სწორად განთავსება ჟანგვის მდგომარეობები, თქვენ უნდა გახსოვდეთ ოთხი წესი.
1) მარტივ ნივთიერებაში ნებისმიერი ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობა არის 0. მაგალითები: Na 0, H 0 2, P 0 4.
2) უნდა გახსოვდეთ ის ელემენტები, რომლებიც დამახასიათებელია მუდმივი ჟანგვის მდგომარეობა. ყველა მათგანი ჩამოთვლილია ცხრილში.
3) ელემენტის უმაღლესი დაჟანგვის მდგომარეობა, როგორც წესი, ემთხვევა იმ ჯგუფის რაოდენობას, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს (მაგალითად, ფოსფორი არის V ჯგუფში, ფოსფორის ყველაზე მაღალი ს.დ. არის +5). მნიშვნელოვანი გამონაკლისები: F, O.
4) სხვა ელემენტების ჟანგვის მდგომარეობის ძიება ეფუძნება მარტივი წესი:
ნეიტრალურ მოლეკულაში ყველა ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობების ჯამი არის ნული, ხოლო იონში - იონის მუხტი.
რამდენიმე მარტივი მაგალითი ჟანგვის მდგომარეობის დასადგენად
მაგალითი 1. აუცილებელია ამიაკის ელემენტების ჟანგვის მდგომარეობების პოვნა (NH 3).
გამოსავალი. ჩვენ უკვე ვიცით (იხ. 2), რომ ხელოვნება. ᲙᲐᲠᲒᲘ. წყალბადი არის +1. რჩება აზოტის ამ მახასიათებლის პოვნა. მოდით x იყოს სასურველი დაჟანგვის მდგომარეობა. ჩვენ ვქმნით უმარტივეს განტოლებას: x + 3 (+1) = 0. ამონახსნი აშკარაა: x = -3. პასუხი: N -3 H 3 +1.
მაგალითი 2. მიუთითეთ ყველა ატომის დაჟანგვის მდგომარეობა H 2 SO 4 მოლეკულაში.
გამოსავალი. უკვე ცნობილია წყალბადისა და ჟანგბადის დაჟანგვის მდგომარეობები: H(+1) და O(-2). გოგირდის დაჟანგვის მდგომარეობის დასადგენად ვქმნით განტოლებას: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. ამ განტოლების ამოხსნით ვპოულობთ: x = +6. პასუხი: H +1 2 S +6 O -2 4.
მაგალითი 3. გამოთვალეთ ყველა ელემენტის დაჟანგვის მდგომარეობა Al(NO 3) 3 მოლეკულაში.
გამოსავალი. ალგორითმი უცვლელი რჩება. ალუმინის ნიტრატის „მოლეკულის“ შემადგენლობაში შედის Al-ის ერთი ატომი (+3), ჟანგბადის 9 ატომი (-2) და 3 აზოტის ატომები, რომელთა ჟანგვის მდგომარეობა უნდა გამოვთვალოთ. შესაბამისი განტოლებაა: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. პასუხი: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.
მაგალითი 4. განსაზღვრეთ ყველა ატომის ჟანგვის მდგომარეობა (AsO 4) 3- იონში.
გამოსავალი. ამ შემთხვევაში, ჟანგვის მდგომარეობების ჯამი აღარ იქნება ნულის ტოლი, არამედ იონის მუხტის, ანუ -3. განტოლება: x + 4 (-2) = -3. პასუხი: როგორც(+5), ო(-2).
რა უნდა გააკეთოს, თუ ორი ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობა უცნობია
შესაძლებელია თუ არა ერთდროულად რამდენიმე ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობის დადგენა მსგავსი განტოლების გამოყენებით? თუ გავითვალისწინებთ ამ ამოცანასმათემატიკური თვალსაზრისით, პასუხი არის არა. წრფივი განტოლებაორი ცვლადით არ შეიძლება ჰქონდეს უნიკალური გადაწყვეტა. მაგრამ ჩვენ ვხსნით არა მხოლოდ განტოლებას!
მაგალითი 5. განსაზღვრეთ ყველა ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობა (NH 4) 2 SO 4-ში.
გამოსავალი. ცნობილია წყალბადისა და ჟანგბადის დაჟანგვის მდგომარეობა, მაგრამ გოგირდისა და აზოტის არა. ორი უცნობი პრობლემის კლასიკური მაგალითი! ჩვენ განვიხილავთ ამონიუმის სულფატს არა როგორც ერთ „მოლეკულას“, არამედ როგორც ორი იონის კომბინაციას: NH 4 + და SO 4 2-. ჩვენთვის ცნობილია იონების მუხტები; წინა პრობლემების გადაჭრაში მიღებული გამოცდილების გამოყენებით, ჩვენ ადვილად ვიპოვით აზოტისა და გოგირდის ჟანგვის მდგომარეობებს. პასუხი: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.
დასკვნა: თუ მოლეკულა შეიცავს რამდენიმე ატომს უცნობი ჟანგვის მდგომარეობით, შეეცადეთ მოლეკულა "გაყოთ" რამდენიმე ნაწილად.
როგორ მოვაწყოთ ჟანგვის მდგომარეობები ორგანულ ნაერთებში
მაგალითი 6. მიუთითეთ ყველა ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობა CH 3 CH 2 OH.
გამოსავალი. ორგანულ ნაერთებში ჟანგვის მდგომარეობის პოვნას თავისი სპეციფიკა აქვს. კერძოდ, საჭიროა ცალ-ცალკე ვიპოვოთ ჟანგვის მდგომარეობები თითოეული ნახშირბადის ატომისთვის. შეგიძლიათ მსჯელობა შემდეგნაირად. განვიხილოთ, მაგალითად, ნახშირბადის ატომი მეთილის ჯგუფში. ეს C ატომი დაკავშირებულია 3 წყალბადის ატომთან და მეზობელ ნახშირბადის ატომთან. ავტორი S-N კავშირებიელექტრონის სიმკვრივე გადადის ნახშირბადის ატომისკენ (რადგან C-ის ელექტრონეგატიურობა აღემატება წყალბადის EO-ს). თუ ეს გადაადგილება სრული იქნებოდა, ნახშირბადის ატომი შეიძენს მუხტს -3.
-CH 2 OH ჯგუფში C ატომი დაკავშირებულია წყალბადის ორ ატომთან (ელექტრონის სიმკვრივის ცვლა C-მდე), ერთ ჟანგბადის ატომთან (ელექტრონის სიმკვრივის ცვლა O-მდე) და ერთ ნახშირბადის ატომთან (შეიძლება ვივარაუდოთ, რომ ცვლა ელექტრონის სიმკვრივეში ამ შემთხვევაში არ ხდება). ნახშირბადის ჟანგვის მდგომარეობაა -2 +1 +0 = -1.
პასუხი: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.
არ აურიოთ ცნებები "ვალენტობა" და "დაჟანგვის მდგომარეობა"!
