Asidik veya bazik oksit içermez. Azot oksitler ve özellikleri. Amonyağın kimyasal özellikleri

Nitrik oksit (II) (mon (o) nitrik oksit, nitrik oksit, nitrosil radikali) NO - tuz oluşturmayan nitrojen oksit. Suda az çözünür olan renksiz bir gazdır. Zorlukla sıvılaşır; sıvı ve katı halde mavidir.

Eşlenmemiş bir elektronun varlığı, NO'nun zayıf bağlı N2O2 dimerleri oluşturma eğilimini belirler. Bunlar ΔH ° dimerizasyon = 17 kJ olan kırılgan bileşiklerdir. Sıvı nitrik oksit (II) %25 N 2 O 2 moleküllerinden oluşur ve katı oksit tamamen bunlardan oluşur.

	30.0061 g / mol
Fiziki ozellikleri
Koşul (st. Dönş.)	renksiz gaz
Yoğunluk	0,00134 (gaz) g / cm³
termal özellikler
Erime sıcaklığı	-163.6 ° C
kaynama sıcaklığı	-151.7 °C
Oluşum entalpisi (st. Conv.)	81 kJ / mol
Kimyasal özellikler
Su çözünürlüğü	0,01 gr / 100 ml
sınıflandırma
Kayıt CAS numarası

alma

Nitrik oksit (II), azotu oksijenle yüksek sıcaklıklarda (1200-1300 °C) veya elektrik deşarjında ​​birleştirerek doğrudan serbest elementlerden elde edilebilen tek azot oksittir. Doğada, yıldırım deşarjları sırasında atmosferde oluşur:

N 2 + O 2 → 2NO - 180.9 kJ 2NO + O 2 → 2NO 2.

Sıcaklıktaki bir düşüşle, nitrojen oksit (II) nitrojen ve oksijene ayrışır, ancak sıcaklık keskin bir şekilde düşerse, ayrışma zamanı olmayan oksit uzun süre var olur: düşük sıcaklıklarda, ayrışma hızı düşüktür. Bu söndürmeye "söndürme" denir ve nitrik asit üretme yöntemlerinden birinde kullanılır.

Laboratuvarda genellikle %30 HNO3'ün belirli metallerle, örneğin bakırla etkileşimi ile elde edilir:

3Cu + 8HNO 3 (%30) → 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Safsızlıklarla kirlenmiş temizleyici NO aşağıdaki reaksiyonlarla elde edilebilir:

FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.

Endüstriyel yöntem, Cr 2 O 3'ün (katalizör olarak) katılımıyla amonyağın yüksek sıcaklık ve basınçta oksidasyonuna dayanır:

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.

Kimyasal özellikler

Oda sıcaklığında ve atmosfer basıncında, atmosferik oksijen tarafından anında NO oksidasyonu meydana gelir:

2NA + O 2 → 2NA 2

NO için, halojenlerin eklenmesi ile nitrosil halojenürlerin oluşumu reaksiyonları da karakteristiktir; bu reaksiyonda NO, bir indirgeyici maddenin özelliklerini gösterir:

2NO + Cl2 → 2NOCl (nitrosil klorür).

Daha güçlü indirgeyici ajanların varlığında NO oksitleyici özellikler gösterir:

2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.

Suda NO az çözünür ve tuz oluşturmayan bir oksit olduğu için onunla reaksiyona girmez.

fizyolojik eylem

Tüm nitrojen oksitler gibi (N 2 O hariç), NO toksiktir ve solunması halinde solunum yollarını etkiler.

Son yirmi yılda, bu NO molekülünün şartlı olarak düzenleyici, koruyucu ve zararlı olarak ayrılabilen geniş bir biyolojik etki spektrumuna sahip olduğu tespit edilmiştir. Habercilerden biri olan NO, hücre içi ve hücreler arası sinyalizasyon sistemlerinin düzenlenmesinde rol oynar. Vasküler endotel hücreleri tarafından üretilen nitrik oksit, vasküler düz kasların gevşemesinden ve genişlemesinden (vazodilatasyon) sorumludur, trombosit agregasyonunu ve nörofillerin endotele yapışmasını önler ve sinir, üreme ve bağışıklık sistemlerinde çeşitli işlemlere katılır. NO ayrıca sitotoksik ve sitostatik özelliklere sahiptir. Bağışıklık sisteminin öldürücü hücreleri, bakteri ve kanser hücrelerini öldürmek için nitrik oksit kullanır. Esansiyel arteriyel hipertansiyon, iskemik kalp hastalığı, miyokard enfarktüsü, primer pulmoner hipertansiyon, bronşiyal astım, nevrotik depresyon, epilepsi, nörodejeneratif hastalıklar (Alzheimer hastalığı, Parkinson hastalığı), diabetes mellitus ve diğerleri gibi hastalıklar, iktidarsızlık, bozulmuş NO biyosentezi ve metabolizması ile ilişkilidir. ... ...

Nitrik oksit çeşitli şekillerde sentezlenebilir. Bitkiler, NO2 ve karotenoidler arasında enzimatik olmayan bir fotokimyasal reaksiyon kullanır. Hayvanlarda sentez, NO sentazları (NOS) ailesi tarafından gerçekleştirilir. NOS enzimleri, monooksijenazlar adı verilen hem içeren bir enzim üst ailesinin üyeleridir. Yapı ve işlevine bağlı olarak, NOS üç gruba ayrılabilir: endotelyal (eNOS), nöronal (nNOS) ve uyarılabilir (iNOS). NO sentazlarından herhangi birinin aktif bölgesi, eksenel olarak koordine edilmiş bir sistein veya metionin içeren bir demir porfirin kompleksi içerir. Tüm NOS izoformları NO oluşumunu katalize etseler de, hepsi farklı genlerin ürünleridir ve her biri hem etki mekanizmalarında hem de lokalizasyonda ve organizma için biyolojik öneminde kendine has özelliklere sahiptir. Bu nedenle, bu izoformları yapısal (cNOS) ve indüklenebilir (iNOS) nitrik oksit sentaz olarak alt bölümlere ayırmak gelenekseldir.

cNOS sürekli sitoplazmadadır, kalsiyum iyonlarının ve kalmodulin (kalsiyum iyonu taşınmasının hücre içi aracısı olan bir protein) konsantrasyonuna bağlıdır ve reseptör stimülasyonuna yanıt olarak kısa bir süre için az miktarda NO salınımını destekler. NOS hücrelerde ancak bakteriyel endotoksinler ve gama-interferon, tümör nekroz faktörü vb. gibi bazı inflamasyon aracıları tarafından indüklendikten sonra ortaya çıkar. iNOS'un etkisi altında oluşan NO miktarı değişebilir ve büyük miktarlara (nanomol) ulaşabilir. Aynı zamanda NO üretimi daha uzun süre devam eder.

NO'nun karakteristik bir özelliği, onu sentezleyen hücrenin zarından hücreler arası boşluğa hızlı bir şekilde (5 saniyeden az bir sürede) yayılma ve (reseptörlerin katılımı olmadan) hedef hücrelere kolayca nüfuz etme yeteneğidir. Hücre içinde bazı enzimleri aktive ederken bazılarını inhibe ederek hücresel fonksiyonların düzenlenmesine katılır. Esasen, nitrojen monoksit lokal bir doku hormonudur. NO, bakteriyel ve tümör hücrelerinin demir içeren enzimlerinden bazılarını bloke ederek veya nitrik oksit veya nitrik oksitten üretilen serbest radikallerle hücresel yapılarına zarar vererek aktivitelerini baskılamada anahtar rol oynar. Aynı zamanda, süperoksit, hücre zarlarının proteinlerine ve lipitlerine zarar veren, hedef hücre üzerindeki sitotoksik etkisini açıklayan inflamasyonun odağında birikir. Sonuç olarak hücrede aşırı miktarda biriken NO iki şekilde hareket edebilir: bir yandan DNA hasarına neden olabilir, diğer yandan proinflamatuar bir etkiye sahip olabilir.

