Ոչ մետաղներով միացություններ

Հայտնի են բոլոր ազոտի հալոգենիդները NG 3: Տրիֆտոր NF 3-ը ստացվում է ֆտորին ամոնիակի հետ փոխազդելով.

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Ազոտի տրիֆտորիդը անգույն թունավոր գազ է, որի մոլեկուլներն ունեն բրգաձեւ կառուցվածք։ Ֆտորի ատոմները գտնվում են բուրգի հիմքում, իսկ գագաթը զբաղեցնում է ազոտի ատոմը՝ միայնակ էլեկտրոնային զույգով։ NF 3-ը շատ դիմացկուն է տարբեր քիմիական նյութերի և ջերմության նկատմամբ:

Ազոտի մնացած տրիհալիդները էնդոթերմ են և հետևաբար անկայուն և ռեակտիվ: NCl 3-ը ձևավորվում է քլոր գազը ամոնիումի քլորիդի ուժեղ լուծույթի մեջ անցկացնելով.

3Cl 2 + NH 4 Cl = 4HCl + NCl 3

Ազոտի տրիքլորիդը խիստ ցնդող (t եռման կետ = 71 աստիճան C) հեղուկ է սուր հոտով: Թեթև տաքացումը կամ հարվածը ուղեկցվում է պայթյունով, որն ազատում է մեծ քանակությամբ ջերմություն: Այս դեպքում NCl 3-ը բաժանվում է տարրերի: Trihalides NBr 3 և NI 3 նույնիսկ ավելի քիչ կայուն են:

Քալկոգեններով ազոտի ածանցյալները շատ անկայուն են իրենց ուժեղ էնդոթերմիկության պատճառով։ Դրանք բոլորը վատ ուսումնասիրված են և պայթում են, երբ տաքանում են և հարվածում:

Միացումներ մետաղների հետ

Աղի նման նիտրիդները ստացվում են մետաղներից և ազոտից ուղղակի սինթեզով։ Աղի նման նիտրիդները քայքայվում են ջրով և նոսր թթուներով.

Mg 3 N 2 + 6N 2 = 3 Mg (OH) 2 + 2NH 3

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

Երկու ռեակցիաներն էլ ապացուցում են ակտիվ մետաղների նիտրիդների հիմնական բնույթը:

Մետաղանման նիտրիդները արտադրվում են ազոտի կամ ամոնիակի մթնոլորտում մետաղները տաքացնելու միջոցով։ Որպես սկզբնական նյութեր կարող են օգտագործվել անցումային մետաղների օքսիդները, հալոգենիդները և հիդրիդները.

2Ta + N 2 = 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 = 2 MnN + 3H 2 O

CrCl 3 + NH 3 = CrN + 3HCl; 2TiN 2 + 2NH 3 = 2TiN +5H 2

Ազոտի և ազոտ պարունակող միացությունների կիրառում

Ազոտի կիրառման շրջանակը շատ լայն է՝ պարարտանյութերի, պայթուցիկ նյութերի, ամոնիակի արտադրություն, որն օգտագործվում է բժշկության մեջ։ Առավել արժեքավոր են ազոտ պարունակող պարարտանյութերը։ Նման պարարտանյութերը ներառում են ամոնիումի նիտրատ, միզանյութ, ամոնիակ և նատրիումի նիտրատ: Ազոտը սպիտակուցի մոլեկուլների անբաժանելի մասն է, այդ իսկ պատճառով այն բույսերին անհրաժեշտ է նորմալ աճի և զարգացման համար։ Ազոտի այնպիսի կարևոր միացություն ջրածնի հետ, ինչպիսին է ամոնիակը, օգտագործվում է սառնարանային ագրեգատներում, որոնք շրջանառվում են փակ խողովակային համակարգով, գոլորշիանում մեծ թվովջերմություն. Կալիումի նիտրատն օգտագործվում է սև փոշի արտադրելու համար, իսկ վառոդն օգտագործվում է որսորդական հրացաններում և գետնի տակ գտնվող հանքաքարի հանքավայրերի հետազոտման համար։ Սև փոշին ստացվում է պիրոքսիլինից. էսթերցելյուլոզա և ազոտաթթու: Լեռներում թունելներ կառուցելու համար օգտագործվում են ազոտի վրա հիմնված օրգանական պայթուցիկներ (տրոտիլ, նիտրոգլիցերին):

Բնության մեջ լինելը.

