × 10 -7;

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH – , K b = 8,5 × 10 –15;

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

Hydrozoniumchlorid Dihydrosoniumdichlorid

Hydrazin ist das stärkste Reduktionsmittel:

4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Hydrazin und seine Derivate werden häufig als Raketentreibstoff verwendet.

Hydroxylamin- NH 2 OH ist die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -1.

Hydroxylamin ist eine farblose kristalline Substanz (Schmelzpunkt 33 °C), die in Wasser gut löslich ist und dort die Eigenschaften einer schwachen Base aufweist.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

Hydroxylamin wird durch Reduktion von Salpetersäure mit Wasserstoff zum Zeitpunkt der Freisetzung während der Elektrolyse gewonnen:

HNO 3 + 6[H] = NH 2 OH + 2H 2 O

Das Stickstoffatom im NH 2 OH-Molekül weist eine mittlere Oxidationsstufe (zwischen -3 und +5) auf, sodass Hydroxylamin sowohl als Reduktionsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken kann:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O

Reduktionsmittel

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

Oxidationsmittel

Stickstoff weist in Oxiden sowie sauerstoffhaltigen Säuren und deren Salzen positive Oxidationsstufen auf.

Stickoxid (I) - N 2 O (Lachgas, Lachgas). Die Struktur seines Moleküls kann durch die Resonanz zweier Valenzschemata vermittelt werden, die zeigen, dass diese Verbindung nur formal als Stickstoff(I)-Oxid betrachtet werden kann; in Wirklichkeit handelt es sich um Stickstoff(V)-Oxonitrid - ON +5 N -3.

N 2 O ist ein farbloses Gas mit einem schwach angenehmen Geruch. In geringen Konzentrationen löst es unbändige Freude aus, in großen Dosen hat es eine allgemein betäubende Wirkung. In der Medizin wird zur Anästhesie eine Mischung aus Lachgas (80 %) und Sauerstoff (20 %) verwendet.

Unter Laborbedingungen kann Stickstoffmonoxid (I) durch Zersetzung von Ammoniumnitrat gewonnen werden:

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

Das auf diese Weise gewonnene N 2 O enthält Verunreinigungen höherer Stickoxide, die äußerst giftig sind!

Stickstoffmonoxid (I) ist hinsichtlich seiner chemischen Eigenschaften ein typisches nicht salzbildendes Oxid; es reagiert nicht mit Wasser, Säuren und Laugen. Beim Erhitzen zerfällt es unter Bildung von Sauerstoff und Stickstoff. Aus diesem Grund kann N 2 O beispielsweise als Oxidationsmittel wirken:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

Stickoxid(II)- NO ist ein farbloses Gas, äußerst giftig. An der Luft wird es durch Sauerstoff schnell zu nicht weniger giftigem Stickoxid (IV) oxidiert. In der Industrie wird NO erzeugt, indem Luft durch einen Lichtbogen (3000–4000 °C) geleitet wird.

Eine Labormethode zur Herstellung von Stickstoffmonoxid (II) ist die Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure.

3Cu + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Stickstoff(II)-oxid ist ein nicht salzbildendes Oxid, ein starkes Reduktionsmittel und reagiert leicht mit Sauerstoff und Halogenen.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

Nitrosylchlorid

Gleichzeitig wirkt NO bei Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln als Oxidationsmittel:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

Stickoxid(III)- N 2 O 3 – Flüssigkeit von intensiver blauer Farbe (Temperatur - 100 °C). Nur im flüssigen und festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil. Gibt es offenbar in zwei Formen:

Stickstoff(III)-oxid wird durch gemeinsame Kondensation von NO- und NO 2 -Dämpfen gewonnen. Dissoziiert in Flüssigkeiten und Dämpfen.