Nitrik oksit, kan damarlarının oluşumunu başlatabilir. Miyokard enfarktüsü durumunda, nitrik oksit yeni vasküler büyümeyi indüklediği için olumlu bir rol oynar, ancak kanserde aynı süreç tümörlerin gelişmesine neden olarak kanser hücrelerinin beslenmesine ve büyümesine katkıda bulunur. Öte yandan, bu, nitrik oksitin tümör hücrelerine verilmesini iyileştirir. NO'nun neden olduğu DNA hasarı, gelişiminin nedenlerinden biridir.

Oksitler, oksidasyon durumunun 2 olduğu bir oksijen atomuna sahip kimyasal elementlerin ikili bileşikleri olarak adlandırılır. Elektronegatif değeri daha düşük olan azot, oksijen ile çeşitli kombinasyonlar oluşturur. Bu bileşikler farklı madde sınıflarına aittir. Nitrik oksit, N elementinin değerini belirleyen bir miktarda oksijen içerir. 1 ile 5 arasında değişir.

oksitler nelerdir

O elementini içeren yaklaşık bir düzine azotlu bileşik vardır. Bunlardan beşi en yaygın olanlarıdır: tek değerlikli oksit, iki değerlikli oksit, üç değerlikli oksit, dört değerlikli oksit ve beş değerlikli azot oksit.

Bileşiklerin geri kalanı daha az yaygın olarak kabul edilir. Bunlar, bir dimer formundaki dört değerlikli nitrik oksit, kararsız nitril azid molekülleri, nitrosil azid, trinitramit ve bir nitrat radikalini içerir.

Nitrik oksit formülleri

Aşağıda, N elementinin en önemli bileşiklerinin tanımları verilmiştir.

Bu öncelikle, formülü iki kimyasal işaretten oluşan nitrik oksittir - N ve O. Bunları, atomların oksidasyon derecesine bağlı olarak endeksler takip eder.

• Tek değerli nitrojen oksit, N20 formülüne sahiptir. İçinde N atomu +1 olarak yüklenir.
• Azot iki değerlikli oksit NO formülüne sahiptir. İçinde N atomu +2 yüklüdür.
• Azot üç değerlikli oksit, N203 formülüne sahiptir. İçinde N atomu +3 yüklüdür.
• Formülü NO2 olan dört değerlikli nitrik oksit, N+4 atom yüküne sahiptir.
• Beş değerlikli oksijen bileşiği, N205 olarak adlandırılmıştır. İçinde N atomu +5 yüklüdür.

Tek değerli nitrik oksit açıklaması

Dinitrojen, nitröz oksit ve gülme gazı olarak da adlandırılır. İkinci isim, zehirlenme ile ilişkili bir eylemden gelir.

Normal sıcaklık koşullarında I değerlikli nitrik oksit, hoş bir tatlı tat ve koku sergileyen renksiz, yanmaz bir gaz şeklinde bulunur. Hava bu bileşikten daha hafiftir. Oksit sulu bir ortamda, etanolde, eterlerde ve sülfürik asitte çözünür.

Su, alkali ve asidik çözeltiler onunla reaksiyona giremez, tuz oluşturmaz. Tutuşmaz, ancak yanma sürecini destekleyebilir.

Amonyak, nitrik oksidi azide (N3NH4) dönüştürür.

Eter, kloroetan ve siklopropan molekülleri ile birleştiğinde patlayıcı bir karışım oluşur.

Normal koşullar onu etkisiz hale getirir. Madde ısıtılarak indirgenir.

İki Değerli Nitrik Oksit Açıklaması

Ayrıca monoksit, oksit veya nitrosil radikali olarak da adlandırılır. Normal sıcaklık koşulları altında, sulu bir ortamda az çözünür, renksiz, yanıcı olmayan bir gazdır. Hava ile oksitlenerek NO2 oluşur. Sıvı ve katı formu maviye döner.

Nitrik oksit, halojenlerle etkileşimlerde indirgeyici bir madde olabilir. İlave ürünleri NOBr formülüne sahip nitrosil halojenürdür.

Kükürt dioksit ve diğer güçlü indirgeyici maddeler NO'yu oksitleyerek N2 molekülleri oluşturur.

Üç Değerli Nitrik Oksit Açıklaması

Bunlara nitrojen anhidrit denir. Normal durumda, mavi renkli bir sıvı olabilir ve ortamın standart parametreleri oksidi renksiz bir gaz formuna dönüştürür. Sadece düşük sıcaklıklarda kararlıdır.

Moleküller N 2 O 3, tek ve çift değerli oksit salınımı ile ısıtma sırasında ayrışır.

Nitröz asit elde etmek için anhidrit olarak su katar ve alkalilerle nitrit şeklinde tuzlar oluşturur.

Dört değerlikli nitrik oksitin tanımı

Başka bir şekilde, buna dioksit denir. Keskin bir kokusu olan ve sarımsı bir sıvı olabilen kahverengi-kırmızı bir gaz şeklinde bulunur.

İyi gelişmiş bir kimyasal aktiviteye sahip asidik oksitleri ifade eder.

Molekülleri, oksijen içeren bileşikler ve serbest nitrojen oluşturmak için metal olmayanları oksitler.

Dioksit, dört değerlikli ve altı değerlikli kükürt oksit ile etkileşime girer. Sülfürik asit çıkıyor. Sentez yöntemine azot denir.

Nitrik oksit sulu bir ortamda çözülebilir. Nitrik asit bu reaksiyonun sonucudur. Bu işleme orantısızlık denir. Ara bileşen, hızla ayrışan nitröz asittir.

Dört değerlikli nitrojen oksidi alkali içinde çözerseniz, nitrat ve nitrit çözeltileri oluşur. Metal ile etkileşime girmek için sıvı formunu kullanabilir, ardından susuz bir tuz elde edebilirsiniz.

beş değerlikli nitrojen oksit açıklaması

Ayrıca dinitrojen pentoksit, nitronyum nitrat, nitril nitrat veya nitrik anhidrit olarak da adlandırılır.

Uçucu ve kararsız renksiz kristaller şeklinde bulunur. Kararlılıkları düşük sıcaklıklarda gözlenir. Bu yapı nitrat ve nitrit iyonlarından oluşur.

Gaz halindeki madde NO 2 –O – NO 2 anhidrit formundadır.

Beş değerlikli nitrik oksit asidik özelliklere sahiptir. Oksijen salınımı ile kolayca ayrışır.

Madde su ile reaksiyona girerek nitrik asit ile sonuçlanır.

Alkaliler, nitrat tuzlarının salınımı ile anhidriti çözer.

Azot oksitler nasıl elde edilir

Nitröz oksit N2O, amonyum nitratın kuru halde dikkatli bir şekilde ısıtılmasıyla oluşur, ancak bu yönteme bir patlama eşlik edebilir.

