Nf3 vegyérték és oxidációs állapot. A legfontosabb nitrogénvegyületek

1. feladat. Határozza meg, hogyan változik a vegyületek erőssége a sorozatban: HF, HCl, HBr, HI!

Megoldás . Ezeknél a kétatomos molekuláknál a kötés erőssége a kötés hosszától függ. És mivel a fluorról jódra való átmenet során az atomsugár növekszik, a H-halogén kötés hossza ebben az irányban megnő, i.e. a vegyületek erőssége csökken, ha a fluorról jódra váltanak át.

2. feladat. Hány elektront és protont tartalmaznak a következő molekulák és ionok: a) AlH 4 - ; b) NF 3?

Megoldás

a) Egy elem atomjában a protonok száma megegyezik az elem rendszámával, ezért egy alumínium atom 13 protont tartalmaz, egy hidrogénatom egy protont. Az ion összesen 17 protont tartalmaz. Az ion töltése -1, tehát az elektronok száma eggyel több, mint a protonok száma, és egyenlő 18-cal.

b) Egy nitrogénatom 7 protont, egy fluoratom 9 protont tartalmaz. Összességében az NF 3 molekula 7 + 3 9 = 34 protont tartalmaz. A molekula töltése 0, tehát az elektronok száma megegyezik a protonok számával.

Válasz . a) 17 proton, 18 elektron; b) 34 proton, 34 elektron.

3. feladat. Mi a nitrogén vegyértéke és oxidációs állapota: a) salétromsavban; b) ammónium-kloridban?

Megoldás .

a) A salétromsav szerkezeti képletét néha ötértékű nitrogénnel ábrázolják a következőképpen:

O // H - O - N \\ O

A valóságban ötértékű nitrogén nem létezik, mert a nitrogénatomnak öt párosítatlan elektronnal kell rendelkeznie.

A nitrogén 2s elektronok párosítása nagyon nagy energiaráfordítást igényel, és gyakorlatilag nem történik meg. A salétromsav nitrogénatomjának vegyértéke IV. Három N-O kovalens kötés jön létre a párosítatlan elektronok miatt, egy pedig a magányos nitrogénelektronpár miatt. A salétromsav szerkezeti képlete a következőképpen írható fel:

O/H-O-N\\O

ahol a nyíl donor-akceptor kötést jelez. A hidrogén oxidációs állapota +1, az oxigén -2, az atomok oxidációs állapotának összege pedig egy molekulában 0, tehát a nitrogénatom hagyományos töltése +5.

b) Az ionban lévő nitrogén vegyértéke IV. Három N-H kovalens kötés jön létre a párosítatlan nitrogénelektronok miatt, és egy - egy magányos elektronpár miatt.

A hidrogén oxidációs állapota +1, az ionban lévő atomok oxidációs állapotának összege pedig egyenlő az ion töltésével (-1), ezért a nitrogénatom hagyományos töltése -3.

Válasz . a) IV vegyérték, oxidációs állapot +5. b) IV vegyérték, oxidációs állapot -3.

4. feladat. Határozza meg az elemek oxidációs fokát a következő vegyületekben: K 2 MnO 4 ; Ba(ClO 3) 2; F20; Ca(NO 2) 2; H2SiF6; H2O2; Cr 2 (SO 4) 3 .

Megoldás . Az oxidációs állapotok meghatározásához a következő szabályokat alkalmazzuk: 1) egy molekulában az atomok oxidációs állapotának összege 0; 2) a H oxidációs állapota +1 a nemfémekkel rendelkező vegyületekben; 3) az O oxidációs foka -2, kivéve a fluor- és peroxidvegyületeket; 4) az F fluor oxidációs foka -1; 5) a fém oxidációs állapota megegyezik a fémion töltésével. Ezeket a szabályokat használva a következőket találjuk:

1) K2MnO4: K+1, Mn+6, O-2;

2) Ba(ClO 3) 2: Ba+2, Cl+5, O-2;

3) F20: F-1, O+2;

4) Ca(NO 2) 2: Ca +2, N +3, O -2;

5) H2SiF2: H+1, Si+4, F-1;

6) H202: H+1, O-1;

7) Cr 2 (SO 4) 3: Cr +3, S +6, O -2.

5. feladat. Adja meg a 3-amino-benzoesav szerkezeti képletét! Adja meg a kémiai kötések jellegét, az elemek vegyértékét és oxidációs állapotát.