ოქსიდაციის რიცხვს ხშირად ურევენ ვალენტურობას. არ დაუშვათ ეს შეცდომა. მე ჩამოვთვლი მთავარ განსხვავებებს:
- ჟანგვის მდგომარეობას აქვს ნიშანი (+ ან -), ვალენტობა არა;
- ჟანგვის მდგომარეობა შეიძლება იყოს ნულოვანიც კი, ნულოვანი ტოლფასი ვალენტობის შემთხვევაში, როგორც წესი, მოცემული ელემენტის ატომი არ არის დაკავშირებული სხვა ატომებთან (ჩვენ არ განვიხილავთ რაიმე სახის ინკლუზიურ ნაერთებს და სხვა „ეგზოტიკებს“; აქ);
- ჟანგვის მდგომარეობა - ფორმალური კონცეფცია, რომელიც რეალურ მნიშვნელობას იძენს მხოლოდ იონური ბმების მქონე ნაერთებში, პირიქით, "ვალენტობის" ცნება ყველაზე მოხერხებულად გამოიყენება კოვალენტურ ნაერთებთან მიმართებაში.
ჟანგვის მდგომარეობა (უფრო ზუსტად, მისი მოდული) ხშირად რიცხობრივად უდრის ვალენტობას, მაგრამ უფრო ხშირად ეს მნიშვნელობები არ ემთხვევა. მაგალითად, CO 2-ში ნახშირბადის დაჟანგვის მდგომარეობა არის +4; C-ის ვალენტობაც IV-ის ტოლია. მაგრამ მეთანოლში (CH 3 OH) ნახშირბადის ვალენტობა იგივე რჩება და C-ის დაჟანგვის მდგომარეობა -1-ის ტოლია.
მოკლე ტესტი თემაზე "ჟანგვის მდგომარეობა"
დაუთმეთ რამდენიმე წუთი ამ თემის გაგებას. თქვენ უნდა უპასუხოთ ხუთ მარტივ კითხვას. Წარმატებები!
1) ნიტრიდები- აზოტის ნაერთები ნაკლებად ელექტროუარყოფითი ელემენტებით, მაგალითად, ლითონებთან და არამეტალებთან.
ნიტრიდების მიღება
ცნობილია ნიტრიდების წარმოების რამდენიმე მეთოდი.
1) სინთეზის მეთოდი დან მარტივი ნივთიერებები. ზე მაღალი ტემპერატურააზოტი იჟანგება
ბევრი ლითონი და არალითონი, რომლებიც ქმნიან ნიტრიდებს, რომლებშიც ის ავლენს ხარისხს
დაჟანგვა-3:
3მგ + N 2 = Mg 3 N 2
3Si + N 2 = Si 3 N 2
კოვალენტური ნიტრიდებიდან უმაღლესი ღირებულებააქვს წყალბადის ნიტრიდი H3N
(ამიაკი), მიღებული სამრეწველო გზით მარტივი ნივთიერებებისგან სინთეზით:
3H 2 +N 2 = 2H 3 N
წარმოებული ამიაკის ძირითადი ნაწილი გამოიყენება მისაღებად აზოტის მჟავა.
2) ოქსიდებიდან შემცირების მეთოდი აზოტის თანდასწრებით. ამ პროცესებში შემამცირებელ აგენტად გამოიყენება არა მხოლოდ ნახშირბადი, არამედ ლითონები ან მათი ჰიდრიდები:
TiO 2 + CH 2 + N 2 = TiN + CaO + H 2 O
3) თერმული დისოციაციის მეთოდი. ეს მეთოდი ხორციელდება ლითონისა და აზოტის შემცველი ნაერთების გამოყენებით, მაგალითად, ამინოქლორიდები:
TiCl 4 4NH 3 = TiN + NH 3 + HCl
ამ გზით მიიღება ნიტრიდები AlN, VN, NbN, Ta 3 N 5, CrN, U 3 N, Fe 2 N.
4) აირის ფაზიდან ნიტრიდების დეპონირების მეთოდი. ამ მეთოდის მაგალითია ლითონის ქლორიდების და ოქსიქლორიდების ურთიერთქმედება ამიაკთან. ეს რეაქციები ჩვეულებრივ ხდება დაახლოებით 800oC ტემპერატურაზე
MeCl 4 + NH 3 →MeN + HCl
MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl
ნიტრიდების ქიმიური თვისებები
ნიტრიდების თვისებები მეტ-ნაკლებად ბუნებრივად იცვლება პერიოდული სისტემის პერიოდებსა და ჯგუფებში. მაგალითად, მოკლე პერიოდებში ხდება გადასვლა ძირითადიდან მჟავე ნიტრიდებზე:
Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N
ძირითადი ამფოტერული მჟავე
პირველი და მეორე ჯგუფის s-ელემენტების ნიტრიდები, მაგალითად Na3N, Mn 3 N 2, კრისტალური ნივთიერებებია. ქიმიურად ისინი საკმაოდ აქტიურები არიან.
მაგალითად, ისინი ადვილად იშლება წყლით, ქმნიან ტუტეს და ამიაკას:
Na 3 N + 3H 2 O = 3NaOH + H 3 N
მჟავა ნიტრიდები, მაგალითად Cl3N, ჰიდროლიზდება მჟავებისა და ამიაკის წარმოქმნით:
Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + H 3 N
ძირითადი ნიტრიდები რეაგირებენ მჟავებთან:
Mg 3 N 2 + HCl = MgCl 2 + H 3 N
ამავდროულად, მჟავა ნიტრიდები მიდრეკილნი არიან ურთიერთქმედებისკენ ტუტეებთან:
BN + H 2 O + NaOH→BO 2 Na + H 3 N
ამფოტერულ ნიტრიდებს, განსაკუთრებით AlN-ს, შეუძლიათ რეაგირება როგორც მჟავებთან, ასევე ტუტეებთან:
2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4
AlN + 3H 2 O + KOH→ Al(OH) 4 K+ H 3 N
ძირითადი და მჟავე ნიტრიდები შედიან კომპლექსურ რეაქციებში შერეული ნიტრიდების წარმოქმნით, მაგალითად Li 5 TiN 3, Li 5 GeN 3 და სხვ.
5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
ძირითადი მაწონი
ტუტე ლითონის ნიტრიდები არასტაბილური ნაერთებია. ნორმალურ ტემპერატურაზე ისინი არ ურთიერთობენ ჰაერში არსებულ ჟანგბადთან. დნობის ტემპერატურაზე ისინი იწყებენ ელემენტებად დაშლას.
ყველა კოვალენტური ნიტრიდი საკმაოდ სტაბილურია. განსაკუთრებით სტაბილურია ალუმინის, ბორის და სილიციუმის ნიტრიდები, რომლებიც ელემენტებად სუსტად დაშლას იწყებენ მხოლოდ 1000-1200°C ტემპერატურაზე. ისინი ძალიან მდგრადია დაჟანგვის, გამდნარი ლითონების, ცხელი მჟავების და სხვადასხვა აგრესიული გაზების მოქმედების მიმართ.
ლითონის მსგავს ნიტრიდებს აქვთ მაღალი ქიმიური წინააღმდეგობა, განსაკუთრებით ცივი და მდუღარე მჟავების, მრავალი გამდნარი ლითონის მოქმედების, აგრეთვე ჰაერში დაჟანგვის მიმართ. ტუტე ხსნარებში ლითონის მსგავსი ნიტრიდები ნაკლებად სტაბილურია. ისინი სწრაფად იშლება ტუტეებთან და ტუტე ლითონის მარილებთან შერწყმისას.