NEIN 2 + NEIN N 2 O 3

Die Eigenschaften sind typisch für Säureoxid. Reagiert mit Wasser unter Bildung salpetriger Säure und mit Alkalien unter Bildung von Salzen - Nitriten.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Salpetersäure- mittelstarke Säure (K a = 1×10 -4). Es liegt nicht in seiner reinen Form isoliert vor; in Lösungen liegt es in zwei tautomeren Formen vor (Tautomere sind Isomere, die sich im dynamischen Gleichgewicht befinden).

Nitritform Nitroform

Salpetrige Säuresalze sind stabil. Das Nitritanion weist eine ausgeprägte Redoxdualität auf. Abhängig von den Bedingungen kann es sowohl die Funktion eines Oxidationsmittels als auch die Funktion eines Reduktionsmittels übernehmen, zum Beispiel:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Oxidationsmittel

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Reduktionsmittel

Salpetrige Säure und Nitrite neigen dazu, in einem Missverhältnis zu stehen:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Stickoxid(IV)- NO 2 ist ein braunes Gas mit starkem unangenehmen Geruch, äußerst giftig! In der Industrie entsteht NO 2 durch die Oxidation von NO. Eine Labormethode zur Herstellung von NO 2 ist die Wechselwirkung von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure sowie die thermische Zersetzung von Bleinitrat.

Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Das NO 2 -Molekül hat ein ungepaartes Elektron und ist ein stabiles freies Radikal. Daher dimerisiert Stickoxid leicht. Der Prozess ist reversibel und sehr temperaturempfindlich.

paramagnetisch, diamagnetisch,

braun farblos

Stickstoffdioxid ist ein saures Oxid, das mit Wasser reagiert und eine Mischung aus Salpetersäure und salpetriger Säure (gemischtes Anhydrid) bildet.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Stickoxid (V)- N 2 O 5 ist eine weiße kristalline Substanz. Es wird durch Dehydratisierung von Salpetersäure oder Oxidation von Stickoxid (IV) mit Ozon gewonnen:

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Im kristallinen Zustand hat N 2 O 5 eine salzartige Struktur - + -, in Dämpfen (Sublimationstemperatur 33 ° C) - molekular.

N 2 O 5 - Säureoxid - Salpetersäureanhydrid:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Salpetersäure- HNO 3 ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 84,1 °C, zersetzt sich beim Erhitzen und Lichteinwirkung.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Verunreinigungen von Stickstoffdioxid verleihen konzentrierter Salpetersäure eine gelbbraune Farbe. Salpetersäure mischt sich in jedem Verhältnis mit Wasser und ist eine der stärksten Mineralsäuren; in Lösung dissoziiert sie vollständig:

Salpetersäure ist eines der stärksten Oxidationsmittel. Die Tiefe seiner Rückgewinnung hängt von vielen Faktoren ab: Konzentration, Temperatur, Reduktionsmittel. Typischerweise entsteht bei der Oxidation mit Salpetersäure eine Mischung aus Reduktionsprodukten:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Das vorherrschende Produkt der Oxidation von Nichtmetallen und inaktiven Metallen mit konzentrierter Salpetersäure ist Stickoxid (IV):

I 2 + 10HNO 3 (konz.) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O

Pb + 4HNO 3 (konz.) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Konzentrierte Salpetersäure passiviert Eisen und Aluminium. Aluminium wird auch mit verdünnter Salpetersäure passiviert. Salpetersäure jeglicher Konzentration hat keine Wirkung auf Gold, Platin, Tantal, Rhodium und Iridium. Gold und Platin werden in Königswasser gelöst – einer Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Salzsäure im Verhältnis 1:3:

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Die starke oxidierende Wirkung von Königswasser beruht auf der Bildung von atomarem Chlor bei der Zersetzung von Nitrosylchlorid, einem Produkt der Wechselwirkung von Salpetersäure mit Chlorwasserstoff.

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O

NOCl = NO + Cl×

Ein wirksames Lösungsmittel für schwach aktive Metalle ist eine Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Flusssäure.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O

Verdünnte Salpetersäure wird bei Wechselwirkung mit Nichtmetallen und schwach aktiven Metallen überwiegend zu Stickoxid (II) reduziert, zum Beispiel:

3P + 5HNO 3 (verd.) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

3Pb + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Aktive Metalle reduzieren verdünnte Salpetersäure beispielsweise zu N 2 O, N 2 oder NH 4 NO 3.