Ազոտը բնության մեջ հանդիպում է հիմնականում ազատ վիճակում։ Օդում նրա ծավալային բաժինը կազմում է 78,09%, իսկ զանգվածային բաժին- 75,6%: Հողերում ազոտի միացությունները քիչ քանակությամբ են հանդիպում։ Ազոտը սպիտակուցների և շատ բնական օրգանական միացությունների մի մասն է: Ազոտի ընդհանուր պարունակությունը երկրի ընդերքը 0,01%.

Անդորրագիր.

Տեխնոլոգիայում ազոտը ստացվում է հեղուկ օդից։ Ինչպես գիտեք, օդը գազերի խառնուրդ է, հիմնականում՝ ազոտի և թթվածնի։ Երկրի մակերևույթի չոր օդը պարունակում է (ծավալային բաժիններով)՝ ազոտ՝ 78,09%, թթվածին 20,95%, ազնիվ գազեր՝ 0,93%, ածխածնի օքսիդ (IV) 0,03%, ինչպես նաև պատահական կեղտեր՝ փոշի, միկրոօրգանիզմներ, ծծմբաջրածին, ծծմբի օքսիդ։ IV) և այլն: Ազոտ ստանալու համար օդը տեղափոխվում է հեղուկ վիճակ, այնուհետև գոլորշիացման միջոցով ազոտը առանձնացվում է ավելի քիչ ցնդող թթվածնից (այսինքն՝ ազոտի եռման կետը -195,8 °C, թթվածինը -183 °C): Այս կերպ ստացված ազոտը պարունակում է ազնիվ գազերի (հիմնականում արգոն) կեղտեր։ Մաքուր ազոտը կարելի է ստանալ լաբորատոր պայմաններում՝ տաքացնելիս ամոնիումի նիտրիտը քայքայելով.

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Ֆիզիկական հատկություններ.Ազոտը անգույն, անհոտ և անհամ գազ է, ավելի թեթև, քան օդը։ Ջրում լուծելիությունն ավելի քիչ է, քան թթվածինը. 20 0 C ջերմաստիճանում 1 լիտր ջրի մեջ (թթվածին 31 մլ) լուծվում է 15,4 մլ ազոտ։ Հետևաբար, ջրում լուծված օդում թթվածնի պարունակությունը ազոտի համեմատ ավելի մեծ է, քան մթնոլորտում: Ջրի մեջ ազոտի ցածր լուծելիությունը, ինչպես նաև դրա եռման շատ ցածր կետը բացատրվում են շատ թույլ միջմոլեկուլային փոխազդեցությամբ ինչպես ազոտի և ջրի մոլեկուլների, այնպես էլ ազոտի մոլեկուլների միջև:

Բնական ազոտը բաղկացած է երկու կայուն իզոտոպներից՝ 14 (99,64%) և 15 (0,36%) զանգվածային թվերով։

Քիմիական հատկություններ.

Սենյակային ջերմաստիճանում ազոտը ուղղակիորեն միանում է միայն լիթիումին.

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Այն փոխազդում է այլ մետաղների հետ միայն բարձր ջերմաստիճանի դեպքում՝ առաջացնելով նիտրիդներ։ Օրինակ՝

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, 2Al + N 2 = 2AlN

Բարձր ճնշման և ջերմաստիճանում կատալիզատորի առկայության դեպքում ազոտը միանում է ջրածնի հետ.

