حداکثر مقدار درجه اکسیداسیون نیتروژن. حالت های اکسیداسیون نیتروژن در آمونیوم. تست کوتاه با موضوع "وضعیت اکسیداسیون"

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون -3 توسط آمونیاک و نیتریدهای فلزی نشان داده می شوند.

آمونیاک- NH 3 گازی بی رنگ با بوی تند مشخص است. مولکول آمونیاک ساختاری هرمی دارد و شامل یک جفت الکترون تنها روی اتم نیتروژن است:

در دمای 33.4- درجه سانتیگراد آمونیاک متراکم شده و مایعی با حرارت تبخیر بسیار بالا تشکیل می دهد که امکان استفاده از آن به عنوان مبرد در واحدهای تبرید صنعتی را فراهم می کند. آمونیاک مایع یک حلال خوب است. در حضور یک کاتالیزور (FeCl 3)، فلز محلول با آمونیاک واکنش داده و هیدروژن آزاد می کند و یک آمید تشکیل می دهد، به عنوان مثال:

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

سدیم آمید

در اتمسفر اکسیژن، آمونیاک می سوزد و نیتروژن را روی یک کاتالیزور پلاتین تشکیل می دهد، آمونیاک به اکسید نیتروژن (II) اکسید می شود.

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

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

آمونیاک در آب بسیار محلول است که در آن خواص یک پایه ضعیف را نشان می دهد:

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

= 1.85·10 -5

به عنوان یک پایه، آمونیاک با اسیدها واکنش می دهد و نمک های کاتیونی آمونیوم را تشکیل می دهد، به عنوان مثال:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

نمک های آمونیوم بسیار محلول در آب هستند و کمی هیدرولیز می شوند. در حالت کریستالی از نظر حرارتی ناپایدار هستند. ترکیب محصولات ترمولیز به خواص اسید تشکیل دهنده نمک بستگی دارد:

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

هنگامی که محلول های آبی نمک های آمونیوم در معرض مواد قلیایی قرار می گیرند، آمونیاک آزاد می شود، که اجازه می دهد تا از این واکنش به عنوان یک واکنش کیفی برای نمک های آمونیوم و به عنوان یک روش آزمایشگاهی برای تولید آمونیاک استفاده شود.

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

در صنعت آمونیاک از طریق سنتز مستقیم تولید می شود.

N 2 + 3H 2 2NH 3

از آنجایی که واکنش بسیار برگشت پذیر است، سنتز در فشار بالا (تا 100 میلی پاسکال) انجام می شود. برای تسریع لحظه تعادل، این فرآیند در حضور یک کاتالیزور (آهن اسفنجی که توسط مواد افزودنی ترویج می شود) و در دمای حدود 500 درجه سانتی گراد انجام می شود.

نیتریدهافلزات قلیایی و قلیایی خاکی ترکیبات یونی هستند که به راحتی توسط آب تجزیه می شوند و آمونیاک ایجاد می کنند.

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

نیتریدهای D-فلز ترکیبات کریستالی با ترکیب متغیر (برتولیدها)، بسیار نسوز و از نظر شیمیایی پایدار هستند.

هیدرازین- N 2 H 4 مهمترین ترکیب نیتروژن معدنی در حالت اکسیداسیون -2 است.

هیدرازین مایعی بی رنگ با نقطه جوش 114 درجه سانتی گراد است که در هوا دود می کند. بخارات هیدرازین بسیار سمی هستند و با هوا مخلوط های انفجاری تشکیل می دهند. هیدرازین از اکسید کردن آمونیاک با هیپوکلریت سدیم به دست می آید:

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

هیدرازین به هر نسبت با آب مخلوط می شود و در محلول مانند یک باز دی اسید ضعیف عمل می کند و دو سری نمک را تشکیل می دهد.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH -، Kb = 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

هیدروزونیوم کلرید دی هیدروسونیوم دی کلرید

هیدرازین قوی ترین عامل کاهش دهنده است:

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

هیدرازین و مشتقات آن به طور گسترده ای به عنوان سوخت موشک استفاده می شود.

هیدروکسیل آمین- NH 2 OH اصلی ترین ترکیب نیتروژن معدنی در حالت اکسیداسیون -1 است.

هیدروکسی آمین یک ماده کریستالی بی رنگ (mp 33 درجه سانتیگراد)، بسیار محلول در آب است که در آن خواص یک باز ضعیف را نشان می دهد.

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

هیدروکسیل آمین با احیای اسید نیتریک با هیدروژن در زمان آزاد شدن در طی الکترولیز به دست می آید:

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

اتم نیتروژن در مولکول NH 2 OH حالت اکسیداسیون متوسطی را نشان می دهد (بین -3 و +5)، بنابراین هیدروکسیل آمین می تواند هم به عنوان یک عامل کاهنده و هم به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند:

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

عامل کاهنده

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

اکسید کننده

نیتروژن حالت های اکسیداسیون مثبت را در اکسیدها و همچنین اسیدهای حاوی اکسیژن و نمک های آنها نشان می دهد.

اکسید نیتریک (I) - N 2 O (اکسید نیتروژن، گاز خنده). ساختار مولکول آن را می توان با رزونانس دو طرح ظرفیتی منتقل کرد، که نشان می دهد این ترکیب را فقط می توان به طور رسمی به عنوان اکسید نیتروژن (I) در نظر گرفت، این اکسونیترید نیتروژن (V) است - ON +5 N -3.

N 2 O گازی بی رنگ با بوی مطبوع ضعیف است. در غلظت های کوچک باعث شادی بی حد و حصر می شود، در دوزهای زیاد اثر بیهوشی عمومی دارد. مخلوطی از اکسید نیتروژن (80%) و اکسیژن (20%) در پزشکی برای بیهوشی استفاده می شود.

در شرایط آزمایشگاهی، اکسید نیتریک (I) را می توان با تجزیه نیترات آمونیوم به دست آورد:

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

N 2 O بدست آمده با این روش حاوی ناخالصی هایی از اکسیدهای نیتروژن بالاتر است که بسیار سمی هستند!

از نظر خواص شیمیایی، اکسید نیتریک (I) یک اکسید معمولی غیر نمک ساز است که با آب، اسیدها و قلیاها واکنش نشان نمی دهد. هنگامی که گرم می شود، تجزیه می شود و اکسیژن و نیتروژن تشکیل می شود. به همین دلیل، N 2 O می تواند به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند، به عنوان مثال:

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

اکسید نیتریک (II)- NO یک گاز بی رنگ، بسیار سمی است. در هوا به سرعت توسط اکسیژن اکسید می شود و اکسید نیتروژن کمتر سمی (IV) تشکیل می شود. در صنعت، NO با عبور هوا از یک قوس الکتریکی (3000-4000 درجه سانتیگراد) تولید می شود.

یک روش آزمایشگاهی برای تولید اکسید نیتریک (II) واکنش مس با اسید نیتریک رقیق است.

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

اکسید نیتروژن (II) یک اکسید غیر نمک ساز، یک عامل احیا کننده قوی است و به راحتی با اکسیژن و هالوژن ها واکنش می دهد.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

نیتروزیل کلرید

در عین حال، هنگام تعامل با عوامل کاهنده قوی، NO به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

اکسید نیتریک (III)- N 2 O 3 - مایع با رنگ آبی شدید (درجه حرارت - 100 درجه سانتیگراد). فقط در حالت مایع و جامد در دماهای پایین پایدار است. ظاهراً به دو صورت وجود دارد:

اکسید نیتروژن (III) از تراکم مشترک بخارات NO و NO 2 به دست می آید. در مایعات و بخارات تجزیه می شود.

NO 2 + NO N 2 O 3

خواص اکسید اسید معمولی است. با آب واکنش می دهد و اسید نیتروژن تشکیل می دهد و با مواد قلیایی نمک ها - نیتریت ها را تشکیل می دهد.