Megoldás . A 3-amino-benzoesav molekulában minden kötés poláris kovalens, kivéve a benzolgyűrűben lévő C-C kötéseket, amelyek nem poláris kovalensek:

Az elemek vegyértékei: C - IV, O - II, H - I, N - III. Oxidációs állapotok: H +1, O -2, N -3. A szénatomok oxidációs állapota eltérő. A C-H kötéssel rendelkező benzolgyűrűben lévő C atomok oxidációs állapota -1 (mivel a szén elektronegatívabb elem, mint a hidrogén), a C-N kötéssel rendelkező C atomé +1 (a nitrogén elektronegatívabb, mint a szén ) , C atom C-C kötésben - 0 oxidációs állapot (azonos atomok közötti kötés). Végül a COOH csoportban lévő C atom három kötéssel kapcsolódik az elektronegatívabb O atomokhoz, és oxidációs állapota +3.

Nitrogén- a periódusos rendszer V A-csoportjának 2. periódusának eleme, sorszáma 7. Az atom elektronképlete [ 2 He]2s 2 2p 3, jellemző oxidációs állapotok 0, -3, +3 és +5, kevesebb gyakran +2 és +4 és egyéb N v állapot viszonylag stabilnak tekinthető.

A nitrogén oxidációs fokának skálája:
+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.

A nitrogén nagy elektronegativitású (3,07), harmadik az F és az O után. Tipikus nemfémes (savas) tulajdonságokat mutat, különféle oxigéntartalmú savakat, sókat és bináris vegyületeket, valamint az NH 4 ammóniumkationt és sóit képez.

A természetben - tizenhetedik kémiai bőségelem szerint (kilencedik a nemfémek között). Minden szervezet számára létfontosságú elem.

N 2

Egyszerű anyag. Nem poláris molekulákból áll, nagyon stabil ˚σππ-kötéssel N≡N, ez magyarázza az elem kémiai tehetetlenségét normál körülmények között.

Színtelen, íztelen és szagtalan gáz, amely színtelen folyadékká kondenzálódik (ellentétben az O2-vel).

A levegő fő összetevője 78,09 térfogat%, 75,52 tömeg%. A nitrogén az oxigén előtt forr el a folyékony levegőből. Vízben enyhén oldódik (15,4 ml/1 l H 2 O 20 ˚C-on), a nitrogén oldhatósága kisebb, mint az oxigéné.

Szobahőmérsékleten az N2 reagál fluorral és nagyon kis mértékben oxigénnel:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

A reverzibilis reakció az ammónia előállítására 200 ˚C hőmérsékleten, 350 atm nyomásig és mindig katalizátor (Fe, F 2 O 3, FeO, laboratóriumban Pt-val) jelenlétében megy végbe.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

A Le Chatelier-elv szerint az ammóniahozam növekedésének a nyomás és a hőmérséklet csökkenésével kell bekövetkeznie. Alacsony hőmérsékleten azonban a reakciósebesség nagyon kicsi, ezért az eljárást 450-500 ˚C-on hajtjuk végre, 15%-os ammónia hozamot érve el. Az el nem reagált N 2 és H 2 visszakerül a reaktorba, és ezáltal növeli a reakció mértékét.

A nitrogén kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben, és nem támogatja az égést.

Nyugta V ipar– folyékony levegő frakcionált desztillációja vagy oxigén eltávolítása a levegőből kémiai úton, például a 2C (koksz) + O 2 = 2CO reakcióval melegítéskor. Ezekben az esetekben nitrogént nyernek, amely nemesgázok (főleg argon) szennyeződéseit is tartalmazza.

A laboratóriumban kis mennyiségű vegytiszta nitrogén nyerhető kommutációs reakcióval mérsékelt melegítés mellett:

N-3H4N3O2(T) = N20 + 2H2O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Ammónia szintézishez használják. Salétromsav és egyéb nitrogéntartalmú termékek, mint inert közeg kémiai és kohászati ​​folyamatokhoz, valamint gyúlékony anyagok tárolására.