N2 + 3H2 = 2NH3

Էլեկտրական աղեղի ջերմաստիճանում (3000-4000 աստիճան) ազոտը միանում է թթվածնի հետ.

Դիմում.Ազոտը մեծ քանակությամբ օգտագործվում է ամոնիակ արտադրելու համար։ Լայնորեն օգտագործվում է իներտ միջավայր ստեղծելու համար՝ լցնելով շիկացած էլեկտրական լամպեր և ազատ տարածություն սնդիկի ջերմաչափերում, դյուրավառ հեղուկներ մղելիս: Այն օգտագործվում է պողպատե արտադրանքի մակերեսը նիտրացնելու համար, այսինքն. բարձր ջերմաստիճաններում դրանց մակերեսը հագեցնել ազոտով: Արդյունքում մակերեսային շերտում առաջանում են երկաթի նիտրիդներ, որոնք ավելի մեծ կարծրություն են հաղորդում պողպատին։ Այս պողպատը կարող է դիմակայել մինչև 500 °C տաքացմանը՝ չկորցնելով իր կարծրությունը:

Ազոտը կարևոր է բույսերի և կենդանիների կյանքի համար, քանի որ այն սպիտակուցային նյութերի մի մասն է։ Ազոտի միացություններն օգտագործվում են հանքային պարարտանյութերի, պայթուցիկ նյութերի արտադրության մեջ և բազմաթիվ արդյունաբերություններում:

Հարց թիվ 48.

Ամոնիակ, նրա հատկությունները, արտադրության մեթոդները: Ամոնիակի կիրառում ազգային տնտեսություն. Ամոնիումի հիդրօքսիդ. Ամոնիումի աղերը, դրանց հատկությունները և կիրառությունները. Ազոտային պարարտանյութեր՝ ազոտի ամոնիումային ձևով։ Որակական ռեակցիա ամոնիումի իոնի նկատմամբ.

Ամոնիակ -անգույն գազ՝ բնորոշ հոտով, օդից գրեթե երկու անգամ ավելի թեթեւ։ Երբ ճնշումը մեծանում կամ սառչում է, այն հեշտությամբ հեղուկացվում է անգույն հեղուկի: Ամոնիակը շատ լուծելի է ջրի մեջ։ Ջրի մեջ ամոնիակի լուծույթը կոչվում է ամոնիակ ջուրկամ ամոնիակ.Եռալու ժամանակ լուծված ամոնիակը գոլորշիանում է լուծույթից։

Քիմիական հատկություններ.

Փոխազդեցություն թթուների հետ.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Փոխազդեցություն թթվածնի հետ.

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

Պղնձի վերականգնում.

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Անդորրագիր.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N2 + 3H2 = 2NH3

Դիմում.

Հեղուկ ամոնիակը և դրա ջրային լուծույթները օգտագործվում են որպես հեղուկ պարարտանյութ։

Ամոնիումի հիդրօքսիդ (ամոնիումի հիդրօքսիդ) – NH 4 Օհ

Ամոնիումի աղերը և դրանց հատկությունները.Ամոնիումի աղերը բաղկացած են ամոնիումի կատիոնից և թթվային անիոնից։ Նրանք կառուցվածքով նման են միայնակ լիցքավորված մետաղական իոնների համապատասխան աղերին։ Ամոնիումի աղերը ստացվում են ամոնիակի կամ նրա ջրային լուծույթների թթուների հետ փոխազդելու միջոցով։ Օրինակ՝

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Նրանք ցույց են տալիս աղերի ընդհանուր հատկությունները, այսինքն. փոխազդում են ալկալիների, թթուների և այլ աղերի լուծույթների հետ.