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

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

اسید نیتروژن- اسید با قدرت متوسط ​​(Ka = 1×10 -4). در محلول‌ها به صورت خالص جدا نمی‌شود و به دو شکل توتومر وجود دارد (توتومرها ایزومرهایی هستند که در تعادل دینامیکی هستند).

نیتریت فرم نیترو

نمک های اسید نیتروژن پایدار هستند. آنیون نیتریت دوگانگی ردوکس برجسته را نشان می دهد. بسته به شرایط، می تواند هم عملکرد یک عامل اکسید کننده و هم عملکرد یک عامل کاهنده را انجام دهد، به عنوان مثال:

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

اکسید کننده

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

عامل کاهنده

اسید نیتروژن و نیتریت ها تمایل به نامتناسب دارند:

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

اکسید نیتریک (IV)- NO 2 یک گاز قهوه ای رنگ، با بوی نامطبوع قوی، بسیار سمی است! در صنعت، NO 2 از اکسیداسیون NO تولید می شود. یک روش آزمایشگاهی برای تولید NO 2 برهمکنش مس با اسید نیتریک غلیظ و همچنین تجزیه حرارتی نیترات سرب است.

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

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

مولکول NO 2 یک الکترون جفت نشده دارد و یک رادیکال آزاد پایدار است. بنابراین، اکسید نیتریک به راحتی دیمر می شود. این فرآیند برگشت پذیر است و به دما بسیار حساس است.

پارامغناطیس، دیامغناطیس،

قهوه ای بی رنگ

دی اکسید نیتروژن یک اکسید اسیدی است که با آب واکنش داده و مخلوطی از اسید نیتریک و نیتروژن (انیدرید مخلوط) را تشکیل می دهد.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

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

اکسید نیتریک (V)- N 2 O 5 یک ماده کریستالی سفید است. از کم آبی اسید نیتریک یا اکسیداسیون نیتریک اکسید (IV) با ازن به دست می آید:

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

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

در حالت کریستالی، N 2 O 5 دارای ساختار نمک مانند - + -، در بخارات (دمای عالی 33 درجه سانتیگراد) - مولکولی است.

N 2 O 5 - اکسید اسید - انیدرید اسید نیتریک:

N2O5 + H2O = 2HNO3

اسید نیتریک- HNO 3 یک مایع بی رنگ با نقطه جوش 84.1 درجه سانتیگراد است که در اثر حرارت و قرار گرفتن در معرض نور تجزیه می شود.

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

ناخالصی های دی اکسید نیتروژن به اسید نیتریک غلیظ رنگ زرد مایل به قهوه ای می دهد. اسید نیتریک به هر نسبت با آب مخلوط می شود و یکی از قوی ترین اسیدهای معدنی است که به طور کامل در محلول تجزیه می شود.

اسید نیتریک یکی از قوی ترین عوامل اکسید کننده است. عمق بازیابی آن به عوامل زیادی بستگی دارد: غلظت، دما، عامل کاهنده. به طور معمول، اکسیداسیون با اسید نیتریک مخلوطی از محصولات احیا را تولید می کند:

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

محصول غالب اکسیداسیون غیر فلزات و فلزات غیرفعال با اسید نیتریک غلیظ، اکسید نیتریک (IV) است:

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

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

اسید نیتریک غلیظ آهن و آلومینیوم را غیرفعال می کند. آلومینیوم حتی با اسید نیتریک رقیق غیرفعال می شود. اسید نیتریک با هر غلظتی روی طلا، پلاتین، تانتالم، رودیوم و ایریدیم اثری ندارد. طلا و پلاتین در aqua regia حل می شوند - مخلوطی از اسیدهای نیتریک و هیدروکلریک غلیظ به نسبت 1: 3:

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

اثر اکسید کننده قوی آبزیان به دلیل تشکیل کلر اتمی در طی تجزیه نیتروزیل کلرید است که محصول برهمکنش اسید نیتریک با کلرید هیدروژن است.

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

NOCl = NO + Cl×

یک حلال موثر برای فلزات کم فعال، مخلوطی از اسیدهای نیتریک و هیدروفلوئوریک غلیظ است.

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

اسید نیتریک رقیق، هنگام تعامل با غیر فلزات و فلزات کم فعال، عمدتاً به اکسید نیتروژن (II) کاهش می یابد، به عنوان مثال:

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

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

برای مثال، فلزات فعال اسید نیتریک رقیق را به N 2 O، N 2 یا NH 4 NO 3 کاهش می دهند،

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

نمک های اسید نیتریک - نیترات ها در آب بسیار محلول هستند و از نظر حرارتی ناپایدار هستند. تجزیه نیترات های فلزات فعال (به استثنای لیتیوم) که در سری پتانسیل های الکترود استاندارد در سمت چپ منیزیم قرار دارند، منجر به تشکیل نیتریت ها می شود.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

در طی تجزیه نیترات های لیتیوم و منیزیم و همچنین نیترات های فلزی واقع در سری پتانسیل های الکترود استاندارد در سمت راست منیزیم تا مس، مخلوطی از اکسید نیتروژن (IV) و اکسیژن آزاد می شود.

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

نیترات های فلزات واقع در انتهای سری فعالیت به فلز آزاد تجزیه می شوند:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

نیترات های سدیم، پتاسیم و آمونیوم به طور گسترده برای تولید باروت و مواد منفجره و همچنین به عنوان کودهای نیتروژن (نمک) استفاده می شود. سولفات آمونیوم، آب آمونیاک و اوره (اوره) - آمید کامل اسید کربنیک H 2 N-C(O)-NH 2 - نیز به عنوان کود استفاده می شود. عمده اسید نیتریک در تولید کودها و مواد منفجره استفاده می شود.

اسید نیتریک به صورت صنعتی با روش تماس یا قوس تولید می شود که در مرحله اول - تولید اکسید نیتریک (II) متفاوت است. روش قوس بر اساس تولید NO با عبور هوا از یک قوس الکتریکی است. در روش تماس، NO از اکسیداسیون آمونیاک با اکسیژن بر روی کاتالیزور پلاتین تولید می شود. سپس، اکسید نیتروژن (II) توسط اکسیژن اتمسفر به اکسید نیتروژن (IV) اکسید می شود. با حل کردن NO 2 در آب در مجاورت اکسیژن، اسید نیتریک با غلظت 60-65 درصد به دست می آید.

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

در صورت لزوم، اسید نیتریک با تقطیر با اسید سولفوریک غلیظ تغلیظ می شود. در آزمایشگاه، اسید نیتریک غلیظ را می توان با عمل اسید سولفوریک غلیظ بر روی نیترات سدیم کریستالی با حرارت دادن تهیه کرد.