Tek değerli oksit üretmek için tercih edilen yöntem, konsantre nitrik asidin sülfamik asit üzerindeki etkisidir. Isıtma ana koşul olarak kabul edilir.

Nitrosil veya NO, N2 ve O2 moleküllerinin etkileşimi ile üretilen özel bir nitrojen oksittir. Bu işlem için önemli bir koşul, 1000 ° C'nin üzerinde güçlü ısıtmadır.

Doğal üretim yöntemi, atmosferik havadaki yıldırım deşarjları ile ilişkilidir. Bu oksit, dioksit oluşturmak için oksijen molekülleri ile hızla birleşir.

NO sentezi için laboratuvar yöntemi, metallerin ve konsantre olmayan nitrik asidin reaksiyonu ile ilişkilidir. Böyle bir reaksiyonun bir örneği, bakırın HNO3 ile etkileşimi olabilir.

Azot monoksit oluşturmanın bir başka yolu, demir klorürün sodyum nitrit ve hidroklorik asit ile reaksiyonudur. İşlemin sonucu, ferrik demir ve sodyum klorür, su ve oksidin kendisidir.

Endüstriyel ölçekte, amonyak moleküllerinin ısıtma sırasında ve yüksek basınç altında oksitlenmesiyle çıkarılır. Sürecin hızlandırıcısı platin veya krom üç değerlikli oksittir.

Dioksit veya NO2, katı bir reaktifin yüzeyine damla damla uygulanan üç değerlikli oksit arseniğin %50 nitrik asit ile etkileşimi ile elde edilir. İki değerli ve dört değerli azot oksitlerin bir karışımı oluşur.

-30 ° C sıcaklığa soğutulursa, nitröz anhidrit veya N2O3 sentezlenir.

Toz halinde gaz halindeki halinden elektrik akımı geçirilerek elde edilir.

Nişasta tozuna %50 konsantrasyonda nitrik asit uygulanırsa iki değerlikli ve dört değerlikli nitrojen oksit, karbondioksit gazı ve su açığa çıkar. Daha sonra elde edilen ilk iki bileşikten N2O3 molekülü oluşur.

Kurşun nitro bileşiğinin termal ayrışmasının bir sonucu olarak, serbest oksijen ve kurşun oksit açığa çıkar.

Anhidrit veya N 2 O 5, fosfor pentavalent oksidin nitrik etkisiyle bir su molekülünün bir asitten elimine edilmesi nedeniyle oluşur.

Bunu sentezlemenin başka bir yolu da kuru kloru susuz gümüş nitrattan geçirmektir.

Ozon molekülleri nitrojen dioksite etki ederse, N2O5 oluşur.

En önemli azot oksitler Tablo 1'de sunulmuştur.

Nitrik oksit (V) bir katıdır, diğer oksitler normal koşullar altında gaz halindedir. Bunlardan nitrojen oksit (II) ve nitrojen oksit (IV) en büyük pratik öneme sahiptir. Nitrik oksit (I) hariç tüm nitrojen oksitler zehirlidir.

Nitrik oksit (I) N 2 O. Oda sıcaklığında, N 2 0 renksiz bir gazdır (t pl = _ 91 ° C, t balya = -89 ° C), kokusuz, tadı tatlıdır, suda az çözünür. Küçük miktarlarda solunduğunda N 2 0, kahkahalara neden olur, bu nedenle "gülme gazı" olarak adlandırılır. Molekül N 2 0 doğrusaldır, düşük polaritelidir. Değerlik bağları yöntemiyle yapısı iki rezonans yapısı kullanılarak tanımlanır:

Azot atomları arasındaki bağ (0.113 nm), N2 molekülündeki (0.110 nm) üçlü bağdan sadece biraz daha uzundur.

Nitrik oksit (1), amonyum nitratın erime noktasının (170 °C) biraz üzerindeki bir sıcaklıkta termal bozunmasıyla elde edilir:

NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0

Nitritin ve bir hidrazin veya hidroksilamin tuzunun birlikte oranlanmasıyla daha saf N2 0 oluşturulur:

NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2H 2 0 + NaCl

Nitrik oksit (II) HAYIR- suda az çözünür ve onunla kimyasal olarak etkileşime girmeyen renksiz bir gaz. Nitrik oksit (IV) oluşturmak için oksijenle kolayca birleşir:

2NA + O 2 → 2NA 2 + 113 kJ

Nitrik oksit (II) laboratuarda seyreltik nitrik asidin (ρ = 1,2 g / cm3, ω = %33) bakır üzerindeki etkisiyle elde edilir. Reaksiyon denklemi:

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

NO molekülünün tek sayıda dış elektronu vardır, bu nedenle bir fazla elektronu vardır. NO molekülünün doymamış doğası, belirli metal iyonlarıyla kompleks oluşturma yeteneğinde kendini gösterir. Böylece, NO bir FeS04 çözeltisine geçirildiğinde, ikincisi, SO4 bileşiminin bir bileşiğinin oluşumu nedeniyle kahverengiye döner. Isıtıldığında, bu kırılgan bileşik ayrışır.

Nitrik oksit (II) tipik bir indirgeyici ajandır. Asitlenmiş potasyum permanganat çözeltisinin rengini bozar:

5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn (N0 3) 2 + 2H 2 0

oksijen tarafından kolayca oksitlenir:

2NA + 0 2 = 2N0 2

Reaksiyona giren her iki partikül de radikal olduğundan işlem çok yüksek bir hızda ilerler.

Antibond 2π-orbitalinde eşleşmemiş bir elektronun varlığından dolayı, nitrik oksit (II), bir katyon oluşumu ile tek elektronlu oksidasyon süreçleri ile karakterize edilir. nitrosil (nitrosonyum) N0 + : N0 - e - = N0 +. Bu durumda, N-O bağının çokluğu üçe yükselir ve enerjisi 627'den (NO) 1046'ya (NO +) kJ / mol artar. Nitrosil türevleri, kovalent nitrojen oksihalidler NOX (X halojendir) ve iyonik tuzlardır, örneğin nitrosonyum perklorat, nitrosonyum selenat (N0) 2 Se0 4. Nitrosonyum hidrojen sülfat, kükürt dioksitin dumanlı nitrik asitten geçirilmesiyle elde edilir:

HN0 3 + S0 2 =

Diğer nitrosonyum tuzları, nitrojen oksitlerin konsantre asitlerle reaksiyona sokulmasıyla da elde edilebilir, örneğin:

N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + H 2 0

Nitrosonyum tuzları termal olarak kararsızdır ve su varlığında geri dönüşümsüz olarak hidrolize olurlar:

2 + H 2 0 = HAYIR + N0 2 + 2H 2 S0 4

Kovalent nitrosil klorür N0C1 - turuncu-kırmızı gaz (t pl= -65 °C, t balya =-6 ° C), aktif karbon varlığında NO'nun klorlanması sırasında oluşur:

NO + C1 2 = 2N0C1

nitrit hidrojen klorür ile etkileşime girdiğinde:

NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0

veya nitrosonyum tuzlarındaki anyon değiştirilirken:

NaCl = N0C1 + NaHS0 4

Oksitleyici özellikler NO'nun daha az özelliğidir. Örneğin, güçlü indirgeyici ajanlarla etkileşime girdiğinde azot oluşur:

2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S ↓ + 2H 2 0

Bir rodyum katalizöründe NO, karbon monoksiti karbon dioksite oksitler:

2N0 + 2CO = N 2 + 2C0 2

Bu katalizörler, atmosferin toksik NOx gazları ile kirlenmesini önlemek için otomobillerin egzoz borularına monte edilir.