4Zn + 10HNO 3 (dil) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Salpetersäuresalze – Nitrate sind gut wasserlöslich und thermisch instabil. Die Zersetzung von Nitraten aktiver Metalle (außer Lithium), die sich in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Magnesium befinden, führt zur Bildung von Nitriten.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Bei der Zersetzung von Lithium- und Magnesiumnitraten sowie Metallnitraten, die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale rechts von Magnesium bis hin zu Kupfer liegen, wird ein Gemisch aus Stickstoff(IV)-oxid und Sauerstoff freigesetzt.

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Nitrate von Metallen, die sich am Ende der Aktivitätsreihe befinden, zersetzen sich zu freiem Metall:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Natrium-, Kalium- und Ammoniumnitrate werden häufig zur Herstellung von Schießpulver und Sprengstoffen sowie als Stickstoffdünger (Salpeter) verwendet. Als Düngemittel werden auch Ammoniumsulfat, Ammoniakwasser und Harnstoff (Harnstoff) – ein vollständiges Amid der Kohlensäure H 2 N-C(O)-NH 2 – verwendet. Der Großteil der Salpetersäure wird bei der Herstellung von Düngemitteln und Sprengstoffen verwendet.

Salpetersäure wird industriell durch Kontakt- oder Lichtbogenverfahren hergestellt, die sich in der ersten Stufe – der Herstellung von Stickoxid (II) – unterscheiden. Das Lichtbogenverfahren basiert auf der Produktion von NO, indem Luft durch einen Lichtbogen geleitet wird. Beim Kontaktverfahren entsteht NO durch die Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff an einem Platinkatalysator. Anschließend wird Stickoxid(II) durch Luftsauerstoff zu Stickoxid(IV) oxidiert. Durch das Auflösen von NO 2 in Wasser in Gegenwart von Sauerstoff erhält man Salpetersäure mit einer Konzentration von 60-65 %.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Bei Bedarf wird Salpetersäure durch Destillation mit konzentrierter Schwefelsäure konzentriert. Im Labor kann konzentrierte Salpetersäure durch Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure auf kristallines Natriumnitrat durch Erhitzen hergestellt werden.

NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaHSO 4

Verbindungen mit der Oxidationsstufe –3. Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe -3 werden durch Ammoniak und Metallnitride repräsentiert.

Ammoniak- NH 3 ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen stechenden Geruch. Das Ammoniakmolekül hat die Geometrie einer trigonalen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Die Atomorbitale des Stickstoffs sind in S. 3- Hybridstaat. Drei Orbitale sind an der Bildung von Stickstoff-Wasserstoff-Bindungen beteiligt, und das vierte Orbital enthält ein einzelnes Elektronenpaar, das Molekül hat eine Pyramidenform. Durch die abstoßende Wirkung des freien Elektronenpaars verringert sich der Bindungswinkel von den erwarteten 109,5° auf 107,3°.

Das Vorhandensein eines einzelnen Elektronenpaars am Stickstoffatom ermöglicht die Bildung einer weiteren kovalenten Bindung über den Donor-Akzeptor-Mechanismus. So kommt es in einer sauren Umgebung zur Bildung des molekularen Ammoniumkations – NH 4 +. Die Bildung der vierten kovalenten Bindung führt aufgrund der gleichmäßigen Abstoßung der Wasserstoffatome zur Ausrichtung der Bindungswinkel (109,5°).