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

نیتروژن، N (نیتروژنیوم) ، عنصر شیمیایی (در شماره 7) زیر گروه VA جدول تناوبی عناصر. جو زمین حاوی 78 درصد (حجم) نیتروژن است. برای نشان دادن اینکه این ذخایر نیتروژن چقدر بزرگ هستند، توجه می کنیم که در جو بالای هر کیلومتر مربع از سطح زمین نیتروژن زیادی وجود دارد که تا 50 میلیون تن نیترات سدیم یا 10 میلیون تن آمونیاک (ترکیبی از نیتروژن با هیدروژن) را می توان از آن به دست آورد، اما این بخش کوچکی از نیتروژن موجود در پوسته زمین را تشکیل می دهد. وجود نیتروژن آزاد نشان دهنده بی اثر بودن آن و دشواری برهمکنش با عناصر دیگر در دماهای معمولی است. نیتروژن ثابت بخشی از مواد آلی و معدنی است. زندگی گیاهی و جانوری حاوی نیتروژن متصل به کربن و اکسیژن در پروتئین ها است. علاوه بر این، ترکیبات معدنی حاوی نیتروژن مانند نیترات (NO 3)، نیتریت ها (NO2)، سیانیدها (CN)، نیتریدها (N3) و آزیدها (N3). مرجع تاریخی آزمایش‌های A. Lavoisier که به مطالعه نقش جو در حفظ حیات و فرآیندهای احتراق اختصاص داشت، وجود یک ماده نسبتاً بی‌اثر در جو را تأیید کرد. لاووازیه بدون تعیین ماهیت عنصری گاز باقیمانده پس از احتراق، آن را آزوت نامید که در یونانی باستان به معنای "بی جان" است. در سال 1772، دی رادرفورد از ادینبورگ ثابت کرد که این گاز یک عنصر است و آن را "هوای مضر" نامید. نام لاتین نیتروژن از کلمات یونانی nitron و گرفته شده است gen که به معنای «نمره‌ساز» است.تثبیت نیتروژن و چرخه نیتروژن اصطلاح "تثبیت نیتروژن" به فرآیند تثبیت نیتروژن N اتمسفر اشاره دارد 2 . در طبیعت، این اتفاق می‌تواند به دو صورت اتفاق بیفتد: یا حبوبات، مانند نخود، شبدر و سویا، گره‌هایی روی ریشه‌های خود جمع می‌کنند که در آن باکتری‌های تثبیت‌کننده نیتروژن آن را به نیترات تبدیل می‌کنند، یا نیتروژن اتمسفر توسط اکسیژن در شرایط رعد و برق اکسید می‌شود. S. Arrhenius دریافت که تا 400 میلیون تن نیتروژن سالانه به این روش ثابت می شود. در جو، اکسیدهای نیتروژن با آب باران ترکیب می شوند و اسیدهای نیتریک و نیتروژن را تشکیل می دهند. علاوه بر این، مشخص شده است که با بارش باران و برف، تقریبا. 6700 گرم نیتروژن؛ با رسیدن به خاک به نیتریت و نیترات تبدیل می شوند. گیاهان از نیترات ها برای تشکیل پروتئین های گیاهی استفاده می کنند. حیوانات با تغذیه از این گیاهان، مواد پروتئینی گیاهان را جذب و به پروتئین حیوانی تبدیل می کنند. پس از مرگ جانوران و گیاهان، آنها تجزیه می شوند و ترکیبات نیتروژن به آمونیاک تبدیل می شوند. آمونیاک به دو صورت استفاده می شود: باکتری هایی که نیترات را تشکیل نمی دهند، آن را به عناصر تجزیه می کنند و نیتروژن و هیدروژن آزاد می کنند و سایر باکتری ها از آن نیتریت تشکیل می دهند که توسط باکتری های دیگر اکسید می شوند و به نیترات تبدیل می شوند. به این ترتیب چرخه نیتروژن در طبیعت یا چرخه نیتروژن رخ می دهد.ساختار هسته و پوسته الکترونی. دو ایزوتوپ پایدار نیتروژن در طبیعت وجود دارد: با عدد جرمی 14 (حاوی 7 پروتون و 7 نوترون) و باجرم شماره 15 (حاوی 7 پروتون و 8 نوترون). نسبت آنها 99.635:0.365 است، بنابراین جرم اتمی نیتروژن 14.008 است. ایزوتوپ های ناپایدار نیتروژن 12 N، 13 N، 16 N، 17 N به صورت مصنوعی به دست می آیند.ساختار الکترونیکی شماتیک اتم نیتروژناست: 1 س 2 2س 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . در نتیجه، پوسته الکترونی خارجی (دوم) حاوی 5 الکترون است که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. اوربیتال های نیتروژن همچنین می توانند الکترون ها را بپذیرند، به عنوان مثال. امکان تشکیل ترکیباتی با حالت اکسیداسیون از ( II ط) تا (V) و معلوم است. همچنین ببینیدساختار اتمی.نیتروژن مولکولی از تعیین چگالی گاز ثابت شده است که مولکول نیتروژن دو اتمی است، یعنی. فرمول مولکولی نیتروژن N استє N (یا N 2 ). دو اتم نیتروژن دارای سه اتم بیرونی هستند 2پ- الکترون های هر اتم یک پیوند سه گانه تشکیل می دهند:N:::N:، و جفت الکترون را تشکیل می دهند. فاصله بین اتمی اندازه گیری شده N N برابر است با 1.095 Å . همانطور که در مورد هیدروژن است (سانتی متر. هیدروژن)، مولکول های نیتروژن با اسپین های هسته ای مختلف - متقارن و ضد متقارن وجود دارد. در دماهای معمولی، نسبت اشکال متقارن و ضد متقارن 2:1 است. در حالت جامد، دو تغییر نیتروژن شناخته شده است: آ مکعب و ب شش ضلعی با دمای انتقال a® b 237.39 درجه ج. اصلاح ب در 209.96 ذوب می شود° درجه سانتی گراد و در 195.78 به جوش می آید° C در 1 atm ( سانتی متر. جدول 1). انرژی تفکیک یک مول (28.016 گرم یا 6.023فصل 10 23 مولکول ها) نیتروژن مولکولی به اتم ( N 2 2N) تقریباً 225 کیلو کالری است. بنابراین، نیتروژن اتمی می تواند در طول یک تخلیه الکتریکی آرام تشکیل شود و از نظر شیمیایی فعال تر از نیتروژن مولکولی است.رسید و درخواست. روش به دست آوردن نیتروژن عنصری به خلوص مورد نیاز بستگی دارد. نیتروژن در مقادیر زیادی برای سنتز آمونیاک به دست می آید، در حالی که مخلوط های کوچک گازهای نجیب قابل قبول است.نیتروژن از جو. از نظر اقتصادی، انتشار نیتروژن از جو به دلیل روش کم هزینه مایع سازی هوای تصفیه شده (بخار آب، CO2) است. 2 گرد و غبار و سایر ناخالصی ها حذف می شوند). چرخه های متوالی فشرده سازی، خنک سازی و انبساط چنین هوایی منجر به مایع شدن آن می شود. هوای مایع با افزایش آهسته دما در معرض تقطیر کسری قرار می گیرد. ابتدا گازهای نجیب آزاد می شوند، سپس نیتروژن و اکسیژن مایع باقی می ماند. خالص سازی با فرآیندهای شکنش مکرر به دست می آید. این روش سالانه میلیون‌ها تن نیتروژن تولید می‌کند که عمدتاً برای سنتز آمونیاک است که ماده اولیه فناوری تولید ترکیبات نیتروژن دار مختلف برای صنعت و کشاورزی است. علاوه بر این، زمانی که وجود اکسیژن غیرقابل قبول باشد، اغلب از یک جو نیتروژن خالص استفاده می شود.روش های آزمایشگاهی نیتروژن را می توان به مقدار کم در آزمایشگاه به روش های مختلف با اکسید کردن آمونیاک یا یون آمونیوم به دست آورد، به عنوان مثال:فرآیند اکسیداسیون یون آمونیوم با یون نیتریت بسیار راحت است:روش‌های دیگر نیز شناخته شده‌اند: تجزیه آزیدها هنگام گرم شدن، تجزیه آمونیاک با اکسید مس (II)، برهم‌کنش نیتریت‌ها با اسید سولفامیک یا اوره:تجزیه کاتالیزوری آمونیاک در دماهای بالا نیز می تواند نیتروژن تولید کند: مشخصات فیزیکی. برخی از خواص فیزیکی نیتروژن در جدول آورده شده است. 1.