Erimiş alkali ile etkileşime girdiğinde, NO orantısızlaşır:

6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0

Nitrik oksit (III) N 2 0 3. Bu bileşik çok kararsızdır ve sadece düşük sıcaklıklarda bulunur. Katı ve sıvı halde (t pl = -100°C) bu madde parlak mavi renklidir; O ° C'nin üzerinde ayrışır:

N 2 0 3 = N0 + N0 2

N20 ve NO'dan farklı olarak, nitrik oksit (II) tipik bir asidik oksittir, buzlu suda çözülerek mavi bir nitröz asit çözeltisi oluşturur;

N 2 0 3 + H 2 0 = 2HNO 2

Alkali çözeltilerle etkileşime girdiğinde, N 2 0 3 kantitatif olarak nitritlere dönüşür:

N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + H 2 0

Kuvvetli asidik bir ortamda, NO-NO2 bağının heterolitik ayrışması meydana gelir, bunun sonucunda nitrosonyum tuzları oluşur:

N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + H 3 0 + + 3HSO 4

-36 °C'ye soğutulduğunda, arsenik (III) oksit veya nişasta ile %50 HNO3 ile indirgeme üzerine oluşan eşmolar bir NO ve NO2 oksit karışımı oluşur, N2 0 3 yoğunlaşır:

2HN0 3 + As 2 0 3 + 2H 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3

1 / n (C 6 H 10 O 5) n + 12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3

Azot (IV) oksitler: NO 2 ve N 2 0 4. Geniş bir sıcaklık aralığında azot oksit (IV), monomer NO 2 ve dimer N 2 0 4'ün denge karışımı şeklinde bulunur.

Denge

2N0 2 ↔ N 2 0 4, ΔH =-57,2 kJ / mol

Kahverengi gaz Renksiz gaz

paramanyetik diyamanyetik

sıcaklığa çok bağlıdır. Katı nitrik oksit (IV), yalnızca N 2 0 4 moleküllerinden oluştuğu için renksizdir. kadar ısındığında t, w= -12.8 °C'de, karışımdaki monomer oranı arttıkça artan sıcaklıkla artan kahverengi bir renk ortaya çıkar.

Nitrik oksit (IV) (hem monomer hem de dimer) suda kolayca çözünür ve onunla etkileşime girer. Sulu çözeltilerde oksidasyon durumlarında bile azot bileşikleri bulunmadığından, nitrik ve nitröz asitlerde orantısızlık meydana gelir:

N 2 0 4 + H 2 0 = HN0 3 + HN0 2

İkincisi sadece soğuk havalarda stabildir ve oda sıcaklığında ve üzerinde N0 ve HN0 3 ile orantısızdır, bu nedenle oda ve daha yüksek sıcaklıklarda reaksiyon denkleme göre ilerler.

3N0 2 + H 2 0 = 2HN0 3 + HAYIR

Ancak sudan N0 2 ve hava karışımı geçirilirse sadece HN0 3 oluşur:

2N0 2 + H 2 0 + 1/2 0 2 = 2HN0 3

NO gibi, oksit N 2 0 4, bir katyon oluşumu ile tek elektronlu oksidasyona tabidir. nitroil (nitronyum) N0 2 , doğrusal bir yapıya sahip ve izoelektronik (16 e - üç atom için) C0 2. Nitrik asidin kendi kendine iyonlaşması sırasında da nitroil iyonu oluşur:

2HN0 3 ↔ N0 2 + + HAYIR 3 - + H 2 0

Dioksit NO 2, atmosferde karbon, kükürt ve birçok metalin yandığı güçlü bir oksitleyici ajandır:

C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO

Gaz fazında, nitrojen dioksit hidrojen klorürü klora oksitler:

2N0 2 + 4HC1 = 2NOC1 + 2H 2 0 + C1 2

N0 2, bakırın sıcak konsantre nitrik asit ile etkileşimi ile elde edilir:

Cu + 4HN0 3 = Cu (N0 3) 2 + 2N0 2 + 2H 2 0

veya ağır metallerin dikkatlice kurutulmuş nitratlarının termal ayrışması (350-500 ° C) ile:

2Pb (N0 3) 2 → 2PbO + 4N0 2 + 0 2

Reaksiyon, oluşan kurşun oksidi silikat PbSiO 3'e bağlayan ve böylece dengeyi sağa kaydıran silikon dioksit varlığında gerçekleştirilir.

NO'nun oksijenle oksidasyonu sırasında da nitrik oksit (IV) oluşur:

2NA + 0 2 = 2N0 2, ΔН °= -114 kJ / mol

İlginç bir şekilde, bu reaksiyon tersine çevrilebilir ve 200 ° C'de denge önemli ölçüde sola kaydırılır.

Nitrik oksit (V) N 2 0 5. Nitrik anhidrit N 2 0 5, nitrik asit buharı fosfor oksitli (V) bir kolondan geçirildiğinde uçucu (t subl = 32.3 ° C) renksiz higroskopik kristaller şeklinde oluşur:

4HN0 3 + Р 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3

Katı N 2 0 5, NO 2 + ve N0 3 - iyonlarından oluşur ve gaz fazında ve çözeltilerde 0 2 N-O-N0 2 moleküllerinden oluşur. Bu madde çok kararsızdır ve ısıtıldığında birkaç saat içinde (yarı ömür 10 saat) ayrışır - bir patlama ile:

2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2

N 2 0 5 suda çözündüğünde nitrik asit oluşur.

Daha yüksek nitrik oksit, güçlü bir oksitleyici ajandır, örneğin:

N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2

Susuz asitlerde (sülfürik, nitrik, ortofosforik, perklorik) N 2 0 5 ayrışır ve nitronyum katyonu N0 2'yi oluşturur:

N 2 0 5 + НСlO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3

Nitronyum tuzları güçlü oksitleyici maddelerdir. Suya bırakıldıklarında hidrolize olurlar:

N0 2 + C10 4 - + H 2 0 = HN0 3 + HC10 4

Nitroil klorür N0 2 C1 (t pl = -145 ° C, t balya = -16 ° C), klor katı gümüş nitrat üzerinden geçirildiğinde veya dumanlı nitrik ve klorosülfonik asitler reaksiyona girdiğinde oluşan renksiz bir gazdır:

HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4

Alkali bir ortamda hipoklorit ve nitrite ayrışır.

makalenin içeriği

AZOT, N (nitrojenyum), kimyasal element (7 numarada) VA periyodik element tablosunun alt grubu. Dünya'nın atmosferi %78 (hacimce) Azot içerir. Bu nitrojen rezervlerinin ne kadar büyük olduğunu göstermek için, dünya yüzeyinin her kilometre karesinin üzerinde atmosferde o kadar çok nitrojen olduğunu belirtelim ki, 50 milyon ton sodyum nitrat veya 10 milyon ton amonyak (bir nitrojen bileşiği) hidrojen ile) ondan elde edilebilir, ancak yine de bu, yerkabuğunda bulunan azotun küçük bir kısmını oluşturur. Serbest azotun varlığı, eylemsizliğini ve normal sıcaklıklarda diğer elementlerle etkileşimin zorluğunu gösterir. Bağlı azot, hem organik hem de inorganik maddenin bir parçasıdır. Flora ve fauna, proteinlerde karbon ve oksijene bağlı nitrojen içerir. Ek olarak, nitrojen içeren inorganik bileşikler bilinmektedir ve nitratlar (NO 3 -), nitritler (NO 2 -), siyanürler (CN -), nitrürler (N 3–) ve azitler (N) gibi büyük miktarlarda elde edilebilir. 3 - ).