Flüssiges Ammoniak ist ein gutes selbstionisierendes Lösungsmittel:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

Amidanion

Darin lösen sich Alkali- und Erdalkalimetalle und bilden farbige leitfähige Lösungen. In Gegenwart eines Katalysators (FeCl 3) reagiert das gelöste Metall mit Ammoniak unter Freisetzung von Wasserstoff und Bildung eines Amids, zum Beispiel:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

Natriumamid

Ammoniak ist in Wasser sehr gut löslich (bei 20 °C lösen sich etwa 700 Volumenteile Ammoniak in einem Volumenteil Wasser). In wässrigen Lösungen weist es die Eigenschaften einer schwachen Base auf.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85·10 -5

In einer Sauerstoffatmosphäre verbrennt Ammoniak zu Stickstoff, an einem Platinkatalysator wird Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Als Base reagiert Ammoniak mit Säuren zu Ammoniumkationensalzen, zum Beispiel:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4)HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

In der Industrie wird Ammoniak durch Direktsynthese hergestellt.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Da die Reaktion hochreversibel ist, wird die Synthese bei erhöhtem Druck (bis zu 100 mPa) durchgeführt. Um den Prozess zu beschleunigen, wird er in Gegenwart eines Katalysators (durch Zusätze geförderter Eisenschwamm) und bei einer Temperatur von etwa 500 °C durchgeführt.

Nitride entstehen durch Reaktionen vieler Metalle und Nichtmetalle mit Stickstoff. Die Eigenschaften von Nitriden verändern sich im Laufe der Zeit auf natürliche Weise. Zum Beispiel für Elemente der dritten Periode:

Nitride von S-Elementen der Gruppen I und II sind kristalline salzartige Substanzen, die sich mit Wasser leicht zu Ammoniak zersetzen.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Von den Halogennitriden im freien Zustand wird nur Cl 3 N isoliert; der saure Charakter zeigt sich in der Reaktion mit Wasser:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3

Die Wechselwirkung von Nitriden unterschiedlicher Natur führt zur Bildung gemischter Nitride:

Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

Lithiumnitridgermanat(IV)-nitridealuminat

Nitride BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 sind feste Polymersubstanzen mit hohen Schmelzpunkten (2000–3000 °C), sie sind Halbleiter oder Dielektrika. D-Metallnitride sind kristalline Verbindungen variabler Zusammensetzung (Bertolide), sehr hart, feuerfest und chemisch stabil, weisen metallische Eigenschaften auf: metallischer Glanz, elektrische Leitfähigkeit.

Verbindungen mit der Oxidationsstufe –2. Hydrazin – N 2 H 4 – die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -2.

Hydrazin ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 113,5 °C, die an der Luft raucht. Hydrazindämpfe sind äußerst giftig und bilden mit Luft explosive Gemische. Hydrazin wird durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit gewonnen:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Hydrazin mischt sich in jedem Verhältnis mit Wasser und verhält sich in Lösung wie eine schwache Disäurebase, die zwei Salzreihen bildet.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3 × 10 -7;

Hydrozoniumkation

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH – , K b = 8,5 × 10 –15;

Dihydrosoniumkation

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

Hydrozoniumchlorid Dihydrosoniumdichlorid

Hydrazin ist das stärkste Reduktionsmittel:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Unsymmetrisches Dimethylhydrazin (Heptyl) wird häufig als Raketentreibstoff verwendet.

Verbindungen mit der Oxidationsstufe –1. Hydroxylamin – NH 2 OH – ist die wichtigste anorganische Stickstoffverbindung in der Oxidationsstufe -1.

Hydroxylamin wird durch Reduktion von Salpetersäure mit Wasserstoff zum Zeitpunkt der Freisetzung während der Elektrolyse gewonnen:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

Dabei handelt es sich um eine farblose kristalline Substanz (Schmelzpunkt 33 °C), die in Wasser gut löslich ist und in dem sie die Eigenschaften einer schwachen Base aufweist. Mit Säuren entstehen Hydroxylammoniumsalze – stabile, farblose, wasserlösliche Substanzen.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

Hydroxylammoniumion

Das Stickstoffatom im NH 2 OH-Molekül weist eine mittlere Oxidationsstufe (zwischen -3 und +5) auf, sodass Hydroxylamin sowohl als Reduktionsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken kann:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