N.H. 3

Bináris vegyület, a nitrogén oxidációs állapota – 3. Színtelen gáz, éles jellegzetes szaggal. A molekula szerkezete egy nem teljes tetraéder [: N(H) 3 ] (sp 3 hibridizáció). Egy donor elektronpár jelenléte a nitrogén sp 3 hibrid pályáján az NH 3 molekulában meghatározza a hidrogénkation hozzáadásának jellegzetes reakcióját, amely kation képződését eredményezi. ammónium NH4. Szobahőmérsékleten túlnyomás alatt cseppfolyósodik. Folyékony állapotban hidrogénkötéseken keresztül kapcsolódik. Termikusan instabil. Vízben jól oldódik (több mint 700 l/1 l H 2 O 20˚C-on); telített oldatban a részarány 34 tömeg% és 99 térfogat%, pH = 11,8.

Nagyon reaktív, addíciós reakciókra hajlamos. Oxigénben ég, savakkal reagál. Redukáló (N -3 miatt) és oxidáló (H +1 miatt) tulajdonságokat mutat. Csak kalcium-oxiddal szárítják.

Minőségi reakciók – fehér „füst” képződése gáznemű sósavval érintkezve, Hg 2 (NO3) 2 oldattal megnedvesített papírdarab megfeketedése.

Köztes termék HNO 3 és ammóniumsók szintézisében. Szóda, nitrogén műtrágyák, színezékek, robbanóanyagok előállításához használják; folyékony ammónia hűtőközeg. Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenletei:

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) fehér „füst”
4NH 3 + 3O 2 (levegő) = 2N 2 + 6 H 2 O (égetés)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O (500 ˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 + 3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (szobahőmérséklet, nyomás)
Nyugta. BAN BEN laboratóriumok– az ammónia kiszorítása az ammóniumsókból nátronmésszel hevítve: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Vagy ammónia vizes oldatának forralása, majd a gáz szárítása.
Az iparban Az ammóniát nitrogénből és hidrogénből állítják elő. Az ipar által előállított cseppfolyósított formában vagy tömény vizes oldat formájában, műszaki néven ammóniás víz.

Ammónia-hidrátN.H. 3 * H 2 O. Intermolekuláris kapcsolat. Fehér, a kristályrácsban – gyenge hidrogénkötéssel összekapcsolt NH 3 és H 2 O molekulák. Ammónia vizes oldatában van jelen, gyenge bázis (disszociációs termékek - NH 4 kation és OH anion). Az ammóniumkation szabályos tetraéderes szerkezetű (sp 3 hibridizáció). Termikusan instabil, az oldat forralásakor teljesen lebomlik. Erős savakkal semlegesítve. Tömény oldatban redukáló tulajdonságokat mutat (az N-3 miatt). Ioncsere és komplexképző reakciókon megy keresztül.

Minőségi reakció– fehér „füst” képződése gáznemű sósavval érintkezve. Enyhén lúgos környezet kialakítására használják oldatban az amfoter hidroxidok kicsapása során.
Egy 1 M ammónia oldat főleg NH 3 *H 2 O hidrátot és csak 0,4% NH 4 OH iont tartalmaz (a hidrát disszociáció miatt); Így az ionos „ammónium-hidroxid NH 4 OH” gyakorlatilag nem található az oldatban, és nincs ilyen vegyület a szilárd hidrátban.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
NH 3 H 2 O (tömény) = NH 3 + H 2 O (forrás NaOH-val)
NH 3 H 2 O + HCl (hígítva) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (tömény) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (tömény) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (tömény) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (tömény) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (tömény) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (tömény) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Híg ammóniaoldatot (3-10%) gyakran neveznek ammónia(a nevet alkimisták találták ki), a tömény oldat (18,5-25%) pedig ammóniaoldat (az ipar gyártja).

Nitrogén-oxidok

Nitrogén-monoxidNEM

Nem sóképző oxid. Színtelen gáz. A gyök kovalens σπ kötést (N꞊O), szilárd állapotban N 2 O 2 dimert tartalmaz N-N kötéssel. Rendkívül termikusan stabil. Érzékeny a levegő oxigénjére (barna színűvé válik). Vízben enyhén oldódik és nem lép reakcióba vele. Kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben. Melegítéskor reakcióba lép fémekkel és nemfémekkel. NO és NO 2 ("nitrózus gázok") rendkívül reakcióképes keveréke. Köztes termék a salétromsav szintézisében.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (piros) = 5N2 + 2P 2O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2O (500-600˚C)
Reakciók NO és NO 2 keverékére:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(híg.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Nyugta V ipar: ammónia oxidációja oxigénnel katalizátoron, in laboratóriumok— híg salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
8HNO 3 + 6 Hg = 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NEM+ 4 H 2 O
vagy nitrát redukció:
2NaNO 2 + 2H 2SO 4 + 2NaI = 2 NEM + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Nitrogén-dioxidNEM 2