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

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Դիմում.Ամոնիումի նիտրատ (ամոնիումի նիտրատ) NH4NO3 օգտագործվում է որպես ազոտային պարարտանյութ և պայթուցիկ նյութերի արտադրության համար՝ ամոնիտներ;

Ամոնիումի սուլֆատ (NH4) 2SO4 - որպես էժան ազոտային պարարտանյութ;

Ամոնիումի բիկարբոնատ NH4HCO3 և ամոնիումի կարբոնատ (NH4)2CO3 - in սննդի արդյունաբերությունալյուրի հրուշակեղենի արտադրության մեջ՝ որպես քիմիական խմորիչ նյութ, գործվածքներ ներկելու, վիտամինների արտադրության մեջ, բժշկության մեջ.

Ամոնիումի քլորիդ (ամոնիակ) NH4Cl - in գալվանական բջիջներ(չոր մարտկոցներ), զոդման և թիթեղավորման համար, տեքստիլ արդյունաբերության մեջ, որպես պարարտանյութ, անասնաբուժության մեջ։

Ամոնիումային (ամոնիակ) պարարտանյութեր պարունակում են ազոտ՝ ամոնիումի իոնի տեսքով և ունեն թթվայնացնող ազդեցություն հողի վրա, ինչը հանգեցնում է դրա հատկությունների վատթարացման և պակաս արդյունավետ պարարտանյութերի, հատկապես, երբ կանոնավոր կերպով կիրառվում են անլիպ, անբերրի հողերի վրա: Բայց այս պարարտանյութերն ունեն նաև իրենց առավելությունները. ամոնիումը շատ ավելի քիչ ենթակա է տարրալվացման, քանի որ այն ամրագրվում է հողի մասնիկներով և ներծծվում միկրոօրգանիզմների կողմից, և, ի լրումն, դրա հետ հողի մեջ նիտրոֆացման գործընթացը տեղի է ունենում, այսինքն. միկրոօրգանիզմների փոխակերպումը նիտրատների: Ամոնիումային պարարտանյութերից ամոնիումի քլորիդը ամենաքիչը հարմար է բանջարաբոստանային կուլտուրաների համար, քանի որ այն պարունակում է բավականին մեծ քանակությամբ քլոր:

Որակական ռեակցիա ամոնիումի իոնի նկատմամբ.

Ամոնիումի աղերի շատ կարևոր հատկությունը նրանց փոխազդեցությունն է ալկալային լուծույթների հետ։ Այս ռեակցիան հայտնաբերվում է ամոնիումի աղերով (ամոնիումի իոն) արձակված ամոնիակի հոտով կամ թաց կարմիր լակմուսի թղթի վրա կապույտ գույնի հայտնվելով.

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

"

Ազոտ- V Ա խմբի 2-րդ շրջանի տարր Պարբերական աղյուսակ, սերիական համարը 7. [ 2 He]2s 2 2p 3 ատոմի էլեկտրոնային բանաձևը, բնորոշ օքսիդացման վիճակները 0, -3, +3 և +5, ավելի քիչ հաճախ +2 և +4 և այլն։ N v վիճակը համարվում է հարաբերական։ կայուն.

Ազոտի օքսիդացման վիճակների սանդղակը.
+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:

Ազոտն ունի բարձր էլեկտրաբացասականություն (3.07), երրորդը F-ից և O-ից հետո: Այն ցուցադրում է բնորոշ ոչ մետաղական (թթվային) հատկություններ՝ ձևավորելով տարբեր թթվածնային թթուներ, աղեր և երկուական միացություններ, ինչպես նաև ամոնիումի կատիոն NH 4 և դրա աղերը։

Բնության մեջ - տասնյոթերորդքիմիական առատության տարրով (իններորդը ոչ մետաղների մեջ)։ Կենսական տարր բոլոր օրգանիզմների համար։

Ն 2

Պարզ նյութ. Այն բաղկացած է ոչ բևեռային մոլեկուլներից՝ շատ կայուն ˚σππ կապով N≡N, սա բացատրում է տարրի քիմիական իներտությունը նորմալ պայմաններում։

Անգույն գազանհամ և հոտ, խտանում է անգույն հեղուկի (ի տարբերություն O 2-ի)։

Տուն բաղադրիչօդը 78,09% ծավալով, 75,52 զանգվածով։ Ազոտը եռում է հեղուկ օդից հեռու՝ մինչև թթվածինը: Թեթևակի լուծելի է ջրում (15,4 մլ/1 լ H 2 O 20 ˚C ջերմաստիճանում), ազոտի լուծելիությունն ավելի փոքր է, քան թթվածինը։

Սենյակային ջերմաստիճանում N2-ը փոխազդում է ֆտորի և շատ փոքր չափով թթվածնի հետ.