Tarihsel referans.

A. Lavoisier'in, yaşam ve yanma süreçlerinin sürdürülmesinde atmosferin rolünün araştırılmasına adanmış deneyleri, atmosferde nispeten inert bir maddenin varlığını doğruladı. Lavoisier, yanmadan sonra kalan gazın temel doğasını belirlemeden, eski Yunanca'da "cansız" anlamına gelen azote adını verdi. 1772'de Edinburgh'lu D. Rutherford bu gazın bir element olduğunu belirlemiş ve onu "zararlı hava" olarak adlandırmıştır. Azotun Latince adı Yunanca nitron ve gen, güherçile oluşturan anlamına gelir.

Azot fiksasyonu ve azot döngüsü.

"Azot fiksasyonu" terimi, atmosferik nitrojen N2'nin sabitlenmesi işlemi anlamına gelir. Doğada, bu iki şekilde olabilir: bezelye, yonca ve soya fasulyesi gibi baklagiller köklerinde nodüller biriktirir, burada nitrojeni sabitleyen bakteriler onu nitratlara dönüştürür ya da atmosferik nitrojen, bir yıldırım koşulları altında oksijenle oksitlenir. deşarj. S. Arrhenius, yılda 400 milyon tona kadar azotun bu şekilde sabitlendiğini buldu. Atmosferde azot oksitler, nitrik ve nitröz asitler oluşturmak için yağmur suyuyla birleşir. Ayrıca yağmur ve karla birlikte yakl. 6700 gr azot; toprağa ulaştıklarında nitrit ve nitratlara dönüşürler. Bitkiler, bitki proteinlerini oluşturmak için nitratları kullanır. Bu bitkilerle beslenen hayvanlar, bitkilerin protein maddelerini özümseyerek hayvansal proteinlere dönüştürürler. Hayvanların ve bitkilerin ölümünden sonra ayrışmaları meydana gelir, azot bileşikleri amonyağa dönüştürülür. Amonyak iki şekilde kullanılır: Nitrat oluşturmayan bakteriler onu elementlere ayırarak nitrojen ve hidrojen açığa çıkarır ve diğer bakteriler, diğer bakteriler tarafından nitratlara oksitlenen nitritleri oluşturur. Böylece doğada nitrojen döngüsü veya nitrojen döngüsü meydana gelir.

Çekirdeğin yapısı ve elektron kabukları.

Doğada iki kararlı azot izotopu vardır: kütle numarası 14 (7 proton ve 7 nötron içerir) ve kütle numarası 15 (7 proton ve 8 nötron içerir). Oranları 99.635: 0.365'tir, bu nedenle azotun atom kütlesi 14.008'dir. Kararsız nitrojen izotopları 12 N, 13 N, 16 N, 17 N yapay olarak elde edildi. Azot atomunun elektronik yapısı şematik olarak şöyledir: 1 s 2 2s 2 2px 1 2p y 1 2p z 1. Sonuç olarak, dış (ikinci) elektron kabuğunda kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek 5 elektron vardır; nitrojen orbitalleri elektronları da kabul edebilir, yani. (–III)'den (V)'ye oksidasyon durumuna sahip bileşiklerin oluşumu mümkündür ve bunlar bilinmektedir.

Moleküler nitrojen.

Azot molekülünün iki atomlu olduğu gaz yoğunluğunun tanımlarından tespit edilmiştir, yani. nitrojenin moleküler formülü Nє N (veya N2)'dir. İki azot atomunun üç dış 2'si vardır. P-her atomun elektronları üçlü bir bağ oluşturur: N ::: N :, elektron çiftleri oluşturur. Ölçülen atomlar arası N – N mesafesi 1.095 Å'dir. Hidrojen durumunda olduğu gibi ( santimetre... HİDROJEN), farklı nükleer spinlere sahip nitrojen molekülleri vardır - simetrik ve antisimetrik. Normal sıcaklıkta simetrik ve antisimetrik formların oranı 2: 1'dir. Katı halde nitrojenin iki modifikasyonu bilinmektedir: a- kübik ve B- geçiş sıcaklığı ile altıgen a ® B–237,39 °C Modifikasyon B-209.96 °C'de erir ve 1 atm'de -195.78 °C'de kaynar ( santimetre... sekme. 1).

Bir mol moleküler nitrojenin (28.016 g veya 6.023 x 1023 molekül) atomlara (N 2 2N) ayrışma enerjisi yaklaşık olarak –225 kcal'dir. Bu nedenle, sessiz bir elektrik deşarjı sırasında atomik nitrojen oluşabilir ve moleküler nitrojenden kimyasal olarak daha aktiftir.

Alma ve kullanma.

Elementel nitrojen elde etme yöntemi, gerekli saflığa bağlıdır. Azot, amonyak sentezi için büyük miktarlarda elde edilirken, küçük soy gaz karışımlarına izin verilir.

Atmosferden azot.

Ekonomik olarak, atmosferden nitrojen salınımı, arıtılmış havayı sıvılaştırma yönteminin ucuzluğundan kaynaklanmaktadır (su buharı, CO2, toz ve diğer safsızlıklar giderilir). Bu tür havanın ardışık sıkıştırma, soğutma ve genleşme döngüleri sıvılaşmasına yol açar. Sıvı hava, sıcaklıkta yavaş bir artışla fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur. Önce soy gazlar salınır, sonra azot ve sıvı oksijen kalır. Saflaştırma, çoklu fraksiyonlama işlemleriyle elde edilir. Bu yöntem, esas olarak sanayi ve tarım için çeşitli azot içeren bileşiklerin üretimi için teknolojideki hammadde olan amonyak sentezi için yılda milyonlarca ton azot üretir. Ek olarak, oksijen varlığının kabul edilemez olduğu durumlarda genellikle saflaştırılmış bir nitrojen atmosferi kullanılır.

Laboratuvar yöntemleri.

Amonyak veya amonyum iyonunu oksitleyerek laboratuvarda küçük miktarlarda azot elde edilebilir, örneğin:

Amonyum iyonunun nitrit iyonu tarafından oksidasyon süreci çok uygundur:

Diğer yöntemler bilinmektedir - ısıtma üzerine azidlerin ayrışması, amonyağın bakır (II) oksit ile ayrışması, nitritlerin sülfamik asit veya üre ile etkileşimi:

Amonyağın yüksek sıcaklıklarda katalitik ayrışması sırasında azot da elde edilebilir:

Fiziki ozellikleri.

Azotun bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 1.

Tablo 1. AZOTUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Yoğunluk, g / cm3	0.808 (sıvı)
Erime noktası, ° С	–209,96
Kaynama noktası, ° С	–195,8
Kritik sıcaklık, ° С	–147,1
Kritik basınç, atm a	33,5
Kritik yoğunluk, g/cm3a	0,311
Özgül ısı, J / (molChK)	14.56 (15°C)
Pauling elektronegatifliği	3
kovalent yarıçap,	0,74
kristal yarıçap,	1.4 (M 3-)
İyonlaşma potansiyeli, V b
ilk	14,54
ikinci	29,60
a Sıvı ve gaz halindeki nitrojenin yoğunluklarının aynı olduğu sıcaklık ve basınç. b 1 mol atomik nitrojen başına ilk dış ve sonraki elektronları uzaklaştırmak için gereken enerji miktarı.