A savas oxid feltételesen két savnak felel meg - HNO 2 és HNO 3 (az N 4 sav nem létezik). Barna gáz, szobahőmérsékleten NO 2 monomer, hidegen folyékony színtelen dimer N 2 O 4 (dianitrogén-tetroxid). Teljesen reagál vízzel és lúgokkal. Nagyon erős oxidálószer, amely fémek korrózióját okozza. Salétromsav és vízmentes nitrátok szintézisére, rakéta-üzemanyag oxidálószerként, kénből olajtisztítóként és szerves vegyületek oxidációjának katalizátoraként használják. Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenlete:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (szin.) (hidegben)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (hígítva) = 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 = 2NH3 + 4 H 2 O (kat. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Nyugta: V ipar - NO oxidációja légköri oxigénnel, in laboratóriumok– tömény salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
6HNO 3 (tömény, hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (tömény, hor.) + P (piros) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (tömény, hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Dianitrogén-oxidN 2 O

Színtelen, kellemes szagú gáz („nevetőgáz”), N꞊N꞊О, a nitrogén formális oxidációs állapota +1, vízben rosszul oldódik. Támogatja a grafit és magnézium égését:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Az ammónium-nitrát hőbontásával nyert:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
az orvostudományban érzéstelenítőként használják.

Dianitrogén-trioxidN 2 O 3

Alacsony hőmérsékleten – kék folyadék, ON꞊NO 2, a nitrogén formális oxidációs állapota +3. 20 ˚C-on 90%-ban színtelen NO és barna NO 2 keverékére bomlik ("nitrózus gázok", ipari füst - "rókafark"). Az N 2 O 3 egy savas oxid, hidegben vízzel HNO 2 képződik, hevítve eltérően reagál:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Lúgokkal HNO 2 sókat ad, például NaNO 2-t.
NO-t O 2-vel (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) vagy NO 2-vel (NO 2 + NO = N 2 O 3) reagáltatva nyerik.
erős hűtéssel. A „nitrogéngázok” a környezetre is veszélyesek, és katalizátorként működnek a légkör ózonrétegének pusztításában.

Dianitrogén-pentoxid N 2 O 5

Színtelen, szilárd anyag, O 2 N – O – NO 2, nitrogén oxidációs foka +5. Szobahőmérsékleten 10 óra alatt NO 2 -re és O 2 -re bomlik. Vízzel és lúgokkal reagál savas oxidként:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2 NaNO 3 + H 2
Füstölgő salétromsav dehidratálásával készült:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
vagy NO 2 oxidációja ózonnal -78 ˚C-on:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitritek és nitrátok

Kálium-nitritKNO 2 . Fehér, higroszkópos. Bomlás nélkül megolvad. Száraz levegőn stabil. Vízben nagyon jól oldódik (színtelen oldatot képez), az anionon hidrolizál. Tipikus oxidáló és redukálószer savas környezetben, lúgos környezetben nagyon lassan reagál. Ioncsere reakciókba lép. Kvalitatív reakciók a NO 2 ionról - az ibolya MnO 4 oldat elszíneződése és fekete csapadék megjelenése I ionok hozzáadásakor.. Festékek gyártásánál, aminosavak és jodidok analitikai reagenseként, fényképészeti reagensek összetevőjeként használják .
A legfontosabb reakciók egyenlete:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (tömény) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (pl.) → 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+ (bt.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (telített) + NH 4 + (telített) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (fekete) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (hígított) + Ag + = AgNO 2 (világossárga)↓
Nyugta Vipar– a kálium-nitrát redukciója a folyamatokban:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (tömény) + Pb (szivacs) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate kálium KNO 3
Műszaki név hamuzsír, vagy indián só , salétrom. Fehér, bomlás nélkül megolvad és további hevítésre bomlik. Stabil levegőben. Vízben jól oldódik (magas endo-hatás, = -36 kJ), nincs hidrolízis. Erős oxidálószer a fúzió során (az atomi oxigén felszabadulása miatt). Oldatban csak atomos hidrogén redukálja (savas környezetben KNO 2, lúgos környezetben NH 3). Üveggyártásban, élelmiszer-tartósítószerként, pirotechnikai keverékek és ásványi műtrágyák összetevőjeként használják.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, tömény 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 (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (égetés)

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)

Nyugta: az iparban
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

és a laboratóriumban:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

A nitrogén talán a leggyakoribb kémiai elem az egész Naprendszerben. Pontosabban, a nitrogén a 4. helyen áll bőségben. A természetben a nitrogén inert gáz.