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Ամոնիակ արտադրելու հետադարձելի ռեակցիան տեղի է ունենում 200˚C ջերմաստիճանում, մինչև 350 ատմ ճնշման տակ և միշտ կատալիզատորի առկայության դեպքում (Fe, F 2 O 3, FeO, լաբորատորիայում Pt-ով)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 կՋ

Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն՝ ամոնիակի ելքի աճը պետք է տեղի ունենա ճնշման աճով և ջերմաստիճանի նվազմամբ։ Այնուամենայնիվ, ռեակցիայի արագությունը ժամը ցածր ջերմաստիճաններշատ փոքր է, ուստի պրոցեսն իրականացվում է 450-500 ˚C ջերմաստիճանում՝ հասնելով 15% ամոնիակի բերքատվության։ Չփոխազդած N 2 և H 2-ը վերադարձվում են ռեակտոր և դրանով իսկ մեծացնում ռեակցիայի աստիճանը:

Ազոտը քիմիապես պասիվ է թթուների և ալկալիների նկատմամբ և չի աջակցում այրմանը:

ԱնդորրագիրՎ արդյունաբերություն– հեղուկ օդի կոտորակային թորում կամ օդից թթվածնի հեռացում քիմիապես, օրինակ, 2C(coke) + O 2 = 2CO ռեակցիայով, երբ տաքացվում է: Այդ դեպքերում ստացվում է ազոտ, որը պարունակում է նաև ազնիվ գազերի (հիմնականում արգոն) կեղտեր։

Լաբորատորիայում փոքր քանակությամբ քիմիապես մաքուր ազոտ կարելի է ստանալ չափավոր տաքացմամբ կոմուտացիոն ռեակցիայի միջոցով.

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)

Օգտագործվում է ամոնիակի սինթեզի համար։ Ազոտական ​​թթու և ազոտ պարունակող այլ ապրանքներ՝ որպես քիմիական և մետալուրգիական գործընթացների և դյուրավառ նյութերի պահպանման իներտ միջավայր։

Ն.Հ. 3

Երկուական միացություն, ազոտի օքսիդացման աստիճանը – 3. Անգույն գազ՝ սուր բնորոշ հոտով։ Մոլեկուլն ունի թերի քառաեդրոնի կառուցվածք [:N(H)3] (sp 3 հիբրիդացում): NH 3 մոլեկուլում ազոտի sp 3 հիբրիդային ուղեծրի վրա էլեկտրոնների դոնոր զույգի առկայությունը որոշում է ջրածնի կատիոնի ավելացման բնորոշ ռեակցիան, որը հանգեցնում է կատիոնի ձևավորմանը: ամոնիում NH4. Այն հեղուկանում է ավելորդ ճնշման տակ սենյակային ջերմաստիճանում։ IN հեղուկ վիճակկապված ջրածնային կապերի միջոցով: Ջերմային անկայուն: Ջրում շատ լուծվող (ավելի քան 700 լ/1 լ H 2 O 20˚C ջերմաստիճանում); Հագեցած լուծույթում մասնաբաժինը կազմում է 34% քաշային և 99% ծավալային, pH = 11,8:

Շատ ռեակտիվ, հակված է ավելացման ռեակցիաներին: Այրվում է թթվածնի մեջ, փոխազդում է թթուների հետ։ Այն ցուցադրում է վերականգնող (շնորհիվ N -3) և օքսիդացնող (H +1 շնորհիվ) հատկություններ։ Չորանում է միայն կալցիումի օքսիդով։