Kimyasal özellikler.

Daha önce belirtildiği gibi, normal sıcaklık ve basınç koşulları altında nitrojenin baskın özelliği, eylemsizliği veya düşük kimyasal aktivitesidir. Azotun elektronik yapısı 2 için bir elektron çifti içerir. s-seviye ve üç yarı dolu 2 r-orbitaller, yani bir nitrojen atomu dörtten fazla diğer atomu bağlayamaz, yani. koordinasyon sayısı dörttür. Bir atomun küçük boyutu, onunla ilişkilendirilebilecek atom sayısını veya atom gruplarını da sınırlar. Bu nedenle, VA alt grubunun diğer üyelerinin birçok bileşiğinin ya nitrojen bileşikleri arasında hiçbir analogu yoktur ya da analog nitrojen bileşikleri kararsızdır. Bu nedenle, PCl5 kararlı bir bileşik iken, NCI5 mevcut değildir. Azot atomu, başka bir azot atomuna bağlanarak hidrazin N2H4 ve metal azidler MN3 gibi oldukça kararlı birkaç bileşik oluşturur. Bu tür bir bağ, kimyasal elementler için olağandışıdır (karbon ve silikon hariç). Yüksek sıcaklıklarda, nitrojen birçok metalle reaksiyona girerek kısmen iyonik nitrürler M oluşturur. x n y... Bu bileşiklerde azot negatif yüklüdür. Tablo 2, ilgili bileşiklerin oksidasyon durumlarını ve örneklerini gösterir.

Nitrürler.

Daha elektropozitif elementler, metaller ve metal olmayan - nitrürler - içeren azot bileşikleri, karbürlere ve hidritlere benzer. M - N bağının doğasına bağlı olarak iyonik, kovalent ve ara tipte bir bağa bölünebilirler. Kural olarak, bunlar kristalli maddelerdir.

İyonik nitrürler.

Bu bileşiklerdeki bağ, N3– iyonunun oluşumuyla elektronların metalden nitrojene transferini içerir. Bu nitrürler arasında Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 ve Cu 3 N 2 bulunur. Lityuma ek olarak, diğer alkali metaller IA, nitrür alt grubunu oluşturmaz. İyonik nitrürler yüksek erime noktalarına sahiptir ve su ile reaksiyona girerek NH3 ve metal hidroksitleri oluşturur.

Kovalent nitrürler.

Azot elektronları, onları azottan başka bir atoma aktarmadan başka bir elementin elektronlarıyla birlikte bir bağ oluşumuna katıldıklarında, kovalent bağa sahip nitrürler oluşur. Hidrojen nitrürler (örneğin amonyak ve hidrazin), nitrojen halojenürler (NF3 ve NCl 3) gibi tamamen kovalenttir. Kovalent nitrürler, örneğin Si 3 N 4, P 3 N 5 ve BN - oldukça kararlı beyaz maddeleri içerir ve BN'nin iki allotropik modifikasyonu vardır: altıgen ve elmas benzeri. İkincisi, yüksek basınç ve sıcaklıklarda oluşur ve elmasınkine yakın bir sertliğe sahiptir.

Ara tip bağ içeren nitrürler.

Geçiş elementleri, nitrojen atomlarının düzenli aralıklarla metal atomları arasında dağıldığı alışılmadık bir bileşik sınıfı oluşturmak için yüksek sıcaklıklarda NH3 ile reaksiyona girer. Bu bileşiklerde elektronların net bir şekilde yer değiştirmesi yoktur. Bu tür nitrürlerin örnekleri Fe4N, W2N, Mo 2N, Mn3N2'dir. Bu bileşikler genellikle tamamen inerttir ve iyi elektriksel iletkenliğe sahiptir.

Azot hidrojen bileşikleri.

Azot ve hidrojen, hidrokarbonlara belli belirsiz benzeyen bileşikler oluşturmak için etkileşime girer. Uzun zincirlerde de kararlı olan hidrokarbonların aksine, zincirdeki azot atomlarının sayısındaki artışla hidrojen azotunun kararlılığı azalır. En önemli hidrojen nitrürler, amonyak NH3 ve hidrazin N2H4'tür. Ayrıca hidrazoik asit HNNN (HN 3) içerirler.

Amonyak NH3.

Amonyak, modern ekonominin en önemli sanayi ürünlerinden biridir. 20. yüzyılın sonunda. ABD yaklaşık üretti. Yılda 13 milyon ton amonyak (susuz amonyak cinsinden).

Molekül yapısı.

NH3 molekülü neredeyse piramidal bir yapıya sahiptir. H – N – H bağ açısı 107° olup, 109° tetrahedral açıya yakındır. Paylaşılmamış bir elektron çifti, bağlı bir gruba eşdeğerdir; sonuç olarak, nitrojenin koordinasyon sayısı 4'tür ve nitrojen, tetrahedronun merkezinde yer alır.

Amonyak özellikleri.

Amonyağın suya kıyasla bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 3.

Molekül ağırlıklarının yakınlığına ve moleküler yapının benzerliğine rağmen amonyağın kaynama ve erime noktaları suya göre çok daha düşüktür. Bunun nedeni, sudaki moleküller arası bağların amonyaktan nispeten daha yüksek mukavemetidir (böyle bir moleküller arası bağa hidrojen denir).

Bir çözücü olarak amonyak.

Sıvı amonyağın yüksek dielektrik sabiti ve dipol momenti, onu polar veya iyonik inorganik maddeler için bir çözücü olarak kullanıma uygun hale getirir. Amonyak çözücüsü, su ile etil alkol gibi organik çözücüler arasında bir ara maddedir. Alkali ve toprak alkali metaller amonyakta çözünerek koyu mavi çözeltiler oluşturur. Şemaya göre çözeltide değerlik elektronlarının çözünmesi ve iyonlaşmasının meydana geldiği varsayılabilir.

Mavi, elektronların çözünmesi ve hareketiyle veya bir sıvıdaki "deliklerin" hareketliliği ile ilişkilidir. Sıvı amonyak içinde yüksek sodyum konsantrasyonunda, çözelti bronz bir renk alır ve yüksek elektrik iletkenliğine sahiptir. Bağlanmamış alkali metal, amonyak buharlaştırılarak veya sodyum klorür ilave edilerek böyle bir çözeltiden geri kazanılabilir. Amonyak içindeki metal çözeltileri iyi indirgeyici maddelerdir. Sıvı amonyakta otoiyonizasyon meydana gelir

suda gerçekleşen sürece benzer:

Her iki sistemin bazı kimyasal özellikleri tabloda karşılaştırılmıştır. 4.

Çözücü olarak sıvı amonyak, bileşenlerin su ile hızlı etkileşimi (örneğin oksidasyon ve indirgeme) nedeniyle suda reaksiyonların gerçekleştirilmesinin imkansız olduğu bazı durumlarda avantajlıdır. Örneğin, sıvı amonyakta kalsiyum, CaCl2 ve K'yi oluşturmak üzere KCl ile reaksiyona girer, çünkü CaCl2 sıvı amonyakta çözünmez ve K çözünürdür ve reaksiyon tamamen ilerler. Suda, Ca'nın su ile hızlı etkileşimi nedeniyle böyle bir reaksiyon imkansızdır.

Amonyak almak.