ჰიდრაზინი
ჰიდრაზინი (NH 2 NH 2) არის უაღრესად ჰიგიროსკოპიული სითხე ჰაერიდან ნახშირორჟანგის და ჟანგბადის შთანთქმის შესამჩნევი უნარით. ჰიდრაზინი იყინება პლუს 1,5° ტემპერატურაზე, ადუღდება 113,5° ტემპერატურაზე (წნევა 760 მმ Hg). ნივთიერების სპეციფიკური სიმძიმე იცვლება მისი აგრეგაციის მდგომარეობისა და ტემპერატურის მიხედვით გარემო. მინუს 5° ტემპერატურაზე მყარი ჰიდრაზინის სიმკვრივეა 1,146, სითხე 0° - 1,0253 და +15° - 1,0114 ტემპერატურაზე. ტემპერატურის შემდგომი მატებასთან ერთად, ნაერთის ხვედრითი წონა მცირდება. ჰიდრაზინი ძალიან ხსნადია წყალში, სპირტებში, ამიაკში და ამინებში. ის უხსნადია ნახშირწყალბადებში და მათ ჰალოგენურ წარმოებულებში. წყალხსნარებს აქვთ ძირითადი თვისებები. ჰიდრაზინი არის ძლიერი შემცირების აგენტი. ამის გამო ის თერმოდინამიკურად არასტაბილურია და ადვილად იშლება კატალიზატორების გავლენით, მაღალ ტემპერატურაზე გაცხელებისას და რადიაციის ზემოქმედებისას. ჰაერში ის ცისფერი ალით იწვის. ეს ათავისუფლებს ენერგიის მნიშვნელოვან რაოდენობას.
ინდუსტრიაში ჰიდრაზინი მიიღება რაშიგის მეთოდით, რომლის პირველი ეტაპი შედგება ქლორის მოქმედებისგან ამიაკზე, რის შედეგადაც წარმოიქმნება მყიფე ქლორამინი:
NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O
ჰიდრაზინის ქიმიური თვისებები განისაზღვრება, პირველ რიგში, იმით, რომ მისი მოლეკულა შედგება სუსტი ძირითადი თვისებების მქონე ორი ამინო ჯგუფისგან. ამის შესაბამისად, ჰიდრაზინს, როგორც სუსტ ფუძეს, შეუძლია რეაგირება მონობაზური მჟავის ერთ ან ორ მოლეკულასთან, მაგალითად მარილმჟავასთან:
N2H4 + HCl = N2H5Cl
N 2 H 4 + 2HCl = N 2 H 6 Cl 2
მისი რეაქცია გოგირდის მჟავასთან იწვევს ჰიდრაზინის სულფატს (N 2 H 6 SO 4), რომელიც, ისევე როგორც ნებისმიერი მარილი, არის მყარი, წყალში ძალიან ხსნადი. ჰიდრაზინის სულფატმა, სახელად სიგრაზინი, იპოვა სამედიცინო გამოყენება კიბოს პაციენტების სამკურნალოდ. ონკოლოგიური პაციენტები ჩვეულებრივ განიცდიან მძიმე დაღლილობას და წონის და მადის სწრაფ კლებას. ეს მოვლენები გამოწვეულია ნახშირწყლების მეტაბოლიზმის დარღვევით.
ჰიდრაზინის კიდევ ერთი თვისებაა მისი ძლიერი აღმდგენი თვისებები, რაც გამოწვეულია როგორც მის მოლეკულაში სუსტი აზოტ-აზოტის ბმის არსებობით, ასევე აზოტის ატომების დაჟანგვის ანომალიური ხარისხით (-2). ჰიდრაზინის შემცირების თვისებების მაგალითია მისი რეაქცია კალიუმის პერმანგანატთან, რომელიც შეიძლება გამოყენებულ იქნას ჰიდრაზინის ანალიტიკური განსაზღვრისთვის, ასევე სხვა ჟანგვის აგენტებთან რეაქციაში:
5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O
ჰიდრაზინი იწვის ჰაერში და ეს რეაქცია ძალზე ეგზოთერმულია და იწვევს აირისებრი პროდუქტების წარმოქმნას:
NH 2 -NH 2 + O 2 = N 2 + 2H 2 O + 149.5 კკალ/მოლი
ჰიდროქსილამინი
ჰიდროქსილამინის მოლეკულაში აზოტის ატომს აქვს ელექტრონების დაუკავებელი წყვილი. მაშასადამე, ამიაკის და ჰიდრაზინის მსგავსად, მას შეუძლია დამატების რეაქციები დონორ-აქცეპტორული მეთოდის მიხედვით ობლიგაციების შესაქმნელად. ჰიდროქსილამინი წყალში ძალიან ხსნადია და მჟავებთან ერთად იძლევა მარილებს, მაგალითად, ჰიდროქსილამონიუმის ქლორიდს. ჰიდროქსილამინში აზოტის დაჟანგვის ხარისხი არის -1. აქედან გამომდინარე, მას აქვს როგორც შემცირების, ასევე ჟანგვის თვისებები. თუმცა, ჰიდროქსილამინის შემცირების უნარი უფრო დამახასიათებელია. კერძოდ, ლაბორატორიულ პრაქტიკაში გამოიყენება როგორც შემცირების საშუალება (ძირითადად მარილების სახით).
ქიმიური თვისებები:
IN წყალხსნარშიდისოცირდება ძირითადი ტიპის მიხედვით, არის სუსტი ბაზა:
NH 2 OH + H 2 O = + + OH -
ასევე შეიძლება დაიშალა მჟავე გზით
NH 2 OH + H 2 O = NH 2 O - + H 3 O +
NH 3-ის მსგავსად, ჰიდროქსილამინი რეაგირებს მჟავებთან და ქმნის ჰიდროქსილამინის მარილებს:
NH 2 OH + HCl = Cl
ჰაერში კავშირი არასტაბილურია:
3NH 2 OH = N 2 + NH 3 + 3H 2 O
მაგრამ 3 kPa (2,25 მმ Hg) წნევით დნება 32 ° C ტემპერატურაზე და დუღს 57 ° C-ზე დაშლის გარეშე.
ჰაერში ის ადვილად იჟანგება ატმოსფერული ჟანგბადით:
4NH 2 OH + O 2 = 6H 2 O + 2N 2
ჰიდროქსილამინი ავლენს აღმდგენი აგენტის თვისებებს, როდესაც ექვემდებარება ჟანგვის აგენტებს, გამოიყოფა N 2 ან N 2 O;
ზოგიერთ რეაქციაში, NH 2 OH ავლენს ჟანგვის თვისებებს და ის მცირდება NH 3 ან NH 4 +
ქვითარი
ლაბორატორიაში მიიღება ჰიდროქსილამინის მარილების ვაკუუმში დაშლით: (NH 3 OH) 3 PO 4 ან (ClO 4) 2.
ჰიდროქსილამინის ალკოჰოლური ხსნარი შეიძლება მომზადდეს ეთანოლის მოქმედებით NH 3 OHCl-ზე.