جدول 1. برخی از خواص فیزیکی نیتروژن
چگالی، گرم بر سانتی متر 3	0.808 (مایع)
نقطه ذوب، درجه سانتیگراد	–209,96
نقطه جوش، درجه سانتیگراد	–195,8
دمای بحرانی، درجه سانتی گراد	–147,1
فشار بحرانی، atm a	33,5
چگالی بحرانی، g/cm 3 a	0,311
ظرفیت گرمایی ویژه، J/(mol K)	14.56 (15 درجه سانتیگراد)
الکترونگاتیوی از نظر پاولینگ	3
شعاع کووالانسی،	0,74
شعاع کریستالی،	1.4 (M 3–)
پتانسیل یونیزاسیون، V ب
اولین	14,54
دومین	29,60
آ دما و فشاری که در آن چگالی استحالت مایع و گاز نیتروژن یکسان است. ب مقدار انرژی مورد نیاز برای حذف اولین الکترون خارجی و الکترون بعدی به ازای هر 1 مول نیتروژن اتمی.

خواص شیمیایی. همانطور که قبلا ذکر شد، خاصیت غالب نیتروژن در شرایط نرمال دما و فشار، بی اثر بودن یا فعالیت شیمیایی کم آن است. ساختار الکترونیکی نیتروژن شامل یک جفت الکترون 2 است س-سطح و سه نیمه پر 2 آراوربیتال‌ها، بنابراین یک اتم نیتروژن نمی‌تواند بیش از چهار اتم دیگر را متصل کند. شماره هماهنگی آن چهار است. اندازه کوچک یک اتم همچنین تعداد اتم‌ها یا گروه‌هایی از اتم‌هایی را که می‌توانند با آن مرتبط باشند محدود می‌کند. بنابراین، بسیاری از ترکیبات سایر اعضای زیرگروه VA یا در بین ترکیبات نیتروژن آنالوگ ندارند یا ترکیبات نیتروژن مشابه ناپایدار هستند. بنابراین، PCl 5 ترکیب پایدار و NCl 5 وجود ندارد. یک اتم نیتروژن قادر به پیوند با اتم نیتروژن دیگر است و چندین ترکیب نسبتاً پایدار مانند هیدرازین N را تشکیل می دهد. 2 H 4 و آزیدهای فلزی MN 3 . این نوع پیوند برای عناصر شیمیایی (به استثنای کربن و سیلیکون) غیرمعمول است. در دماهای بالا، نیتروژن با بسیاری از فلزات واکنش می دهد و نیتریدهای یونی M را تشکیل می دهد. xN y . در این ترکیبات نیتروژن دارای بار منفی است. روی میز جدول 2 حالت های اکسیداسیون و نمونه هایی از ترکیبات مربوطه را نشان می دهد.

جدول 2. حالت های اکسیداسیون نیتروژن و ترکیبات مربوطه
حالت اکسیداسیون	نمونه های اتصال
	آمونیاک NH 3، یون آمونیوم NH 4 +، نیترید M 3 N 2
	هیدرازین N2H4
	هیدروکسی آمین NH 2 OH
	هیپونیتریت سدیم Na 2 N 2 O 2 ، اکسید نیتریک (I) N 2 O
	اکسید نیتروژن (II) NO
	اکسید نیتروژن (III) N 2 O 3، نیتریت سدیم NaNO 2
	اکسید نیتریک (IV) NO 2، دایمر N 2 O 4
	اکسید نیتریک (V) N 2 O 5 ، اسید نیتریک HNO3 و نمک های آن (نیترات)

نیتریدها ترکیبات نیتروژن با عناصر الکترومثبت بیشتر، نیتریدهای فلزات و نافلزات مشابه کاربیدها و هیدریدها هستند. آنها را می توان بسته به ماهیت پیوند MN به یونی، کووالانسی و با یک نوع پیوند میانی تقسیم کرد. به عنوان یک قاعده، اینها مواد کریستالی هستند.نیتریدهای یونی پیوند در این ترکیبات شامل انتقال الکترون از فلز به نیتروژن برای تشکیل یون N است 3 . چنین نیتریدهایی شامل Li 3 N، Mg 3 N 2، Zn 3 N 2 و Cu 3 N 2 . به غیر از لیتیوم، سایر فلزات قلیایی زیر گروه نیتریدهای IA را تشکیل نمی دهند. نیتریدهای یونی نقطه ذوب بالایی دارند و با آب واکنش داده و NH را تشکیل می دهند 3 و هیدروکسیدهای فلزینیتریدهای کووالانسی هنگامی که الکترون های نیتروژن در تشکیل یک پیوند همراه با الکترون های عنصر دیگر بدون انتقال آنها از نیتروژن به اتم دیگر شرکت می کنند، نیتریدهایی با پیوند کووالانسی تشکیل می شوند. نیتریدهای هیدروژن (مانند آمونیاک و هیدرازین) و هالیدهای نیتروژن (NF) کاملا کووالانسی هستند. 3 و NCl 3 ). نیتریدهای کووالانسی شامل Si 3 N 4، P 3 N 5 و BN مواد سفید بسیار پایداری هستند و BN دارای دو تغییر آلوتروپیک است: شش ضلعی و الماس مانند. دومی در فشارها و دماهای بالا تشکیل می شود و سختی نزدیک به الماس دارد.نیتریدها با یک نوع پیوند میانی. عناصر انتقالی در واکنش با NH 3 در دماهای بالا یک کلاس غیر معمول از ترکیبات را تشکیل می دهند که در آن اتم های نیتروژن بین اتم های فلزی با فاصله منظم توزیع می شوند. هیچ جابجایی الکترونی واضحی در این ترکیبات وجود ندارد. نمونه هایی از این نیتریدها Fe 4 N، W 2 N، Mo 2 N، Mn 3 N 2 . این ترکیبات معمولاً کاملاً بی اثر هستند و رسانایی الکتریکی خوبی دارند.ترکیبات هیدروژنی نیتروژن. نیتروژن و هیدروژن با هم تعامل دارند و ترکیباتی را به وجود می آورند که به طور مبهم یادآور هیدروکربن ها هستند (همچنین ببینیدشیمی ارگانیک). پایداری نیترات های هیدروژن با افزایش تعداد اتم های نیتروژن در زنجیره کاهش می یابد، برخلاف هیدروکربن ها که در زنجیره های طولانی پایدار هستند. مهمترین نیتریدهای هیدروژن آمونیاک NH هستند 3 و هیدرازین N 2 H 4 . اینها همچنین شامل اسید هیدرونیتریک HNNN (HN 3). آمونیاک NH3. آمونیاک یکی از مهمترین محصولات صنعتی اقتصاد مدرن است. در پایان قرن بیستم. ایالات متحده تقریباً تولید کرد. سالانه 13 میلیون تن آمونیاک (از نظر آمونیاک بی آب).ساختار مولکولی مولکول NH 3 ساختاری تقریبا هرمی دارد. زاویه پیوند HNH 107 است° ، که نزدیک به زاویه چهار وجهی 109 است° . جفت الکترون تنها معادل گروه متصل است، در نتیجه عدد هماهنگی نیتروژن 4 است و نیتروژن در مرکز چهار وجهی قرار دارد.خواص آمونیاک برخی از خواص فیزیکی آمونیاک در مقایسه با آب در جدول آورده شده است. 3.