Reduktionsmittel

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

Oxidationsmittel

NH 2 OH zersetzt sich beim Erhitzen leicht und unterliegt einer Disproportionierung:

3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +1. Stickoxid (I) – N 2 O (Distickstoffmonoxid, Lachgas). Die Struktur seines Moleküls kann durch die Resonanz zweier Valenzschemata vermittelt werden, die zeigen, dass diese Verbindung nur formal als Stickstoff(I)-Oxid betrachtet werden kann; in Wirklichkeit handelt es sich um Stickstoff(V)-Oxonitrid - ON +5 N -3.

N 2 O ist ein farbloses Gas mit einem schwach angenehmen Geruch. In geringen Konzentrationen löst es unbändige Freude aus, in großen Dosen hat es eine allgemein betäubende Wirkung. In der Medizin wurde zur Anästhesie eine Mischung aus Lachgas (80 %) und Sauerstoff (20 %) verwendet.

Unter Laborbedingungen kann Stickstoffmonoxid (I) durch Zersetzung von Ammoniumnitrat gewonnen werden. Das auf diese Weise gewonnene N 2 O enthält Verunreinigungen höherer Stickoxide, die äußerst giftig sind!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +2. Stickstoff(II)-oxid – NO – ein farbloses Gas, äußerst giftig. An der Luft wird es durch Sauerstoff schnell zu nicht weniger giftigem Stickoxid (IV) oxidiert. In der Industrie wird NO durch die Oxidation von Ammoniak an einem Platinkatalysator oder durch Durchleiten von Luft durch einen Lichtbogen (3000–4000 °C) erzeugt.

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O; N2 + O2 = 2NO

Eine Labormethode zur Herstellung von Stickstoffmonoxid (II) ist die Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure.

3Cu + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Stickstoff(II)-oxid ist ein nicht salzbildendes Oxid, ein starkes Reduktionsmittel und reagiert leicht mit Sauerstoff und Halogenen.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

Nitrosylchlorid

Gleichzeitig wirkt NO bei Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln als Oxidationsmittel:

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4P = 5N 2 + 2P 2 O 5

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +3. Stickstoff(III)-oxid – N 2 O 3 – Flüssigkeit von intensiv blauer Farbe (Temperatur -100 °C). Nur im flüssigen und festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil. Gibt es offenbar in zwei Formen:

Stickstoff(III)-oxid wird durch gemeinsame Kondensation von NO- und NO 2 -Dämpfen gewonnen. Dissoziiert in Flüssigkeiten und Dämpfen.

NEIN 2 + NEIN N 2 O 3

Die Eigenschaften sind typisch für Säureoxid. Reagiert mit Wasser unter Bildung salpetriger Säure und mit Alkalien unter Bildung von Salzen - Nitriten.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Salpetersäure- mittelstarke Säure (K a = 1×10 -4). Es liegt nicht in reiner Form isoliert vor; in Lösungen liegt es in zwei tautomeren Formen vor (Tautomere sind Isomere, die sich im dynamischen Gleichgewicht befinden).

Nitritform Nitroform

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Oxidationsmittel

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Reduktionsmittel

Salpetrige Säure und Nitrite neigen dazu, in einem Missverhältnis zu stehen:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +4. Stickoxid (IV) – NO 2 – braunes Gas mit einem stechenden unangenehmen Geruch. Extrem giftig! In der Industrie entsteht NO 2 durch die Oxidation von NO. Eine Labormethode zur Herstellung von NO 2 ist die Wechselwirkung von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure sowie die thermische Zersetzung von Bleinitrat.

Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Das NO 2 -Molekül verfügt über ein ungepaartes Elektron und ist ein stabiles freies Radikal, sodass Stickoxid leicht dimerisiert.

Der Dimerisierungsprozess ist reversibel und sehr temperaturempfindlich:

paramagnetisch, diamagnetisch,

braun farblos

Stickstoffdioxid ist ein saures Oxid, das mit Wasser reagiert und eine Mischung aus Salpetersäure und salpetriger Säure (gemischtes Anhydrid) bildet.