მრეწველობაში ჰიდროქსილამინის მარილები მიიღება NO-ის წყალბადით შემცირებით პლატინის კატალიზატორის თანდასწრებით ან აზოტის მჟავას ჰიდროგენაციით, აგრეთვე ატომური წყალბადის აზოტმჟავაზე მოქმედებით.
ამონიუმის იონის ნიტრიტის იონთან დაჟანგვის პროცესი ძალიან მოსახერხებელია:ასევე ცნობილია სხვა მეთოდები: აზიდების დაშლა გაცხელებისას, ამიაკის დაშლა სპილენძის(II) ოქსიდით, ნიტრიტების ურთიერთქმედება სულფამის მჟავასთან ან შარდოვანასთან:
მაღალ ტემპერატურაზე ამიაკის კატალიზურ დაშლას ასევე შეუძლია აზოტის წარმოქმნა:
ფიზიკური თვისებები.
აზოტის ზოგიერთი ფიზიკური თვისება მოცემულია ცხრილში. 1. |
ცხრილი 1. აზოტის ზოგიერთი ფიზიკური თვისება |
|
| სიმკვრივე, გ/სმ 3 | 0.808 (თხევადი) |
| დნობის წერტილი, °C | –209,96 |
| დუღილის წერტილი, °C | –195,8 |
| კრიტიკული ტემპერატურა, °C | –147,1 |
| კრიტიკული წნევა, ატმ a | 33,5 |
| კრიტიკული სიმკვრივე, გ/სმ 3 ა | 0,311 |
| სპეციფიკური თბოტევადობა, J/(mol K) | 14.56 (15°C) |
| ელექტრონეგატიურობა პაულინგის მიხედვით | 3 |
| კოვალენტური რადიუსი, | 0,74 |
| ბროლის რადიუსი, | 1.4 (M 3–) |
| იონიზაციის პოტენციალი, V ბ | |
| პირველი | 14,54 |
| მეორე | 29,60 |
| ა ტემპერატურა და წნევა, რომლის სიმკვრივეააზოტის თხევადი და აირისებრი მდგომარეობა იგივეა. ბ ენერგიის რაოდენობა, რომელიც საჭიროა პირველი გარე ელექტრონის ამოსაღებად და შემდეგი, ატომური აზოტის 1 მოლზე. |
|
|
ცხრილი 2. აზოტისა და შესაბამისი ნაერთების ჟანგვის მდგომარეობები |
|
|
ჟანგვის მდგომარეობა |
კავშირის მაგალითები |
| ამიაკი NH 3, ამონიუმის იონი NH 4 +, ნიტრიდები M 3 N 2 | |
| ჰიდრაზინი N2H4 | |
| ჰიდროქსილამინი NH 2 OH | |
| ნატრიუმის ჰიპონიტრიტი Na 2 N 2 O 2, აზოტის ოქსიდი (I) N 2 O | |
| აზოტის(II) ოქსიდი NO | |
| აზოტის (III) ოქსიდი N 2 O 3, ნატრიუმის ნიტრიტი NaNO 2 | |
| აზოტის ოქსიდი (IV) NO 2, დიმერი N 2 O 4 | |
| აზოტის ოქსიდი(V) N 2 O 5 , აზოტის მჟავა HNO3 და მისი მარილები (ნიტრატები) | |
|
ცხრილი 3. ამიაკის და წყლის ზოგიერთი ფიზიკური თვისება |
||
|
საკუთრება |
||
| სიმკვრივე, გ/სმ 3 | 0.65 (–10°C) | 1.00 (4.0°C) |
| დნობის წერტილი, °C | –77,7 | 0 |
| დუღილის წერტილი, °C | –33,35 | 100 |
| კრიტიკული ტემპერატურა, °C | 132 | 374 |
| კრიტიკული წნევა, ატმ | 112 | 218 |
| აორთქლების ენთალპია, ჯ/გ | 1368 (–33°C) | 2264 (100°C) |
| დნობის ენთალპია, ჯ/გ | 351 (–77°C) | 334 (0°C) |
| სპეციფიკური გამტარობა | 5სთ 10 –11 (–33°C) | 4სთ 10 –8 (18°C) |
წყალში მიმდინარე პროცესის მსგავსია:
Ზოგიერთი ქიმიური თვისებებიორივე სისტემა შედარებულია ცხრილში. 4. თხევად ამიაკს, როგორც გამხსნელს, აქვს უპირატესობა ზოგიერთ შემთხვევაში, როდესაც შეუძლებელია წყალში რეაქციების განხორციელება წყალთან კომპონენტების სწრაფი ურთიერთქმედების გამო (მაგალითად, დაჟანგვა და შემცირება). მაგალითად, თხევად ამიაკში კალციუმი რეაგირებს KCl-თან და წარმოქმნის CaCl 2 და K, რადგან CaCl 2 უხსნადია თხევად ამიაკში, ხოლო K ხსნადია და რეაქცია მთლიანად მიმდინარეობს. წყალში ასეთი რეაქცია შეუძლებელია Ca-ს წყალთან სწრაფი ურთიერთქმედების გამო.
ამიაკის მიღება. აირისებრი NH 3 გამოიყოფა ამონიუმის მარილებისგან ძლიერი ფუძის მოქმედებით, მაგალითად, NaOH:მეთოდი გამოიყენება ლაბორატორიული პირობები. ამიაკის მცირე წარმოება ასევე ეფუძნება ნიტრიდების ჰიდროლიზს, როგორიცაა Mg 3 N 2 , წყალი. კალციუმის ციანამიდი CaCN 2 წყალთან ურთიერთობისას ის ასევე წარმოქმნის ამიაკას. ამიაკის წარმოების მთავარი სამრეწველო მეთოდი არის მისი კატალიზური სინთეზი ატმოსფერული აზოტისა და წყალბადისგან მაღალ ტემპერატურასა და წნევაზე:
წყალბადი ამ სინთეზისთვის მიიღება ნახშირწყალბადების თერმული კრეკით, ნახშირზე ან რკინაზე წყლის ორთქლის მოქმედებით, ალკოჰოლების წყლის ორთქლით დაშლით ან წყლის ელექტროლიზით. მრავალი პატენტი მიღებულია ამიაკის სინთეზისთვის, რომლებიც განსხვავდება პროცესის პირობებში (ტემპერატურა, წნევა, კატალიზატორი). არსებობს სამრეწველო წარმოების მეთოდი ქვანახშირის თერმული დისტილაციით. თან ტექნოლოგიური განვითარებაფ.ჰაბერის და კ.ბოშის სახელები დაკავშირებულია ამიაკის სინთეზთან. |
ცხრილი 4. რეაქციების შედარება წყალსა და ამიაკის გარემოში |
|
|
ამიაკის გარემო |
|
|
ნეიტრალიზაცია |
|
| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
|
ჰიდროლიზი (პროტოლიზი) |
|
 |
|
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl - |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl - |
|
Ცვლილება |
|
| Zn+2H3O+ ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
|