جدول 3. برخی از خواص فیزیکی آمونیاک و آب
ویژگی
چگالی، گرم بر سانتی متر 3	0.65 (–10 درجه سانتیگراد)	1.00 (4.0 درجه سانتیگراد)
نقطه ذوب، درجه سانتیگراد	–77,7	0
نقطه جوش، درجه سانتیگراد	–33,35	100
دمای بحرانی، درجه سانتی گراد	132	374
فشار بحرانی، اتمسفر	112	218
آنتالپی تبخیر، J/g	1368 (–33 درجه سانتیگراد)	2264 (100 درجه سانتیگراد)
آنتالپی ذوب، J/g	351 (-77 درجه سانتیگراد)	334 (0 درجه سانتیگراد)
رسانایی الکتریکی	5 ساعت 10-11 (-33 درجه سانتیگراد)	4 ساعت 10 تا 8 (18 درجه سانتیگراد)

نقطه جوش و ذوب آمونیاک با وجود شباهت وزن مولکولی و شباهت ساختار مولکولی بسیار کمتر از نقطه جوش آب است. این با استحکام نسبتاً بیشتر پیوندهای بین مولکولی در آب نسبت به آمونیاک توضیح داده می شود (این گونه پیوندهای بین مولکولی پیوندهای هیدروژنی نامیده می شوند).آمونیاک به عنوان یک حلال ثابت دی الکتریک بالا و گشتاور دوقطبی آمونیاک مایع، استفاده از آن را به عنوان حلال برای مواد معدنی قطبی یا یونی ممکن می سازد. حلال آمونیاک یک موقعیت میانی بین آب و حلال های آلی مانند اتیل الکل را اشغال می کند. فلزات قلیایی و قلیایی خاکی در آمونیاک حل می شوند و محلول های آبی تیره تشکیل می دهند. می توان فرض کرد که حلالیت و یونیزاسیون الکترون های ظرفیت در محلول بر اساس این طرح رخ می دهد.رنگ آبی با حلالیت و حرکت الکترون ها یا تحرک "حفره ها" در مایع مرتبط است. در غلظت بالای سدیم در آمونیاک مایع، محلول رنگ برنزی به خود می گیرد و رسانای الکتریکی بالایی دارد. فلز قلیایی غیر متصل را می توان با تبخیر آمونیاک یا افزودن کلرید سدیم از چنین محلولی جدا کرد. محلول های فلزات موجود در آمونیاک عوامل کاهنده خوبی هستند. اتویونیزاسیون در آمونیاک مایع رخ می دهدمشابه فرآیندی که در آب اتفاق می افتد:برخی از خواص شیمیایی هر دو سیستم در جدول مقایسه شده است. 4.

آمونیاک مایع به عنوان یک حلال در مواردی که امکان انجام واکنش در آب به دلیل برهمکنش سریع اجزا با آب (مثلاً اکسیداسیون و احیا) وجود ندارد، دارای مزیت است. به عنوان مثال، در آمونیاک مایع، کلسیم با KCl واکنش می دهد و CaCl2 و K تشکیل می دهد، زیرا CaCl2 در آمونیاک مایع نامحلول است و K محلول است و واکنش به طور کامل ادامه می یابد. در آب، به دلیل برهم کنش سریع کلسیم با آب، چنین واکنشی غیرممکن است.

تولید آمونیاک. گازی NH 3 از نمک های آمونیوم تحت اثر یک باز قوی آزاد می شود، به عنوان مثال، NaOH:این روش در شرایط آزمایشگاهی قابل اجرا است. تولید آمونیاک کوچک نیز بر اساس هیدرولیز نیتریدهایی مانند Mg است 3 N 2 ، اب. سیانامید کلسیم CaCN 2 هنگام تعامل با آب، آمونیاک نیز تشکیل می شود. روش صنعتی اصلی برای تولید آمونیاک، سنتز کاتالیزوری آن از نیتروژن و هیدروژن اتمسفر در دما و فشار بالا است.هیدروژن برای این سنتز از ترک خوردگی حرارتی هیدروکربن ها، عمل بخار آب روی زغال سنگ یا آهن، تجزیه الکل ها با بخار آب یا الکترولیز آب به دست می آید. اختراعات بسیاری برای سنتز آمونیاک به دست آمده است که در شرایط فرآیند (دما، فشار، کاتالیزور) متفاوت است. روشی برای تولید صنعتی از طریق تقطیر حرارتی زغال سنگ وجود دارد. نام F. Haber و K. Bosch با توسعه فن آوری سنتز آمونیاک همراه است.

جدول 4. مقایسه واکنش ها در محیط آب و آمونیاک
محیط آبی	محیط آمونیاکی
خنثی سازی
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
هیدرولیز (پروتولیز)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl -	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl -
تعویض
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2 + + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2 + + 2NH 3 + H 2
حل و فصل (پیچیده شدن )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3 + + 6Cl -	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3 + + 6Cl -
آمفوتریکی
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	روی (NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2 + + 4NH 3
Zn(OH) 2 + 2OH - Zn(OH) 4 2-	روی (NH 2) 2 + 2NH 2 - روی (NH 2) 4 2-