Որակական ռեակցիաներ – գազային HCl-ի հետ շփվելիս սպիտակ «ծխի» առաջացում, Hg 2 (NO3) 2 լուծույթով խոնավացած թղթի կտորի սևացում։

Միջանկյալ արտադրանք HNO 3-ի և ամոնիումի աղերի սինթեզում: Օգտագործվում է սոդայի, ազոտական ​​պարարտանյութերի, ներկանյութերի, պայթուցիկ նյութերի արտադրության մեջ; հեղուկ ամոնիակը սառնագենտ է: Թունավոր.
Ամենակարևոր ռեակցիաների հավասարումները.

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (գ) + HCl (գ) ↔ NH 4 Cl (գ) սպիտակ «ծուխ»
4NH 3 + 3O 2 (օդ) = 2N 2 + 6 H 2 O (այրում)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, կատվ. 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 (գ) + CO 2 (գ) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (սենյակային ջերմաստիճան, ճնշում)
Անդորրագիր. IN լաբորատորիաներ– ամոնիակի տեղաշարժը ամոնիումի աղերից, երբ տաքացվում է սոդա կրաքարի հետ՝ Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Կամ ամոնիակի ջրային լուծույթը եռացնելը, հետո գազը չորացնելը։
Արդյունաբերության մեջԱմոնիակն արտադրվում է ազոտից և ջրածնից։ Արտադրվում է արդյունաբերության կողմից կամ հեղուկացված կամ խտացված ջրային լուծույթի տեսքով տեխնիկական անվան տակ ամոնիակ ջուր.

Ամոնիակի հիդրատՆ.Հ. 3 * Հ 2 Օ. Միջմոլեկուլային կապ. Սպիտակ, մեջ բյուրեղյա վանդակ– NH 3 և H 2 O մոլեկուլները թույլ են միացված ջրածնային կապ. Ներկա մեջ ջրային լուծույթամոնիակ, թույլ հիմք (դիսոցացման արտադրանք - NH 4 կատիոն և OH անիոն): Ամոնիումի կատիոնն ունի կանոնավոր քառանիստ կառուցվածք (sp 3 հիբրիդացում)։ Ջերմային անկայուն է, ամբողջությամբ քայքայվում է, երբ լուծումը եռում է։ Չեզոքացված ուժեղ թթուներ. Ցույց է տալիս վերականգնող հատկություններ(շնորհիվ N -3) խտացված լուծույթում։ Այն ենթարկվում է իոնափոխանակման և կոմպլեքսավորման ռեակցիաների։

Որակական ռեակցիա- սպիտակ «ծխի» առաջացում գազային HCl-ի հետ շփման ժամանակ: Այն օգտագործվում է ամֆոտերային հիդրօքսիդների տեղումների ժամանակ լուծույթում մի փոքր ալկալային միջավայր ստեղծելու համար։
1 M ամոնիակի լուծույթը պարունակում է հիմնականում NH 3 * H 2 O հիդրատ և միայն 0.4% NH 4 OH իոններ (հիդրատի դիսոցիացիայի պատճառով); Այսպիսով, իոնային «ամոնիումի հիդրօքսիդ NH 4 OH» գործնականում չի պարունակվում լուծույթում, և պինդ հիդրատում նման միացություն չկա:
Ամենակարևոր ռեակցիաների հավասարումները.
NH 3 H 2 O (խտ.) = NH 3 + H 2 O (եռացող NaOH-ով)
NH 3 H 2 O + HCl (նոսրացված) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (կոնց.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (կոնկրետ) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (կոնկրետ) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (կոնկրետ) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (կոնց.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (կոնց.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Հաճախ կոչվում է նոսր ամոնիակի լուծույթ (3-10%) ամոնիակ(անունը հորինել են ալքիմիկոսները), և կենտրոնացված լուծույթ(18,5 – 25%) – ամոնիակի լուծույթ(արտադրված է արդյունաբերության կողմից):