გადაწყვეტა (კომპლექსურობა ) |
|
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
|
ამფოტერულობა |
|
| Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 |
Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
სიმბოლო M
n+ წარმოადგენს გარდამავალი ლითონის იონს (პერიოდიული ცხრილის B ქვეჯგუფები, მაგ. Cu 2+, Mn 2+ დადა ა.შ.). ნებისმიერი პროტიკული (ე.ი. H- შემცველი) მჟავა რეაგირებს ამიაკთან წყალხსნარში და წარმოქმნის ამონიუმის მარილებს, როგორიცაა ამონიუმის ნიტრატი NH. 4 NO 3 , ამონიუმის ქლორიდი NH 4
Cl, ამონიუმის სულფატი (NH 4) 2 SO 4 ამონიუმის ფოსფატი (NH 4) 3PO 4 . ეს მარილები ფართოდ გამოიყენება სოფლის მეურნეობაროგორც სასუქები ნიადაგში აზოტის შესატანად. ამონიუმის ნიტრატი ასევე გამოიყენება როგორც იაფი ფეთქებადი; იგი პირველად გამოიყენეს ნავთობის საწვავთან ერთად ( დიზელის საწვავი). ამიაკის წყალხსნარი გამოიყენება უშუალოდ ნიადაგში შესატანად ან სარწყავი წყლით. შარდოვანა NH 2 CONH 2 ამიაკისა და ნახშირორჟანგის სინთეზით მიღებული, ასევე სასუქია. ამიაკის გაზი რეაგირებს ლითონებთან, როგორიცაა Na და K, რათა წარმოქმნას ამიდები:ამიაკი ასევე რეაგირებს ჰიდრიდებთან და ნიტრიდებთან ამიდების წარმოქმნით:
ტუტე ლითონის ამიდები (მაგ. NaNH 2) რეაგირება N 2-თან O გაცხელებისას წარმოიქმნება აზიდები:აირისებრი NH 3 ამცირებს მძიმე მეტალების ოქსიდებს ლითონებად მაღალ ტემპერატურაზე, როგორც ჩანს წყალბადის გამო, რომელიც წარმოიქმნება ამიაკის N-ად დაშლის შედეგად. 2 და H 2: წყალბადის ატომები NH მოლეკულაში 3
შეიძლება შეიცვალოს ჰალოგენით. იოდი რეაგირებს კონცენტრირებულ NH ხსნართან 3
, წარმოქმნის ნ-ს შემცველი ნივთიერებების ნარევსმე 3 . ეს ნივთიერება ძალიან არასტაბილურია და აფეთქებს ოდნავი მექანიკური ზემოქმედების დროს. როდესაც რეაგირებს NH 3 c Cl 2 იქმნება ქლორამინები NCl 3, NHCl 2 და NH 2 Cl. როდესაც ამიაკი ექვემდებარება ნატრიუმის ჰიპოქლორიტს NaOCl (წარმოქმნის NaOH და Cl2 ) საბოლოო პროდუქტი არის ჰიდრაზინი:
ჰიდრაზინი. ზემოაღნიშნული რეაქციები წარმოადგენს N კომპოზიციის ჰიდრაზინის მონოჰიდრატის მომზადების მეთოდს 2 H 4 H H 2 O. უწყლო ჰიდრაზინი წარმოიქმნება მონოჰიდრატის სპეციალური დისტილაციით BaO ან სხვა წყლის ამომღები ნივთიერებებით. ჰიდრაზინის თვისებები ოდნავ ჰგავს წყალბადის ზეჟანგს H 2 O 2 . სუფთა უწყლო ჰიდრაზინი
უფერო ჰიგიროსკოპიული სითხე, დუღილის 113,5°C ; კარგად იხსნება წყალში, ქმნის სუსტ ფუძეს IN მჟავე გარემო(H+ ) ჰიდრაზინი აყალიბებს + X ტიპის ჰიდრაზონიუმის ხსნად მარილებს . ჰიდრაზინი და მისი ზოგიერთი წარმოებული (როგორიცაა მეთილჰიდრაზინი) ჟანგბადთან ურთიერთქმედების სიმარტივე საშუალებას აძლევს მას გამოიყენოს როგორც თხევადი სარაკეტო საწვავის კომპონენტი. ჰიდრაზინი და მისი ყველა წარმოებული ძალიან ტოქსიკურია.Აზოტის ოქსიდები. ჟანგბადთან ნაერთებში აზოტი ავლენს ყველა ჟანგვის მდგომარეობას, წარმოქმნის ოქსიდებს: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. მწირი ინფორმაციაა აზოტის პეროქსიდების წარმოქმნის შესახებ (NO 3, NO 4). აზოტის ოქსიდი (I) N 2 O (დიანატროგენის მონოქსიდი) მიიღება ამონიუმის ნიტრატის თერმული დისოციაციის შედეგად:მოლეკულას აქვს წრფივი სტრუქტურაO საკმაოდ ინერტულია ოთახის ტემპერატურაზე, მაგრამ მაღალ ტემპერატურაზე მას შეუძლია ხელი შეუწყოს ადვილად დაჟანგული მასალების წვას. ნ 2
O, რომელიც ცნობილია როგორც სიცილის გაზი, გამოიყენება მედიცინაში რბილი ანესთეზიისთვის.აზოტის ოქსიდი (II) NO უფერო გაზი, არის ამიაკის კატალიზური თერმული დისოციაციის ერთ-ერთი პროდუქტი ჟანგბადის თანდასწრებით:
NO ასევე წარმოიქმნება აზოტის მჟავას თერმული დაშლის დროს ან სპილენძის განზავებულ აზოტმჟავასთან რეაქციის დროს:NO მიიღება მარტივი ნივთიერებებისგან სინთეზით (N 2 და O 2 ) ძალიან მაღალ ტემპერატურაზე, მაგალითად, ელექტრო გამონადენში. NO მოლეკულის სტრუქტურას აქვს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი. ასეთ სტრუქტურასთან კავშირები ურთიერთქმედებს ელექტრულ და მაგნიტური ველები. თხევად ან მყარ მდგომარეობაში ოქსიდი ლურჯი ფერისაა, რადგან დაუწყვილებელი ელექტრონი იწვევს ნაწილობრივ ასოცირებას თხევად მდგომარეობაში და სუსტ დიმერიზაციას მყარ მდგომარეობაში: 2NO N2O2. აზოტის ოქსიდი (III) N2O3 (აზოტის ტრიოქსიდი) აზოტის ანჰიდრიდი: N2O3 + H2O2HNO2. სუფთა N2O3 შეიძლება მიღებულ იქნას ლურჯი სითხის სახით როცა დაბალი ტემპერატურა(20°
გ) NO და NO ეკვმოლეკულური ნარევიდან 2. N2O3 მდგრადია მხოლოდ მყარ მდგომარეობაში დაბალ ტემპერატურაზე (mp 102.3°
გ), თხევად და აირისებრ მდგომარეობებში ის კვლავ იშლება NO და NO 2 .