Gaz halindeki NH3, güçlü bir bazın, örneğin NaOH'nin etkisi altında amonyum tuzlarından salınır:

Yöntem laboratuvar koşullarında uygulanabilir. Küçük ölçekli amonyak üretimi de nitrürlerin, örneğin Mg3N2'nin su ile hidrolizine dayanır. Kalsiyum siyanamid CaCN 2, su ile etkileşime girdiğinde ayrıca amonyak oluşturur. Amonyak üretmenin ana endüstriyel yöntemi, yüksek sıcaklık ve basınçlarda atmosferik nitrojen ve hidrojenden katalitik sentezidir:

Bu sentez için hidrojen, hidrokarbonların termal parçalanması, su buharının kömür veya demir üzerindeki etkisi, alkollerin su buharı ile ayrışması veya suyun elektrolizi ile elde edilir. Amonyak sentezi için, işlem koşullarında (sıcaklık, basınç, katalizör) farklılık gösteren birçok patent elde edilmiştir. Kömürün termal damıtılmasıyla endüstriyel üretim yöntemi vardır. F. Gaber ve K. Bosch isimleri, amonyak sentezinin teknolojik gelişimi ile ilişkilidir.

Tablo 4. SULU VE AMONYAKTA REAKSİYONLARIN KARŞILAŞTIRILMASI
Su ortamı	Amonyak ortamı
nötralizasyon
OH - + H30 + ® 2H 2 O	NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3
Hidroliz (protoliz)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl -	PCl 5 + 4NH3 PNCl2 + 3NH 4 + + 3Cl -
ikame
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
çözüm (kompleksleşme)
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl -	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl -
amfoterisite
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–

Amonyağın kimyasal özellikleri.

Tabloda belirtilen reaksiyonlara ek olarak. Şekil 4'te, amonyak suyla reaksiyona girerek genellikle yanlışlıkla amonyum hidroksit NH40H olduğu düşünülen NH3CHH20 bileşiğini oluşturur; aslında, çözeltide NH 4 OH'nin varlığı kanıtlanmamıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi ("amonyak") esas olarak NH3, H20 ve ayrışma sırasında oluşan küçük konsantrasyonlarda NH4 + ve OH - iyonlarından oluşur

Amonyağın ana karakteri, yalnız bir elektron çifti olan azotun varlığı ile açıklanır: NH3. Bu nedenle, NH3, bir proton veya bir hidrojen atomunun çekirdeği ile bir ilişki şeklinde ortaya çıkan, daha yüksek bir nükleofilik aktiviteye sahip bir Lewis bazıdır:

Bir elektron çiftini (elektrofilik bileşik) kabul edebilen herhangi bir iyon veya molekül, bir koordinasyon bileşiği oluşturmak üzere NH3 ile reaksiyona girecektir. Örneğin:

Sembol M n+, bir geçiş metali iyonunu temsil eder (periyodik tablonun B-alt grupları, örneğin, Cu 2+, Mn 2+, vb.). Herhangi bir protik (yani H içeren) asit, amonyum nitrat NH4NO3, amonyum klorür NH4Cl, amonyum sülfat (NH4)2S04, fosfat amonyum (NH4) gibi amonyum tuzları oluşturmak üzere sulu çözelti içinde amonyakla reaksiyona girer. 3 PO 4. Bu tuzlar, toprağa azot vermek için gübre olarak tarımda yaygın olarak kullanılmaktadır. Amonyum nitrat da ucuz bir patlayıcı olarak kullanılır; ilk olarak fuel oil (dizel yağı) ile kullanılmıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi, doğrudan toprağa verilmek için veya sulama suyuyla birlikte kullanılır. Amonyak ve karbondioksitten sentezlenerek elde edilen üre NH 2 CONH 2 de bir gübredir. Amonyak gazı, amidleri oluşturmak için Na ve K gibi metallerle reaksiyona girer:

Amonyak, amidler oluşturmak için hidritler ve nitrürlerle reaksiyona girer:

Alkali metal amidler (örn. NaNH 2), azidler oluşturmak üzere ısıtıldığında N2O ile reaksiyona girer:

Gaz halindeki NH3, görünüşe göre amonyağın N2 ve H2'ye ayrışmasının bir sonucu olarak oluşan hidrojen nedeniyle, ağır metallerin oksitlerini yüksek sıcaklıklarda metallere indirger:

NH3 molekülündeki hidrojen atomları halojen ile değiştirilebilir. İyot, konsantre NH3 çözeltisi ile reaksiyona girerek NI3 içeren maddelerin bir karışımını oluşturur. Bu madde çok kararsızdır ve en ufak bir mekanik darbede patlar. NH3, Cl2 ile reaksiyona girdiğinde, kloraminler NCl3, NHCl2 ve NH2Cl oluşur. Amonyak, sodyum hipoklorit NaOCl'ye (NaOH ve Cl 2'den oluşur) maruz kaldığında, nihai ürün hidrazindir:

Hidrazin.

Yukarıdaki reaksiyonlar, N2H4CHH20 bileşimi ile hidrazin monohidrat hazırlamak için bir yöntemi temsil eder. Susuz hidrazin, monohidratın BaO veya diğer dehidre edici maddelerle özel damıtılmasıyla oluşturulur. Özellikler açısından, hidrazin, hidrojen peroksit H202'ye biraz benzer. Saf susuz hidrazin, 113,5 ° C'de kaynayan renksiz higroskopik bir sıvıdır; suda iyi çözünür, zayıf bir baz oluşturur

Asidik bir ortamda (H +), hidrazin + X - tipinde çözünür hidrazonyum tuzları oluşturur. Hidrazin ve bazı türevlerinin (örneğin metilhidrazin) oksijenle reaksiyona girme kolaylığı, sıvı iticinin bir bileşeni olarak kullanılmasına izin verir. Hidrazin ve tüm türevleri oldukça zehirlidir.

Azot oksitler.

Oksijenli bileşiklerde nitrojen, oksitler oluşturan tüm oksidasyon durumlarını sergiler: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O 4), N2O 5. Azot peroksitlerin (NO 3, NO 4) oluşumu hakkında çok az bilgi bulunmaktadır. 2HNO 2. Saf N 2 O 3, düşük sıcaklıklarda (-20

Oda sıcaklığında NO2, eşleşmemiş bir elektronun varlığından dolayı manyetik özelliklere sahip koyu kahverengi bir gazdır. 0 °C'nin altındaki sıcaklıklarda NO2 molekülü dinitrojen tetrokside dimerleşir ve –9.3 °C'de dimerizasyon tamamen ilerler: 2NO 2 N 2 O 4. Sıvı halde sadece %1 NO2 dimerize değildir ve 100 °C'de %10 N2O4 dimer şeklinde kalır.

NO 2 (veya N 2 O 4) ılık suda reaksiyona girerek nitrik asit oluşturur: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Bu nedenle NO 2 teknolojisi, endüstriyel olarak önemli bir ürün olan nitrik asidin üretiminde bir ara aşama olarak çok önemlidir.

Nitrik oksit (V)

N2O5 ( modası geçmiş... nitrik asit anhidrit), fosfor oksit P 4 O 10 varlığında nitrik asidin dehidrasyonu ile elde edilen beyaz kristal bir maddedir:

2MX + H 2 N 2 O 2. Çözeltinin buharlaşması, varsayılan yapı H – O – N = N – O – H olan beyaz bir patlayıcı üretir.