Ազոտի օքսիդներ

Ազոտի մոնօքսիդՈՉ

Չաղ առաջացնող օքսիդ: Անգույն գազ. Ռադիկալ, պարունակում է կովալենտային sp կապ (N꞊O), պինդ վիճակում N 2 O 2 co-ի դիմեր N-N կապ. Չափազանց ջերմային կայուն: Զգայուն է օդի թթվածնի նկատմամբ (դառնում է դարչնագույն): Թեթևակի լուծվում է ջրում և չի արձագանքում դրա հետ։ Քիմիապես պասիվ է թթուների և ալկալիների նկատմամբ: Երբ տաքանում է, այն փոխազդում է մետաղների և ոչ մետաղների հետ։ NO և NO 2 («ազոտային գազեր») բարձր ռեակտիվ խառնուրդ: Ազոտական ​​թթվի սինթեզի միջանկյալ արտադրանք:
Ամենակարևոր ռեակցիաների հավասարումները.
2NO + O 2 (գ) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (գրաֆիտ) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (կարմիր) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
NO և NO 2 խառնուրդների ռեակցիաները.
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)
ԱնդորրագիրՎ արդյունաբերությունամոնիակի օքսիդացում թթվածնով կատալիզատորի վրա, ներս լաբորատորիաներ- նոսր ազոտաթթվի փոխազդեցությունը վերականգնող նյութերի հետ.
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 ՈՉ+ 4 H 2 O
կամ նիտրատի նվազեցում.
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 ՈՉ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Ազոտի երկօքսիդՈՉ 2

Թթվային օքսիդը պայմանականորեն համապատասխանում է երկու թթուների՝ HNO 2 և HNO 3 (N 4-ի համար թթու գոյություն չունի): Դարչնագույն գազ, սենյակային ջերմաստիճանում NO 2 մոնոմեր, սառը հեղուկի անգույն N 2 O 4 դիմեր (դիազոտային տետրօքսիդ): Ամբողջովին արձագանքում է ջրի և ալկալիների հետ: Շատ ուժեղ օքսիդացնող նյութ, որն առաջացնում է մետաղների կոռոզիա: Օգտագործվում է ազոտական ​​թթվի և անջուր նիտրատների սինթեզի համար, որպես հրթիռային վառելիքի օքսիդիչ, նավթի մաքրիչ ծծմբից և օքսիդացման կատալիզատոր օրգանական միացություններ. Թունավոր.
Ամենակարևոր ռեակցիաների հավասարումը.
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (սին.) (ցուրտ)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (նոսրացված) = 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 (կատ. 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)
Անդորրագիր:Վ արդյունաբերություն - NO-ի օքսիդացում մթնոլորտային թթվածնով, ներս լաբորատորիաներ- խտացված ազոտաթթվի փոխազդեցությունը վերականգնող նյութերի հետ.
6HNO 3 (conc., Hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (conc., Hor.) + P (կարմիր) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (conc., Hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Դիազոտի օքսիդՆ 2 Օ

Անգույն գազ՝ հաճելի հոտով («ծիծաղող գազ»), N꞊N꞊О, ազոտի ֆորմալ օքսիդացման աստիճան +1, ջրում վատ լուծվող։ Աջակցում է գրաֆիտի և մագնեզիումի այրմանը.