აზოტის ოქსიდი (IV) NO 2 (აზოტის დიოქსიდს) ასევე აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონი მოლეკულაში ( იხილეთ ზემოთაზოტის ოქსიდი (II)). მოლეკულის სტრუქტურა მოიცავს სამ ელექტრონულ კავშირს, ხოლო მოლეკულა ავლენს თავისუფალი რადიკალის თვისებებს (ერთი ხაზი შეესაბამება ორ დაწყვილებულ ელექტრონს):
თურმე კატალიზური დაჟანგვაამიაკი ჭარბი ჟანგბადით ან ჰაერში NO დაჟანგვით:
და ასევე რეაქციებით:
ოთახის ტემპერატურაზე NO 2
გაზი მუქი ყავისფერია და აქვს მაგნიტური თვისებები დაუწყვილებელი ელექტრონის არსებობის გამო. 0-ზე დაბალ ტემპერატურაზე°C NO 2 მოლეკულა დიმერიზდება დიატროგენის ტეტროქსიდში და 9.3°
C დიმერიზაცია მთლიანად მიმდინარეობს: 2NO2N2O4 . თხევად მდგომარეობაში მხოლოდ 1% NO არის არადიმერიზებული 2 და 100 ° C რჩება დიმერის სახით 10% N 2 O 4 . (ან N2O4 ) რეაგირებს თბილი წყალიაზოტის მჟავის წარმოქმნით: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 ტექნოლოგია ამიტომ ძალიან მნიშვნელოვანია, როგორც შუალედური ეტაპი ინდუსტრიულად მნიშვნელოვანი პროდუქტის მისაღებად
აზოტის მჟავა.აზოტის ოქსიდი (V) N2O5 (მოძველებული. აზოტის ანჰიდრიდი) თეთრი კრისტალური ნივთიერება, მიღებული აზოტის მჟავას გაუწყლოებით ფოსფორის ოქსიდის P-ს თანდასწრებით 4 O 10: 
N2O5 ადვილად იხსნება ჰაერის ტენიანობაში, კვლავ წარმოიქმნება HNO3. N2O5-ის თვისებები წონასწორობით განსაზღვრული
N 2 O 5 კარგი ჟანგვის აგენტია, ის ადვილად, ზოგჯერ ძალადობრივად რეაგირებს ლითონებთან და ორგანულ ნაერთებთან და სუფთა მდგომარეობაში, გაცხელებისას ფეთქდება. სავარაუდო სტრუქტურა. ხსნარის აორთქლებისას წარმოიქმნება თეთრი ასაფეთქებელი ნივთიერება მოსალოდნელი სტრუქტურით HON=NOH. აზოტის მჟავა
HNO2 არ არის არსებობს სუფთა ფორმათუმცა, მისი დაბალი კონცენტრაციის წყალხსნარები წარმოიქმნება ბარიუმის ნიტრიტში გოგირდმჟავას დამატებით:აზოტის მჟავა ასევე წარმოიქმნება NO-სა და NO-ს ეკვმოლური ნარევის გახსნისას 2 (ან N 2 O 3 ) წყალში. აზოტის მჟავა ოდნავ უფრო ძლიერია ძმარმჟავა. მასში აზოტის ჟანგვის მდგომარეობაა +3 (მისი სტრუქტურა HON=O), იმათ. ეს შეიძლება იყოს როგორც ჟანგვის აგენტი, ასევე შემცირების აგენტი. შემცირების აგენტების გავლენით, ჩვეულებრივ აღდგებაარა და ჟანგვის აგენტებთან ურთიერთობისას იჟანგება აზოტმჟავად. ზოგიერთი ნივთიერების, როგორიცაა ლითონები ან იოდიდის იონი, აზოტის მჟავაში დაშლის სიჩქარე დამოკიდებულია აზოტის მჟავის კონცენტრაციაზე, რომელიც იმყოფება მინარევის სახით. აზოტის მჟავას ნიტრიტების მარილები წყალში ძალიან ხსნადია, გარდა ვერცხლის ნიტრიტისა.
NaNO2 გამოიყენება საღებავების წარმოებაში.აზოტის მჟავა HNO3 მთავარი ქიმიური მრეწველობის ერთ-ერთი ყველაზე მნიშვნელოვანი არაორგანული პროდუქტი. იგი გამოიყენება მრავალი სხვა არაორგანული და ორგანული ნივთიერების ტექნოლოგიებში, როგორიცაა ასაფეთქებელი ნივთიერებები, სასუქები, პოლიმერები და ბოჭკოები, საღებავები, ფარმაცევტული საშუალებები და ა.შ. იხილეთ ასევექიმიური ელემენტები.ლიტერატურა Nitrogenist-ის დირექტორია. მ., 1969 წნეკრასოვი ბ.ვ. საფუძვლები ზოგადი ქიმია . მ., 1973 წ
აზოტის ფიქსაციის პრობლემები. არაორგანული და ფიზიკური ქიმია. მ., 1982 წ
აზოტი- V ა ჯგუფის მე-2 პერიოდის ელემენტი Პერიოდული ცხრილი, სერიული ნომერი 7. ატომის ელექტრონული ფორმულა [ 2 He]2s 2 2p 3, დამახასიათებელი დაჟანგვის მდგომარეობები 0, -3, +3 და +5, ნაკლებად ხშირად +2 და +4 და ა.შ. N v მდგომარეობა ითვლება შედარებით სტაბილურად.
აზოტის ჟანგვის მდგომარეობების მასშტაბები:
+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.
აზოტს აქვს მაღალი ელექტრონეგატიურობა (3.07), მესამე F-ისა და O-ს შემდეგ. იგი ავლენს ტიპურ არამეტალურ (მჟავე) თვისებებს, აყალიბებს სხვადასხვა ჟანგბადის შემცველ მჟავებს, მარილებს და ბინარულ ნაერთებს, ასევე ამონიუმის კატიონს NH 4 და მის მარილებს.
Ბუნებაში - მეჩვიდმეტექიმიური სიმრავლის ელემენტით (მეცხრე არალითონებს შორის). სასიცოცხლო ელემენტია ყველა ორგანიზმისთვის.
ნ 2
მარტივი ნივთიერება. იგი შედგება არაპოლარული მოლეკულებისგან ძალიან სტაბილური ˚σππ-ბმა N≡N, ეს ხსნის ელემენტის ქიმიურ ინერტულობას ნორმალურ პირობებში.
უფერო, უგემოვნო და უსუნო აირი, რომელიც კონდენსირდება უფერო სითხეში (O2-ისგან განსხვავებით).
სახლში კომპონენტიჰაერი 78,09% მოცულობით, 75,52 მასით. აზოტი ადუღდება თხევადი ჰაერიდან მოშორებით, სანამ ჟანგბადი ადუღდება. წყალში ოდნავ ხსნადი (15,4 მლ/1 ლ H 2 O 20 ˚C ტემპერატურაზე), აზოტის ხსნადობა ჟანგბადზე ნაკლებია.
ოთახის ტემპერატურაზე N2 რეაგირებს ფტორთან და ძალიან მცირე რაოდენობით ჟანგბადთან:
N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO
ამიაკის წარმოქმნის შექცევადი რეაქცია ხდება 200˚C ტემპერატურაზე, 350 ატმ-მდე წნევის ქვეშ და ყოველთვის კატალიზატორის თანდასწრებით (Fe, F 2 O 3, FeO, ლაბორატორიაში Pt)
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ
Le Chatelier-ის პრინციპის მიხედვით, ამიაკის მოსავლიანობის ზრდა უნდა მოხდეს წნევის მატებასთან და ტემპერატურის კლებასთან ერთად. თუმცა, დაბალ ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარე ძალიან დაბალია, ამიტომ პროცესი ტარდება 450-500 ˚C ტემპერატურაზე, მიიღწევა 15% ამიაკის გამოსავლიანობა. არარეაგირებულ N 2 და H 2 ბრუნდება რეაქტორში და ამით ზრდის რეაქციის ხარისხს.