خواص شیمیایی آمونیاک علاوه بر واکنش های ذکر شده در جدول. 4، آمونیاک با آب واکنش می دهد و ترکیب NH را تشکیل می دهد 3 H H 2 O، که اغلب به اشتباه هیدروکسید آمونیوم NH در نظر گرفته می شود 4 اوه در واقعیت وجود NH4OH در راه حل ثابت نشده است محلول آبی آمونیاک ("آمونیاک") عمدتاً از NH 3، H 2 O و غلظت های کم یون NH تشکیل شده است. 4 + و OH ، در هنگام تفکیک تشکیل می شودماهیت اصلی آمونیاک با حضور یک جفت الکترون تک نیتروژن:NH توضیح داده می شود 3. بنابراین NH 3 یک پایه لوئیس است که دارای بالاترین فعالیت هسته دوست است که به شکل ارتباط با پروتون یا هسته اتم هیدروژن ظاهر می شود:هر یون یا مولکولی که قادر به پذیرش یک جفت الکترون (ترکیب الکتروفیل) باشد با NH برهمکنش خواهد کرد. 3 با تشکیل یک ترکیب هماهنگی. مثلا:نماد M n+ یک یون فلزی واسطه را نشان می دهد (زیرگروه های B جدول تناوبی، به عنوان مثال Cu 2 + ، Mn 2 + وو غیره.). هر اسید پروتیک (مثلاً حاوی H) با آمونیاک در محلول آبی واکنش می دهد و نمک های آمونیوم مانند نیترات آمونیوم NH را تشکیل می دهد. 4 نه 3 ، کلرید آمونیوم NH 4 کلر، سولفات آمونیوم (NH 4) 2 SO 4 ، فسفات آمونیوم (NH 4) 3PO 4 . این نمک ها به طور گسترده در کشاورزی به عنوان کود برای وارد کردن نیتروژن به خاک استفاده می شود. نیترات آمونیوم نیز به عنوان یک ماده منفجره ارزان قیمت استفاده می شود. اولین بار با سوخت نفت (روغن دیزل) استفاده شد. محلول آبی آمونیاک به طور مستقیم برای ورود به خاک یا با آب آبیاری استفاده می شود. اوره NH 2 CONH 2 که از طریق سنتز از آمونیاک و دی اکسید کربن به دست می آید، همچنین یک کود است. گاز آمونیاک با فلزاتی مانند Na و K واکنش داده و آمیدها را تشکیل می دهد:آمونیاک همچنین با هیدریدها و نیتریدها واکنش می دهد و آمیدها را تشکیل می دهد:آمیدهای فلزات قلیایی (مانند NaNH 2) با N 2 واکنش نشان دهید O هنگام گرم شدن، تشکیل آزیدها:گازی NH 3 اکسیدهای فلزات سنگین را در دماهای بالا به فلز تبدیل می کند، ظاهراً به دلیل هیدروژن تولید شده از تجزیه آمونیاک به N 2 و H 2: اتم های هیدروژن در مولکول NH 3 می تواند با هالوژن جایگزین شود. ید با محلول غلیظ NH واکنش می دهد 3 ، تشکیل مخلوطی از مواد حاوی Nمن 3 . این ماده بسیار ناپایدار است و با کوچکترین ضربه مکانیکی منفجر می شود. هنگام واکنش NH 3 c Cl 2 کلرامین های NCl 3، NHCl 2 و NH 2 Cl تشکیل می شوند. هنگامی که آمونیاک در معرض هیپوکلریت سدیم NaOCl (از NaOH و Cl2 ) محصول نهایی هیدرازین است:هیدرازین. واکنش های فوق روشی برای تهیه هیدرازین مونوهیدرات از ترکیب N است 2 H 4 H H 2 O. هیدرازین بی آب از تقطیر ویژه مونوهیدرات با BaO یا سایر مواد حذف کننده آب تشکیل می شود. خواص هیدرازین کمی شبیه پراکسید هیدروژن H است 2 O 2 . هیدرازین بدون آب خالص– مایع هیگروسکوپی بی رنگ، در حال جوش در 113.5درجه سانتی گراد ; به خوبی در آب حل می شود و یک پایه ضعیف تشکیل می دهددر محیط اسیدی (H+ هیدرازین نمک های هیدرازونیوم محلول از نوع + X را تشکیل می دهد . سهولت واکنش هیدرازین و برخی از مشتقات آن (مانند متیل هیدرازین) با اکسیژن باعث می شود که به عنوان جزئی از سوخت موشک مایع استفاده شود. هیدرازین و تمام مشتقات آن بسیار سمی هستند.اکسیدهای نیتروژن در ترکیبات با اکسیژن، نیتروژن تمام حالت های اکسیداسیون را نشان می دهد و اکسیدها را تشکیل می دهد: N2 O، NO، N 2 O 3، NO 2 (N 2 O 4)، N 2 O 5. اطلاعات کمی در مورد تشکیل پراکسیدهای نیتروژن وجود دارد (NO 3، NO 4). اکسید نیتریک (I) N 2 O (دی نیتروژن مونوکسید) از تفکیک حرارتی نیترات آمونیوم به دست می آید:مولکول دارای ساختار خطی استO در دمای اتاق نسبتاً بی اثر است، اما در دماهای بالا می تواند از احتراق موادی که به راحتی اکسید می شوند پشتیبانی کند. ن 2 O که به گاز خنده معروف است برای بیهوشی خفیف در پزشکی استفاده می شود.اکسید نیتریک (II) گاز بی رنگ NO یکی از محصولات تفکیک حرارتی کاتالیزوری آمونیاک در حضور اکسیژن است:NO همچنین در هنگام تجزیه حرارتی اسید نیتریک یا در طی واکنش مس با اسید نیتریک رقیق تشکیل می شود:NO را می توان با سنتز از مواد ساده به دست آورد (N 2 و O 2 ) در دماهای بسیار بالا، به عنوان مثال در یک تخلیه الکتریکی. ساختار مولکول NO دارای یک الکترون جفت نشده است. ترکیبات دارای این ساختار با میدان های الکتریکی و مغناطیسی برهم کنش دارند. در حالت مایع یا جامد، رنگ اکسید آبی است زیرا الکترون جفت نشده باعث ارتباط جزئی در حالت مایع و دایمر شدن ضعیف در حالت جامد می شود: 2NO N2O2. اکسید نیتریک (III) N2O3 انیدرید نیتروژن (تری اکسید نیتروژن): N2O3 + H2O2HNO2. N2O3 خالص را می توان به صورت مایع آبی در دمای پایین بدست آورد (20° ج) از مخلوط هم مولکولی NO و NO 2. N2O3 پایدار فقط در حالت جامد در دماهای پایین (mp 102.3° ج) در حالت مایع و گاز دوباره به NO و NO تجزیه می شود 2 . اکسید نیتریک (IV) NO 2 (دی اکسید نیتروژن) همچنین یک الکترون جفت نشده در مولکول دارد ( بالا را ببیناکسید نیتریک (II)). ساختار مولکول یک پیوند سه الکترونی را فرض می کند و مولکول خواص یک رادیکال آزاد را نشان می دهد (یک خط مربوط به دو الکترون جفت شده است):حاصل از اکسیداسیون کاتالیزوری آمونیاک در اکسیژن اضافی یا اکسیداسیون NO در هوا:و همچنین با واکنش ها:در دمای اتاق NO 2 رنگ این گاز قهوه ای تیره است و به دلیل وجود الکترون جفت نشده، خاصیت مغناطیسی دارد. در دمای زیر 0مولکول درجه سانتی گراد NO 2 دیمر تبدیل به تتروکسید دیتروژن، و در 9.3° دیمریزاسیون C به طور کامل ادامه می یابد: 2NO2N2O4 . در حالت مایع، تنها 1٪ NO بدون دیمریزه است 2 و در 100 درجه C به عنوان دایمر 10% نیتروژن باقی می ماند 2 O 4 . (یا N2O4 ) در آب گرم واکنش نشان می دهد و اسید نیتریک تشکیل می دهد: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. تکنولوژی NO 2 بنابراین به عنوان یک مرحله میانی در به دست آوردن یک محصول مهم صنعتی بسیار مهم است– اسید نیتریکاکسید نیتریک (V) N2O5 (منسوخ شده. انیدرید نیتریک) ماده کریستالی سفید که از آبگیری اسید نیتریک در حضور اکسید فسفر P به دست می آید. 4 O 10: N2O5 به راحتی در رطوبت هوا حل می شود و دوباره تشکیل می شود HNO3. خواص N2O5 با تعادل تعیین می شودN 2 O 5 یک عامل اکسید کننده خوب است، به راحتی، گاهی اوقات شدید، با فلزات و ترکیبات آلی واکنش می دهد و در حالت خالص، هنگام گرم شدن منفجر می شود. ساختار احتمالی. هنگامی که محلول تبخیر می شود، یک ماده منفجره سفید با ساختار مورد انتظار HON=NOH تشکیل می شود. اسید نیتروژن HNO2 نیست به شکل خالص وجود دارد، اما محلول های آبی با غلظت کم آن با افزودن اسید سولفوریک به نیتریت باریم تشکیل می شود:اسید نیتروژن نیز زمانی تشکیل می شود که مخلوط هم مولی NO و NO حل شود 2 (یا N 2 O 3 ) در آب. اسید نیتروژن کمی قوی تر از اسید استیک است. حالت اکسیداسیون نیتروژن در آن +3 است (ساختار آن HON=O) آن ها می تواند هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده باشد. تحت تأثیر عوامل کاهنده، معمولاً به آن بازیابی می شودنه ، و هنگام تعامل با عوامل اکسید کننده به اسید نیتریک اکسید می شود.

سرعت انحلال برخی از مواد مانند فلزات یا یون یدید در اسید نیتریک به غلظت اسید نیتروژن موجود به عنوان ناخالصی بستگی دارد. نمک های نیتریت های اسید نیتروژن به جز نیتریت نقره در آب بسیار محلول هستند.

NaNO2 در تولید رنگ استفاده می شود.اسید نیتریک HNO3 یکی از مهمترین محصولات معدنی صنایع شیمیایی اصلی است. در فن آوری بسیاری از مواد معدنی و آلی دیگر مانند مواد منفجره، کودها، پلیمرها و الیاف، رنگ ها، مواد دارویی و غیره استفاده می شود. همچنین ببینیدعناصر شیمیاییادبیات دایرکتوری نیتروژنیست. م.، 1969
Nekrasov B.V. مبانی شیمی عمومی. م.، 1973
مشکلات تثبیت نیتروژن شیمی معدنی و فیزیک. م.، 1982

ترکیبات اکسیژن نیتروژن. در ترکیبات اکسیژن، نیتروژن حالت اکسیداسیون از 1+ تا 5+ را نشان می دهد.

در ترکیبات اکسیژننیتروژن حالت اکسیداسیون 1+ تا 5+ را نشان می دهد.