Azotlu asit

HNO2 saf halde mevcut değildir, ancak baryum nitrite sülfürik asit eklendiğinde düşük konsantrasyonlu sulu çözeltiler oluşur:

Nitröz asit ayrıca eşmolar bir NO ve NO2 (veya N203) karışımının suda çözülmesiyle de oluşturulur. Nitröz asit, asetik asitten biraz daha güçlüdür. İçindeki azotun oksidasyon durumu +3'tür (yapısı H – O – N = O'dur); hem bir oksitleyici madde hem de bir indirgeyici madde olabilir. İndirgeyici ajanların etkisi altında genellikle NO'ya indirgenir ve oksidanlarla etkileşime girdiğinde nitrik aside oksitlenir.

Metaller veya iyodür iyonu gibi bazı maddelerin nitrik asitte çözünme hızı, bir safsızlık olarak bulunan nitröz asit konsantrasyonuna bağlıdır. Nitröz asit tuzları - nitritler - gümüş nitrit hariç suda kolayca çözünür. Boya üretiminde NaNO 2 kullanılmaktadır.

Nitrik asit

HNO 3, ana kimya endüstrisinin en önemli inorganik ürünlerinden biridir. Patlayıcılar, gübreler, polimerler ve lifler, boyalar, farmasötikler vb. gibi diğer birçok inorganik ve organik maddenin teknolojilerinde kullanılır.

Edebiyat:

Azotchik'in El Kitabı... M., 1969
B.V. Nekrasov Genel Kimyanın Temelleri... M., 1973
Azot sabitleme sorunları. İnorganik ve fiziksel kimya... M., 1982



Tanıtım

D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik tablosundaki nitrojene yakından bakarsanız, değişken bir değerlik olduğunu fark edeceksiniz. Bu, nitrojenin aynı anda oksijenle birkaç ikili bileşik oluşturduğu anlamına gelir. Bazıları yakın zamanda keşfedildi ve bazıları çok geniş çapta araştırıldı. Kararsız ve kararlı azot oksitler vardır. Bu maddelerin her birinin kimyasal özellikleri tamamen farklıdır, bu nedenle bunları incelerken en az beş azot oksit dikkate alınmalıdır. Bugünün makalesinde konuşacağımız şey bu.

Nitrik oksit (I)

Formül N 2 O'dur. Bazen nitrojen oksonitrit, dinitrojen oksit, nitröz oksit veya güldüren gaz olarak adlandırılabilir.

Özellikler

Normal koşullar altında, tatlımsı bir kokuya sahip renksiz bir gazla temsil edilir. Su, etanol, eter ve sülfürik asit ile çözülebilir. Gaz halindeki monovalent nitrojen oksit, 40 atmosferlik bir basınç altında oda sıcaklığına ısıtılırsa, renksiz bir sıvıya kalınlaşır. Isıtma sırasında ayrışan ve reaksiyonlarda kendini indirgeyici ajan olarak gösteren tuz oluşturmayan bir oksittir.

alma

Bu oksit, kuru ısıtıldığında oluşur.Bunu elde etmenin bir başka yolu da "sülfamik + nitrik asit" karışımının termal ayrışmasıdır.

Başvuru

Bir inhalasyon anestetik olarak kullanılan gıda endüstrisi, bu oksidi bir katkı maddesi E942 olarak bilir. Ayrıca içten yanmalı motorların teknik özelliklerini de geliştirir.

Nitrik oksit (II)

Formül - HAYIR. Azot monoksit, nitrik oksit ve nitrosil radikali adları altında oluşur.

Özellikler

Normal koşullar altında, suda az çözünür olan renksiz bir gaz olarak görünür. Sıvılaştırmak zordur, ancak katı ve sıvı hallerinde mavidir. Bu oksit, atmosferik oksijen tarafından oksitlenebilir.

alma

Bunu elde etmek oldukça basittir, bunun için bir nitrojen ve oksijen karışımını 1200-1300 ° C'ye ısıtmanız gerekir. Laboratuvar koşullarında, birkaç deneyde bir kerede oluşturulur:

• Bakır ve %30 nitrik asit çözeltisinin reaksiyonu.
• Sodyum nitrit ve hidroklorik asit arasındaki reaksiyon.
• Nitröz ve hidroiyodik asitlerin reaksiyonu.

Başvuru

Bu, nitrik asidin elde edildiği maddelerden biridir.

Nitrik oksit (III)

Formül - N203. Nitröz anhidrit ve nitrojen seskioksit olarak da adlandırılabilir.

Özellikler

Normal şartlar altında mavi renkli bir sıvı, standart şartlar altında renksiz bir gazdır. Saf oksit, yalnızca katı bir agregasyon halinde bulunur.

alma

%50 nitrik asit ve üç değerlikli arsenik katı oksidinin etkileşimi ile oluşur (nişasta ile de değiştirilebilir).

Başvuru

Bu maddenin yardımıyla tuzları laboratuvarlarda elde edilir.

Nitrik oksit (IV)

Formül - NO 2. Azot dioksit veya kahverengi gaz olarak da adlandırılabilir.

Özellikler

Soyadı, özelliklerinden birine karşılık gelir. Sonuçta, bu oksit ya kırmızı-kahverengi bir gaz ya da sarımsı bir sıvı şeklindedir. Yüksek kimyasal aktivite ile karakterizedir.

alma

Bu oksit, nitrik asit ve bakırın etkileşimi ve ayrıca kurşun nitratın termal ayrışması sırasında elde edilir.

Başvuru

Bunun yardımıyla sülfürik ve nitrik asitler üretilir, sıvı ve karıştırılır.

Nitrik oksit (V)

Formül - N20 5. Dinitrojen pentoksit, nitroil nitrat veya nitrik anhidrit olarak adlandırılabilir.

Özellikler

Renksiz ve oldukça uçucu kristaller görünümündedir. 32.3 ° C sıcaklıkta eriyebilirler.

alma

Bu oksit birkaç reaksiyonla oluşur:

• Nitrik asidin beş değerlikli fosfor oksit ile dehidrasyonu.
• Üzerinden kuru klor geçişi
• Ozonun dört değerlikli nitrojen oksit ile etkileşimi.

Başvuru

Aşırı dengesizliği nedeniyle saf haliyle hiçbir yerde kullanılmaz.

Çözüm

Kimyada dokuz azot oksit vardır, yukarıdakiler bu elementin sadece klasik bileşikleridir. Diğer dördü, daha önce belirtildiği gibi, kararsız maddelerdir. Bununla birlikte, hepsi tek bir özellik ile birleştirilir - yüksek toksisite. Atmosfere azot oksit emisyonları, endüstriyel kimya tesislerinin yakınında yaşayan insanların sağlığının bozulmasına neden olur. Bu maddelerden herhangi biriyle zehirlenme belirtileri toksik akciğer ödemi, merkezi sinir sisteminin bozulması ve nedeni hemoglobinin bağlanması olan kan hasarıdır. Bu nedenle, nitrojen oksitler dikkatle ele alınmalı ve çoğu durumda koruyucu ekipman kullanılmalıdır.

 

---

Okumak:
Ptolemy II Philadelphus - Ptolemaios Hanedanı - Eski Mısır Hanedanları - Makaleler Dizini - Suriye'de Eski Doğu Savaşı Stalin'in akrabaları. Stalin ailesinin trajedisi. Liderin çocuklarına ve eşlerine ne oldu? Liderin ailesinin sırrı Stalin'in soyağacı şeması Otomobil Kovrovsky Köprüsü Luchegorsk nüfusu. Luchegorsk. Gelişim tarihi. Kültür ve eğitim