აზოტი ქიმიურად პასიურია მჟავებთან და ტუტეებთან მიმართებაში და არ უწყობს ხელს წვას.
ქვითარივ ინდუსტრია- თხევადი ჰაერის ფრაქციული დისტილაცია ან ჰაერიდან ჟანგბადის მოცილება ქიმიური საშუალებებით, მაგალითად, რეაქციის 2C (კოქსი) + O 2 = 2CO გაცხელებისას. ამ შემთხვევაში მიიღება აზოტი, რომელიც ასევე შეიცავს კეთილშობილური აირების (ძირითადად არგონის) მინარევებს.
ლაბორატორიაში მცირე რაოდენობით ქიმიურად სუფთა აზოტის მიღება შესაძლებელია კომუტაციის რეაქციით ზომიერი გათბობით:
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)
გამოიყენება ამიაკის სინთეზისთვის. აზოტის მჟავა და სხვა აზოტის შემცველი პროდუქტები, როგორც ინერტული საშუალება ქიმიური და მეტალურგიული პროცესებისა და აალებადი ნივთიერებების შესანახად.
ნ.ჰ. 3
ორობითი ნაერთი, აზოტის ჟანგვის მდგომარეობაა – 3. უფერო გაზი მკვეთრი დამახასიათებელი სუნით. მოლეკულას აქვს არასრული ტეტრაედრის სტრუქტურა [: N(H) 3] (sp 3 ჰიბრიდიზაცია). დონორი წყვილი ელექტრონების არსებობა აზოტის sp 3 ჰიბრიდულ ორბიტალზე NH 3 მოლეკულაში განსაზღვრავს წყალბადის კატიონის დამატების დამახასიათებელ რეაქციას, რაც იწვევს კატიონის წარმოქმნას. ამონიუმი NH4. იგი თხევადდება ჭარბი წნევის ქვეშ ოთახის ტემპერატურაზე. თხევად მდგომარეობაში იგი ასოცირდება წყალბადის ბმებით. თერმულად არასტაბილური. წყალში ძალიან ხსნადი (700 ლ/1 ლ H 2 O-ზე მეტი 20˚C-ზე); გაჯერებულ ხსნარში წილი არის 34% წონით და 99% მოცულობით, pH = 11,8.
ძალიან რეაქტიული, მიდრეკილია დამატების რეაქციებისკენ. იწვის ჟანგბადში, რეაგირებს მჟავებთან. მას ავლენს აღმდგენი (N -3 გამო) და ჟანგვის (H +1 გამო) თვისებები. აშრობენ მხოლოდ კალციუმის ოქსიდით.
ხარისხობრივი რეაქციები – თეთრი „კვამლის“ წარმოქმნა აირისებრ HCl-თან შეხებისას, Hg 2 (NO3) 2 ხსნარით დასველებული ქაღალდის ნაჭრის გაშავება.
შუალედური პროდუქტი HNO 3 და ამონიუმის მარილების სინთეზში. გამოიყენება სოდის, აზოტოვანი სასუქების, საღებავების, ფეთქებადი ნივთიერებების წარმოებაში; თხევადი ამიაკი არის გამაგრილებელი. შხამიანი.
ყველაზე მნიშვნელოვანი რეაქციების განტოლებები:
2NH 3 (გ) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (გ) + HCl (გ) ↔ NH 4 Cl (გ) თეთრი „კვამლი“
4NH 3 + 3O 2 (ჰაერი) = 2N 2 + 6 H 2 O (წვა)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, კატა. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3 მგ = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (გ) + CO 2 (გ) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (ოთახის ტემპერატურა, წნევა)
ქვითარი. IN ლაბორატორიები– ამიაკის გადაადგილება ამონიუმის მარილებიდან სოდა კირით გაცხელებისას: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
ან ამიაკის წყალხსნარის მოხარშვა და შემდეგ გაზის გაშრობა.
ინდუსტრიაშიამიაკი იწარმოება აზოტისა და წყალბადისგან. წარმოებული მრეწველობის მიერ ან თხევადი ფორმით ან კონცენტრირებული წყალხსნარის სახით ტექნიკური სახელწოდებით ამიაკის წყალი.
ამიაკის ჰიდრატინ.ჰ. 3
*
ჰ 2
ო.
ინტერმოლეკულური კავშირი. თეთრი, ბროლის ბადეში – NH 3 და H 2 O მოლეკულები, რომლებიც დაკავშირებულია სუსტი წყალბადის ბმით. წარმოდგენილია ამიაკის წყალხსნარში, სუსტი ფუძე (დისოციაციის პროდუქტები - NH 4 კატიონი და OH ანიონი). ამონიუმის კატიონს აქვს რეგულარული ტეტრაედრული სტრუქტურა (sp 3 ჰიბრიდიზაცია). თერმულად არასტაბილურია, მთლიანად იშლება ხსნარის ადუღებისას. განეიტრალება ძლიერი მჟავებით. ავლენს შემცირების თვისებებს (N-3-ის გამო) კონცენტრირებულ ხსნარში. ის განიცდის იონგაცვლის და კომპლექსურ რეაქციებს.
ხარისხობრივი რეაქცია- თეთრი „კვამლის“ წარმოქმნა აირისებრ HCl-თან შეხებისას. იგი გამოიყენება ხსნარში ოდნავ ტუტე გარემოს შესაქმნელად ამფოტერული ჰიდროქსიდების ნალექების დროს.
1 M ამიაკის ხსნარი შეიცავს ძირითადად NH 3 *H 2 O ჰიდრატს და მხოლოდ 0.4% NH 4 OH იონებს (ჰიდრატის დისოციაციის გამო); ამრიგად, იონური "ამონიუმის ჰიდროქსიდი NH 4 OH" პრაქტიკულად არ შეიცავს ხსნარში და არ არის ასეთი ნაერთი მყარ ჰიდრატში.
ყველაზე მნიშვნელოვანი რეაქციების განტოლებები:
NH 3 H 2 O (კონს.) = NH 3 + H 2 O (ადუღება NaOH-თან ერთად)
NH 3 H 2 O + HCl (განზავებული) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (კონს.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (კონს.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (კონს.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (კონს.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (კონს.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (კონს.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
ამიაკის განზავებულ ხსნარს (3-10%) ხშირად უწოდებენ ამიაკი
(სახელი გამოიგონეს ალქიმიკოსებმა), ხოლო კონცენტრირებული ხსნარი (18,5 - 25%) არის ამიაკის ხსნარი (წარმოებული მრეწველობის მიერ).