N2O; نه N2O3; NO2; N2O4; N2O5

اکسیدهای N 2 O و NO غیر نمک ساز هستند و بقیه نمک زا هستند.

اکسید نیتریک (I) و اکسید نیتریک (II) گازهای بی رنگ، اکسید نیتریک (III) یک مایع آبی، (IV) یک گاز قهوه ای، (V) بلورهای بی رنگ شفاف است.

به جز N 2 O، همه آنها بسیار سمی هستند. اکسید نیتروژن N 2 O یک اثر فیزیولوژیکی بسیار منحصر به فرد دارد که اغلب به آن گاز خنده می گویند. شیمیدان انگلیسی هامفری دیوی، که از این گاز برای سازماندهی جلسات ویژه استفاده می کرد، اثرات اکسید نیتروژن را اینگونه توصیف می کند: «برخی از آقایان روی میز و صندلی می پریدند، برخی دیگر زبانشان شل شده بود و برخی دیگر تمایل شدیدی به نزاع نشان می دادند. استنشاق N 2 O باعث از بین رفتن درد می شود و بنابراین در پزشکی به عنوان بی حس کننده استفاده می شود.

MBC در مولکول فرض می کند N2Oحضور یون های N + و N-

هیبریداسیون sp

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

↓

به دلیل هیبریداسیون sp، یون N + 2 σ پیوند می دهد: یکی با N – و دیگری با اتم اکسیژن. این پیوندها با زاویه 180 درجه نسبت به یکدیگر جهت دارند و مولکول N 2 O خطی است. ساختار مولکول با جهت پیوند σ تعیین می شود. دو الکترون p باقی مانده از N + یک پیوند π دیگر تشکیل می دهند: یکی با یون N و دیگری با اتم اکسیژن. از این رو N 2 O دارای ساختار است

: N – = N + = O :

تمایل NO 2 به دیمر شدن نتیجه تعداد فرد الکترون در مولکول (پارامغناطیس) است.

اکسیدهای نیتروژن با مشکلات زیست محیطی جدی همراه است. افزایش غلظت آنها در جو منجر به تشکیل اسید نیتریک و بر این اساس، باران اسیدی می شود.

N 2 O 3 با آب تعامل می کند، اسید نیتروژن ناپایدار HNO 2 را تشکیل می دهد که فقط در محلول های رقیق وجود دارد، زیرا به راحتی تجزیه می شود.

2HNO2 = N2O3 + H2O.

همانطور که پتانسیل الکترود استاندارد نشان می دهد HNO 2 می تواند یک عامل کاهنده قوی تر از HNO 3 باشد.

HNO 3 + 2 H + + 2e = HNO 2 + H 2 O E 0 = + 0.93 V

HNO 2 + H + + 1e = NO + H 2 O E 0 = + 1.10 ولت

HNO 2 + 1e = NO + H + E 0 = + 1.085 V

نمک های نیتریت آن پایدار هستند. HNO 2 یک اسید با قدرت متوسط ​​(K ≈ 5 10-4) است. همراه با تفکیک اسید، تفکیک به میزان کمی با تشکیل NO + و OH - رخ می دهد.

درجه اکسیداسیون نیتروژن در نیتریت ها متوسط ​​است (3+) بنابراین در واکنش ها می تواند هم به عنوان یک عامل اکسید کننده و هم به عنوان یک عامل احیا کننده رفتار کند. دوگانگی ردوکس دارد.

عوامل اکسید کننده قوی NO 2 - را به NO 3 - تبدیل می کنند.

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

عوامل کاهنده قوی معمولا HNO 2 را به NO کاهش می دهند.

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

فرآیند عدم تناسب، افزایش و کاهش همزمان در حالت اکسیداسیون اتم های همان عنصر نیز می تواند رخ دهد.

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

نیتریت ها سمی هستند: هموگلوبین را به متهموگلوبین تبدیل می کنند که قادر به حمل اکسیژن نیست و باعث تشکیل نیتروزامین R 2 N-NO - مواد سرطان زا - در محصولات غذایی می شود.

مهمترین ترکیب نیتروژن HNO 3 است

اسید نیتریک مهمترین محصول صنایع شیمیایی پایه است. برای تهیه مواد منفجره، مواد دارویی، رنگ، پلاستیک، الیاف مصنوعی و سایر مواد استفاده می شود.

HNO 3 یک مایع بی رنگ با بوی خفه کننده تند است که در هوا دود می کند. در هنگام تخلیه رعد و برق به مقدار کم تشکیل می شود و در آب باران وجود دارد.

N 2 + O 2 → 2NO

2NO + O 2 → 2NO 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

HNO 3 بسیار غلیظ معمولاً قهوه ای رنگ است به دلیل فرآیند تجزیه که در نور یا هنگام گرم شدن رخ می دهد.

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

HNO 3 یک ماده بسیار خطرناک است.

مهمترین ویژگی شیمیایی HNO 3 این است که یک عامل اکسید کننده قوی است و بنابراین با تقریباً تمام فلزات به جز طلا، پلاتین، Rh، Ir، Ti، Ta، فلزات Al، Fe، Co، Ni و غیر فعال می کند Cr. اسید، بسته به غلظت و فعالیت فلز، می تواند به ترکیبات کاهش یابد:

+4 +3 +2 +1 0 -3 -3

NO 2 → HNO 2 → NO → N 2 O → N 2 → NH 3 (NH 4 NO 3)

و نمک اسید نیتریک نیز تشکیل می شود.

به عنوان یک قاعده، هنگامی که اسید نیتریک با فلزات واکنش می دهد، هیدروژن تکامل نمی یابد. اثر HNO 3 بر روی فلزات فعال می تواند هیدروژن تولید کند. با این حال، هیدروژن اتمی در زمان آزاد شدن دارای خواص احیایی قوی است و اسید نیتریک یک عامل اکسید کننده قوی است. بنابراین هیدروژن به آب اکسید می شود.

خواص HNO 3 غلیظ و رقیق شده

1) اثر HNO 3 غلیظ بر فلزات کم فعال (مس، جیوه، نقره)

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

2) اثر HNO 3 رقیق بر فلزات کم فعال

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

3) اثر اسید غلیظ بر فلزات فعال

4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

4) اثر HNO 3 رقیق بر فلزات فعال

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

یکی از قوی ترین اسیدها، همه واکنش های اسیدها مشخصه است: با اکسیدهای بازی، بازها، اکسیدهای آمفوتریک، هیدروکسیدهای آمفوتریک واکنش می دهد. یک ویژگی خاص یک اثر اکسیداتیو برجسته است. بسته به شرایط (غلظت، ماهیت عامل کاهنده، دما)، HNO 3 می تواند از 1 تا 8 الکترون بپذیرد.

مجموعه ای از ترکیبات N با حالت های اکسیداسیون مختلف:

NH3; N2H4; NH 2 OH; N2O; نه N2O3; NO2; N2O5

NO 3 – + 2H + + 1e = NO 2 + H 2 O

NO 3 – + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O

2NO 3 – +10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O

2NO 3 – +12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O

NO 3 – + 10H + + 8e = NH 4 – + 3H 2 O

تشکیل محصولات بستگی به غلظت دارد. با تمام فلزات به جز طلا، پلاتین، W واکنش می دهد. HNO 3 غلیظ در شرایط عادی با Fe، Cr، Al که با آن غیرفعال می شود، واکنش نمی دهد، اما پس از حرارت دادن بسیار قوی با این فلزات واکنش می دهد.

بیشتر غیر فلزات و مواد پیچیده توسط HNO 3 به NO (به ندرت NO 2) کاهش می یابد.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

S + HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO

3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O

ZnS + 8HNO 3 k = ZnSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

6HCl + 2HNO 3 k = 3Cl 2 + 2NO + 4H 2 O

ضبط یک واکنش ردوکس شامل HNO 3 معمولاً مشروط است، زیرا مخلوطی از ترکیبات حاوی نیتروژن تشکیل می شود و محصول احیا که در مقادیر بیشتری تشکیل شده است نشان داده شده است.