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Ստանալ ջերմային տարրալուծումամոնիումի նիտրատ:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
օգտագործվում է բժշկության մեջ որպես անզգայացնող միջոց։

Դիազոտի եռօքսիդՆ 2 Օ 3

Ցածր ջերմաստիճանում – կապույտ հեղուկ, ON꞊NO 2, ազոտի պաշտոնական օքսիդացման աստիճան +3: 20˚C-ում այն ​​90%-ով քայքայվում է անգույն NO-ի և շագանակագույն NO 2-ի խառնուրդի («ազոտային գազեր», արդյունաբերական ծուխ՝ «աղվեսի պոչ»): N 2 O 3 – թթվային օքսիդ, ցրտին ջրով առաջանում է HNO 2, տաքանալիս տարբեր կերպ է արձագանքում.
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Ալկալիներով տալիս է HNO 2 աղեր, օրինակ՝ NaNO 2։
Ստացվում է NO-ին O 2-ի (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) կամ NO 2-ի (NO 2 + NO = N 2 O 3) հետ փոխազդելու միջոցով:
ուժեղ սառեցմամբ։ «Ազոտային գազերը» նույնպես վտանգավոր են էկոլոգիապես և գործում են որպես մթնոլորտի օզոնային շերտի ոչնչացման կատալիզատորներ։

Դիազոտի պենտօքսիդ Ն 2 Օ 5

անգույն, ամուր, O 2 N – O – NO 2, ազոտի օքսիդացման աստիճանը +5 է։ Սենյակային ջերմաստիճանում 10 ժամում քայքայվում է NO 2-ի և O 2-ի։ Փոխազդում է ջրի և ալկալիների հետ՝ որպես թթվային օքսիդ.
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Պատրաստված է գոլորշիացնող ազոտական ​​թթվի ջրազրկմամբ.
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
կամ NO 2-ի օքսիդացում օզոնով -78˚C-ում.
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Նիտրիտներ և նիտրատներ

Կալիումի նիտրիտKNO 2 . Սպիտակ, հիգրոսկոպիկ: Հալվում է առանց քայքայվելու։ Կայուն չոր օդում: Շատ լուծելի է ջրում (առաջացնում է անգույն լուծույթ), հիդրոլիզվում է անիոնում։ Տիպիկ օքսիդացնող և վերականգնող նյութը թթվային միջավայրում շատ դանդաղ է արձագանքում ալկալային միջավայր. Մտնում է իոնափոխանակման ռեակցիաների մեջ։ Որակական ռեակցիաներ NO 2 իոնի վրա - մանուշակագույն MnO 4 լուծույթի գունաթափում և I իոններ ավելացնելիս սև նստվածքի տեսք: Այն օգտագործվում է ներկերի արտադրության մեջ, որպես ամինաթթուների և յոդների վերլուծական ռեագենտ և լուսանկարչական ռեակտիվների բաղադրիչ: .
Ամենակարևոր ռեակցիաների հավասարումը.
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (կոնկրետ) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (դիլ.)+ O 2 (օրինակ) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (հագեցած) + NH 4 + (հագեցած) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (սև) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (նոսրացված) + Ag + = AgNO 2 (բաց դեղին)↓
Անդորրագիր Վարդյունաբերություն- կալիումի նիտրատի նվազեցում գործընթացներում.
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (սպունգ) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

Հ իտրատել կալիում KNO 3
Տեխնիկական անվանումը պոտաշ,կամ Հնդկականաղ , սելիտրա։Սպիտակ, հալվում է առանց քայքայվելու և քայքայվում հետագա տաքացման ժամանակ: Կայուն օդում: Ջրում շատ լուծվող (բարձր վերջ-ազդեցություն, = -36 կՋ), հիդրոլիզ չկա: Ուժեղ օքսիդացնող նյութ միաձուլման ժամանակ (ատոմային թթվածնի արտազատման շնորհիվ): Լուծման մեջ այն կրճատվում է միայն ատոմային ջրածնի միջոցով (թթվային միջավայրում՝ KNO 2, ալկալային միջավայրում՝ NH 3)։ Օգտագործվում է ապակու արտադրության մեջ՝ որպես կոնսերվանտ սննդամթերք, պիրոտեխնիկական խառնուրդների և հանքային պարարտանյութերի բաղադրիչ։

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, խտ. 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 (գրաֆիտ) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (այրում)

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)

Անդորրագիր: արդյունաբերության մեջ
4KOH (հոր.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

և լաբորատորիայում.
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