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +5. Stickoxid (V) – N 2 O 5 – eine weiße kristalline Substanz. Es wird durch Dehydratisierung von Salpetersäure oder Oxidation von Stickoxid (IV) mit Ozon gewonnen:

2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Im kristallinen Zustand hat N 2 O 5 eine salzartige Struktur - + -, in Dämpfen (Sublimationstemperatur 33 ° C) - molekular.

N 2 O 5 - Säureoxid - Salpetersäureanhydrid:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Salpetersäure- HNO 3 ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 84,1 °C, zersetzt sich beim Erhitzen und Lichteinwirkung.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Verunreinigungen von Stickstoffdioxid verleihen konzentrierter Salpetersäure eine gelbbraune Farbe. Salpetersäure lässt sich in jedem Verhältnis mit Wasser mischen und ist eine der stärksten Mineralsäuren; sie dissoziiert in Lösung vollständig.

Die Struktur des Salpetersäuremoleküls wird durch die folgenden Strukturformeln beschrieben:

Schwierigkeiten beim Schreiben der Strukturformel von HNO 3 werden durch die Tatsache verursacht, dass Stickstoff als Element der zweiten Periode mit der Oxidationsstufe +5 in dieser Verbindung nur vier kovalente Bindungen bilden kann.

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Das vorherrschende Produkt der Oxidation von Nichtmetallen und inaktiven Metallen mit konzentrierter Salpetersäure ist Stickoxid (IV):

I 2 + 10HNO 3 (konz.) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

Pb + 4HNO 3 (konz.) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Ein wirksames Lösungsmittel für schwach aktive Metalle ist eine Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Flusssäure.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O

Verdünnte Salpetersäure wird bei Wechselwirkung mit Nichtmetallen und schwach aktiven Metallen überwiegend zu Stickoxid (II) reduziert, zum Beispiel:

3P + 5HNO 3 (verdünnt) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Aktive Metalle reduzieren verdünnte Salpetersäure beispielsweise zu N 2 O, N 2 oder NH 4 NO 3.

4Zn + 10HNO 3 (dil) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Der Großteil der Salpetersäure wird bei der Herstellung von Düngemitteln und Sprengstoffen verwendet.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Bei Bedarf wird Salpetersäure durch Destillation mit konzentrierter Schwefelsäure konzentriert. Im Labor kann 100 % Salpetersäure durch Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure auf kristallines Natriumnitrat beim Erhitzen gewonnen werden.

NaNO 3 (cr) + H 2 SO 4 (konz) = HNO 3 + NaHSO 4

Salpetersäuresalze- Nitrate - gut wasserlöslich, thermisch instabil. Die Zersetzung von Nitraten aktiver Metalle (außer Lithium), die sich in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Magnesium befinden, führt zur Bildung von Nitriten. Zum Beispiel:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Nitrate von Metallen, die sich am Ende der Aktivitätsreihe befinden, zersetzen sich zu freiem Metall:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Wasserstoffazid(Dinitridonitrat) – HN 3 (HNN 2) – farblose flüchtige Flüssigkeit (Schmelzpunkt –80 °C, Siedepunkt 37 °C) mit stechendem Geruch. Das zentrale Stickstoffatom befindet sich in sp-Hybridisierung, die Oxidationsstufe ist +5, die benachbarten Atome haben die Oxidationsstufe –3. Molekülstruktur:

Eine wässrige Lösung von HN 3 -Salpetersäure hat eine ähnliche Stärke wie Essigsäure, K a = 2,6 × 10 -5. Stabil in verdünnten Lösungen. Es wird durch Reaktion von Hydrazin und salpetriger Säure gewonnen:

N 2 H 4 + HNO 2 = HN 3 + 2 H 2 O

Die oxidativen Eigenschaften von HN 3 (HN +5 N 2) ähneln Salpetersäure. Wenn also bei der Wechselwirkung eines Metalls mit Salpetersäure Stickoxide (II) und Wasser entstehen, entstehen bei salpetriger Säure Stickstoff und Ammoniak. Zum Beispiel,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Eine Mischung aus HN 3 und HCl verhält sich wie Königswasser. Salze der Salpetersäure - Azide. Nur Alkalimetallazide sind relativ stabil; bei Temperaturen > 300 °C zerfallen sie ohne Explosion. Der Rest zerfällt bei Schlag oder Erhitzung explosionsartig. Bleiazid wird bei der Herstellung von Zündern verwendet:

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Das Ausgangsprodukt zur Herstellung von Aziden ist NaN 3, das durch die Reaktion von Natriumamid und Stickoxid (I) entsteht:

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2.Phosphor

Phosphor wird in der Natur durch ein Isotop repräsentiert - 31 P, der Anteil von Phosphor beträgt 0,05 Mol-%. Es kommt in Form von Phosphatmineralien vor: Ca 3 (PO 4) 2 – Phosphorit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) – Apatite. Es ist Bestandteil der Knochen und Zähne von Tieren und Menschen sowie der Zusammensetzung von Nukleinsäuren (DNA und RNA) und Adenosinphosphorsäuren (ATP, ADP und AMP).

Phosphor wird durch Reduktion von Phosphorit mit Koks in Gegenwart von Siliziumdioxid gewonnen.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Eine einfache Substanz – Phosphor – bildet mehrere allotrope Modifikationen, von denen die wichtigsten weißer, roter und schwarzer Phosphor sind. Weißer Phosphor entsteht durch Kondensation von Phosphordampf und ist eine weiße, wachsartige Substanz (Fp. 44 °C), unlöslich in Wasser, löslich in einigen organischen Lösungsmitteln. Weißer Phosphor hat eine molekulare Struktur und besteht aus tetraedrischen P4-Molekülen.

Die Bindungsspannung (P-P-P-Bindungswinkel beträgt nur 60°) verursacht die hohe Reaktivität und Toxizität von weißem Phosphor (tödliche Dosis von etwa 0,1 g). Da weißer Phosphor in Fetten gut löslich ist, kann Milch nicht als Gegenmittel bei Vergiftungen verwendet werden. An der Luft entzündet sich weißer Phosphor spontan und wird daher in hermetisch verschlossenen Chemikalienbehältern unter einer Wasserschicht gelagert.

Roter Phosphor hat eine Polymerstruktur. Es wird durch Erhitzen von weißem Phosphor oder Bestrahlen mit Licht gewonnen. Im Gegensatz zu weißem Phosphor ist es wenig reaktiv und ungiftig. Allerdings können Restmengen an weißem Phosphor roten Phosphor giftig machen!

Schwarzer Phosphor wird durch Erhitzen von weißem Phosphor unter einem Druck von 120.000 atm gewonnen. Es hat eine Polymerstruktur, hat Halbleitereigenschaften, ist chemisch stabil und ungiftig.

Chemische Eigenschaften. Weißer Phosphor wird bei Raumtemperatur spontan durch Luftsauerstoff oxidiert (die Oxidation von rotem und schwarzem Phosphor erfolgt beim Erhitzen). Die Reaktion verläuft in zwei Stufen und wird von Lumineszenz (Chemilumineszenz) begleitet.

2P + 3O 2 = 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Phosphor interagiert auch schrittweise mit Schwefel und Halogenen.

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Bei der Wechselwirkung mit aktiven Metallen wirkt Phosphor als Oxidationsmittel und bildet Phosphide – Phosphorverbindungen in der Oxidationsstufe -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Oxidierende Säuren (Salpetersäure und konzentrierte Schwefelsäure) oxidieren Phosphor zu Phosphorsäure.

P + 5HNO 3 (konz.) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Beim Kochen mit Alkalilösungen disproportioniert weißer Phosphor:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

Phosphinkaliumhypophosphit

Typ