طلا و فلزات پلاتین در "آکوا رژیا" حل می شوند - مخلوطی از 3 حجم اسید هیدروکلریک غلیظ و 1 حجم اسید نیتریک غلیظ که دارای خاصیت اکسید کننده قوی است، "سلطان فلزات" - طلا را حل می کند.

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

HNO 3 یک اسید مونوبازیک قوی است که فقط نمک های متوسط ​​- نیترات ها را تشکیل می دهد که از اثر آن بر روی فلزات، اکسیدها، هیدروکسیدها یا کربنات ها به دست می آیند. تمام نیترات ها در آب بسیار محلول هستند. محلول های آنها خاصیت اکسید کننده ناچیزی دارند.

هنگامی که گرم می شود، نیترات ها تجزیه می شوند. نیترات فلزات قلیایی به نیتریت تبدیل شده و اکسیژن آزاد می شود.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

ترکیب سایر محصولات به موقعیت فلز در RSEP بستگی دارد.

در سمت چپ Mg = MeNO 2 + O 2به منیزیم

MeNO 3 = Mg – Cu = MeO + NO 2 + O 2سمت راست منیزیم

در سمت راست Cu = Me + NO 2 + O 2فلزات کمتر فعال

حالت های اکسیداسیون نیتروژن در ترکیبات 3-، -2، -1، 0، +1، +2، +3، +4، +5 است.

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون -3 توسط نیتریدها نشان داده می شوند که آمونیاک عملا مهمترین آنهاست.

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون 2- کمتر معمولی هستند و توسط پرنیتریدها نشان داده می شوند، که مهمترین آنها پرنیترید هیدروژن N2H4 یا هیدرازین است (همچنین یک پرنیترید هیدروژن بسیار ناپایدار N2H2، دی ایمید وجود دارد).

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون -1 NH2OH (هیدروکسی آمین) یک پایه ناپایدار است که همراه با نمک های هیدروکسی آمونیوم در سنتز آلی استفاده می شود.

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون + 1 اکسید نیتریک (I) N2O (اکسید نیتروژن، گاز خنده).

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون + 2 اکسید نیتریک (II) NO (مونوکسید نیتروژن).

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون +3 اکسید نیتروژن (III) N2O3، اسید نیتروژن، مشتقات آنیون NO2-، تری فلوراید نیتروژن (NF3).

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون +4 اکسید نیتروژن (IV) NO2 (دی اکسید نیتروژن، گاز قهوه ای).

ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون +5 اکسید نیتریک (V) N2O5، اسید نیتریک، نمک های آن - نیترات ها و سایر مشتقات، و همچنین تترافلورآمونیوم NF4+ و نمک های آن.

آمونیاک ترکیبی از نیتروژن و هیدروژن است. در صنایع شیمیایی مهم است. فرمول آمونیاک NH 3 است.

گاز بی رنگ با بوی تند مشخص. آمونیاک بسیار سبکتر از هوا است، جرم یک لیتر از این گاز 0.77 گرم است.

نمک های آمونیوم بیشتر نمک های آمونیوم بی رنگ و بسیار محلول در آب هستند. از نظر برخی خواص شبیه نمک های فلزات قلیایی به ویژه پتاسیم هستند. نمک های آمونیوم از نظر حرارتی ناپایدار هستند. وقتی گرم می شوند تجزیه می شوند. این تجزیه می تواند به صورت برگشت پذیر یا برگشت ناپذیر رخ دهد.

نمک های آمونیوم به طور گسترده ای مورد استفاده قرار می گیرند. بیشتر آنها (سولفات آمونیوم، نیترات آمونیوم) به عنوان کود استفاده می شود. کلرید آمونیوم یا آمونیاک در صنایع رنگرزی و نساجی، در لحیم کاری و قلع کاری و در سلول های گالوانیکی استفاده می شود.

اسید نیتریک یک اسید مونوبازیک قوی است. در محلول های رقیق کاملاً به یون های H +1 و NO -1 3 تجزیه می شود.

اسید نیتریک خالص مایعی بی رنگ با بوی تند است. در دمای 86 درجه سانتی گراد می جوشد. هیگروسکوپیک. تحت تأثیر نور به تدریج تجزیه می شود.

اسید نیتریک یک عامل اکسید کننده قوی است. بسیاری از غیر فلزات به راحتی توسط آن اکسید می شوند و به اسید تبدیل می شوند.

اسید نیتریک تقریباً بر روی تمام فلزات به استثنای طلا، پلاتین، تانتالیوم، رودیوم و ایریدیم تأثیر می گذارد. اسید نیتریک غلیظ باعث غیرفعال شدن برخی فلزات (آهن، آلومینیوم، کروم) می شود. حالت اکسیداسیون نیتروژن در اسید نیتریک 5+ است. هر چه غلظت HNO 3 بیشتر باشد، کاهش عمق کمتری دارد. واکنش با اسید نیتریک غلیظ معمولاً NO 2 آزاد می کند. هنگامی که اسید نیتریک رقیق با فلزات کم فعال مانند مس واکنش می دهد، NO آزاد می شود.

کاربرد. به مقدار زیاد برای تولید کودهای نیتروژن، رنگ، مواد منفجره و دارو استفاده می شود. اسید نیتریک در تولید اسید سولفوریک به روش نیتروژن استفاده می شود و برای تولید لاک و فیلم سلولزی استفاده می شود.

نمک های اسید نیتریک اسید نیتریک مونوبازیک تنها نمک های متوسطی را تشکیل می دهد که به آنها نیترات می گویند. تمام نیترات ها در آب بسیار محلول هستند و هنگامی که گرم می شوند، تجزیه می شوند و اکسیژن آزاد می شوند.

نیترات‌های فعال‌ترین فلزات که در سمت چپ منیزیم در سری پتانسیل‌های الکترود استاندارد قرار دارند، به نیتریت تبدیل می‌شوند.

در میان نمک های اسید نیتریک، مهمترین آنها نیترات های سدیم، پتاسیم، آمونیوم و کلسیم است که در عمل به آنها نیترات می گویند. نیتر عمدتاً به عنوان کود استفاده می شود.

کودهای نیتروژن نیترات آمونیوم (نیترات آمونیوم) موثرترین کود غنی از نیتروژن است. حاوی 33-35 درصد نیتروژن به شکل نیترات و آمونیاک است. به راحتی در آب حل می شود، در بسیاری از خاک ها به خوبی کار می کند سولفات آمونیوم حاوی حدود 21٪ نیتروژن است. این یک کریستال بی رنگ و لوزی شکل است. این کود نسبت به نیترات آمونیوم رطوبت کمتری دارد، حالت کیک نمی گیرد و اوره قابل اشتعال نیست. اوره دارای بیشترین مقدار نیتروژن (حدود 46 درصد) به شکلی است که به راحتی توسط گیاهان جذب می شود. به صورت کریستال های بی رنگ یا مایل به زرد ظاهر می شود و در آب بسیار محلول است. اوره قابل انفجار نیست، کمی رطوبت سنجی است و پتاسیم نیترات (نیترات پتاسیم) نیترات پتاسیم تقریباً 3 برابر بیشتر از نیتروژن پتاسیم دارد. از این رو در ترکیب با سایر کودها از نیترات کلسیم (نمره نروژی) یک کود نیتروژن با ارزش استفاده می شود. حاوی حدود 13 درصد نیتروژن کلرید آمونیوم پودری سفید رنگ و حاوی حدود 25 درصد نیتروژن است.

تایپ کنید