Აზოტის ოქსიდები
აზოტის მონოქსიდიარა
მარილწარმომქმნელი ოქსიდი. უფერო გაზი. რადიკალი შეიცავს კოვალენტურ sp ბმას (N꞊O), მყარ მდგომარეობაში N 2 O 2 co დიმერს. N-N კავშირი. უკიდურესად თერმულად სტაბილური. მგრძნობიარეა ჰაერის ჟანგბადის მიმართ (ყავისფერი ხდება). ოდნავ ხსნადი წყალში და არ რეაგირებს მასთან. ქიმიურად პასიურია მჟავებისა და ტუტეების მიმართ. გაცხელებისას ის რეაგირებს ლითონებთან და არალითონებთან. NO და NO 2 ("აზოტის გაზები") მაღალრეაქტიული ნარევი. შუალედური პროდუქტი აზოტის მჟავას სინთეზში.
ყველაზე მნიშვნელოვანი რეაქციების განტოლებები:
2NO + O 2 (გ) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (გრაფიტი) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (წითელი) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
რეაქციები NO და NO 2 ნარევებზე:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
ქვითარივ ინდუსტრია: ამიაკის დაჟანგვა ჟანგბადით კატალიზატორზე, ში ლაბორატორიები- განზავებული აზოტის მჟავის ურთიერთქმედება შემამცირებელ აგენტებთან:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 არა+ 4 H 2 O
ან ნიტრატის შემცირება:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 არა +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
აზოტის დიოქსიდიარა 2
მჟავა ოქსიდი, პირობითად შეესაბამება ორ მჟავას - HNO 2 და HNO 3 (მჟავა N 4-ისთვის არ არსებობს). ყავისფერი გაზი, ოთახის ტემპერატურაზე მონომერი NO 2, სიცივეში თხევადი უფერო დიმერი N 2 O 4 (დიანატროგენის ტეტროქსიდი). სრულად რეაგირებს წყალთან და ტუტეებთან. ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტი, რომელიც იწვევს ლითონების კოროზიას. გამოიყენება აზოტის მჟავისა და უწყლო ნიტრატების სინთეზისთვის, როგორც სარაკეტო საწვავის ოქსიდიზატორი, ზეთის გამწმენდი გოგირდისგან და დაჟანგვის კატალიზატორი. ორგანული ნაერთები. შხამიანი.
ყველაზე მნიშვნელოვანი რეაქციების განტოლება:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ლ) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (სინ.) (ცივში)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (განზავებული) = 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 (კატ. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
ქვითარი:ვ ინდუსტრია - NO-ის დაჟანგვა ატმოსფერული ჟანგბადით, ში ლაბორატორიები- კონცენტრირებული აზოტის მჟავის ურთიერთქმედება შემამცირებელ აგენტებთან:
6HNO 3 (კონს., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (კონს., hor.) + P (წითელი) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (კონს., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2
დიაატროგენის ოქსიდინ 2 ო
უფერო გაზით სასიამოვნო სუნი(„სიცილის გაზი“), N꞊N꞊О, აზოტის ფორმალური დაჟანგვის მდგომარეობა +1, წყალში ცუდად ხსნადი. მხარს უჭერს გრაფიტის და მაგნიუმის წვას:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
მიიღება ამონიუმის ნიტრატის თერმული დაშლით:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
გამოიყენება მედიცინაში, როგორც საანესთეზიო.
დიაატროგენის ტრიოქსიდინ 2 ო 3
დაბალ ტემპერატურაზე – ლურჯი სითხე, ON꞊NO 2, აზოტის ფორმალური დაჟანგვის მდგომარეობა +3. 20 ˚C ტემპერატურაზე ის 90% იშლება უფერო NO და ყავისფერი NO 2 ნარევში („აზოტოვანი აირები“, სამრეწველო კვამლი – „მელას კუდი“). N 2 O 3 - მჟავა ოქსიდი, სიცივეში წყალთან ერთად წარმოქმნის HNO 2, გაცხელებისას ის განსხვავებულად რეაგირებს:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
ტუტეებთან ერთად იძლევა მარილებს HNO 2, მაგალითად NaNO 2.
მიღებულია NO რეაქციით O 2-თან (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ან NO 2-თან (NO 2 + NO = N 2 O 3)
ძლიერი გაგრილებით. „აზოტის გაზები“ ასევე საშიშია ეკოლოგიურად და მოქმედებს როგორც კატალიზატორი ატმოსფეროს ოზონის შრის განადგურებისთვის.
დიაატროგენის პენტოქსიდი ნ 2 ო 5
უფერო, მყარი ნივთიერება, O 2 N – O – NO 2, აზოტის დაჟანგვის მდგომარეობა არის +5. ოთახის ტემპერატურაზე ის იშლება NO 2 და O 2 10 საათში. რეაგირებს წყალთან და ტუტეებთან, როგორც მჟავა ოქსიდი:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
მომზადებულია აზოტის მჟავას დეჰიდრატაციით:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ან NO 2-ის დაჟანგვა ოზონით -78˚C-ზე:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
ნიტრიტები და ნიტრატები
კალიუმის ნიტრიტიKNO 2
. თეთრი, ჰიგიროსკოპიული. დნება დაშლის გარეშე. მდგრადია მშრალ ჰაერში. ძალიან ხსნადი წყალში (წარმოქმნის უფერო ხსნარს), ჰიდროლიზდება ანიონზე. ტიპიური ჟანგვის და შემცირების აგენტი მჟავე გარემოში, ის ძალიან ნელა რეაგირებს ტუტე გარემოში. შედის იონგაცვლის რეაქციებში. ხარისხობრივი რეაქციები NO 2 იონზე - იისფერი MnO 4 ხსნარის გაუფერულება და I იონების დამატებისას შავი ნალექის გამოჩენა, იგი გამოიყენება საღებავების წარმოებაში, როგორც ამინომჟავების და იოდიდების ანალიზური რეაგენტი და ფოტოგრაფიული რეაგენტების კომპონენტი. .
ყველაზე მნიშვნელოვანი რეაქციების განტოლება:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (კონს.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (დილ.)+ O 2 (მაგ.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (ძალიან.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (გაჯერებული) + NH 4 + (გაჯერებული) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (შავი) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (განზავებული) + Ag + = AgNO 2 (ღია ყვითელი)↓
ქვითარი ვინდუსტრია- კალიუმის ნიტრატის შემცირება პროცესებში:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (კონს.) + Pb (სპონგი) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
ჰ
იტრატირება
კალიუმი
KNO 3
ტექნიკური სახელი კალიუმის,ან ინდურიმარილი , მარილიანი.თეთრი, დნება დაშლის გარეშე და იშლება შემდგომი გაცხელებისას. სტაბილურია ჰაერში. წყალში ძალიან ხსნადი (მაღალი ენდო-ეფექტი, = -36 კჯ), ჰიდროლიზის გარეშე. ძლიერი ჟანგვის აგენტი შერწყმის დროს (ატომური ჟანგბადის გამოყოფის გამო). ხსნარში ის მცირდება მხოლოდ ატომური წყალბადით (მჟავე გარემოში KNO 2-მდე, ტუტე გარემოში NH 3-მდე). გამოიყენება მინის წარმოებაში, როგორც კონსერვანტი საკვები პროდუქტები, პიროტექნიკური ნარევებისა და მინერალური სასუქების კომპონენტი.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (Zn, დილ. HCl) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al, კონს. 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 (გრაფიტი) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (წვა)
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)
ქვითარი: ინდუსტრიაში
4KOH (ჰორ.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
და ლაბორატორიაში:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