Ennek a gáznak sem színe, sem szaga nincs, és nagyon nehezen oldódik vízben. A nitrátsók azonban nagyon jól reagálnak a vízzel. A nitrogén alacsony sűrűségű.

A nitrogén csodálatos elem. Van egy feltételezés, hogy a nevét az ókori görög nyelvről kapta, amely lefordítva azt jelenti: „élettelen, elkényeztetett”. Miért ilyen negatív hozzáállás a nitrogénhez? Hiszen tudjuk, hogy a fehérjék része, és enélkül szinte lehetetlen lélegezni. A nitrogén fontos szerepet játszik a természetben. De a légkörben ez a gáz inert. Ha eredeti formájában veszi be, akkor számos mellékhatás lehetséges. Az áldozat akár fulladásba is belehalhat. Hiszen a nitrogént élettelennek nevezik, mert nem támogatja sem az égést, sem a légzést.

Normál körülmények között egy ilyen gáz csak lítiummal reagál, és olyan vegyületet képez, mint a lítium-nitrid Li3N. Amint látjuk, a nitrogén oxidációs állapota egy ilyen vegyületben -3. Természetesen más fémekkel is reakcióba lép, de csak hevítéskor vagy különféle katalizátorok használatakor. Egyébként a -3 a nitrogén legalacsonyabb oxidációs állapota, mivel mindössze 3 elektronra van szükség a külső energiaszint teljes kitöltéséhez.

Ennek a mutatónak többféle jelentése van. A nitrogén minden oxidációs állapotának megvan a maga vegyülete. Jobb, ha egyszerűen emlékezünk az ilyen kapcsolatokra.

Az 5 a nitrogén legmagasabb oxidációs állapota. Minden nitrátsóban megtalálható.

A vegyületekben a nitrogén oxidációs foka -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

A -3 oxidációs állapotú nitrogénvegyületeket a nitridek képviselik, amelyek közül gyakorlatilag az ammónia a legfontosabb;

A −2 oxidációs állapotú nitrogénvegyületek kevésbé jellemzőek, és a pernitridek képviselik őket, amelyek közül a legfontosabb a hidrogén-pernitrid N2H4 vagy hidrazin (van egy rendkívül instabil hidrogén-pernitrid N2H2, diimid is);

Az oxidációs állapotú nitrogénvegyületek –1 NH2OH (hidroxil-amin) egy instabil bázis, amelyet a hidroxi-ammónium-sókkal együtt szerves szintézisben használnak;

Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +1 nitrogén-monoxid (I) N2O (nitrogén-oxid, nevetőgáz);

Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +2 nitrogén-monoxid (II) NO (nitrogén-monoxid);

Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +3 nitrogén-oxid (III) N2O3, salétromsav, NO2− anion származékai, nitrogén-trifluorid (NF3);

Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +4 nitrogén-oxid (IV) NO2 (nitrogén-dioxid, barna gáz);

Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +5 nitrogén-monoxid (V) N2O5, salétromsav, sói - nitrátok és egyéb származékai, valamint tetrafluorammónium NF4+ és sói.

Az ammónia nitrogén és hidrogén vegyülete. Fontos a vegyiparban. Az ammónia képlete NH3.

Színtelen, jellegzetes szúrós szagú gáz. Az ammónia sokkal könnyebb a levegőnél, ennek a gáznak egy liter tömege 0,77 g.A hidrogénkötések miatt az ammónia abnormálisan magas forráspontú, ami nem felel meg alacsony molekulatömegének, vízben jól oldódik.

Ammónium sók. A legtöbb ammóniumsó színtelen és vízben jól oldódik. Bizonyos tulajdonságaikban hasonlóak az alkálifémek, különösen a kálium sóihoz. Az ammóniumsók termikusan instabilak. Melegítéskor lebomlanak. Ez a bomlás megtörténhet reverzibilisen vagy visszafordíthatatlanul.

Az ammóniumsókat széles körben használják. Legtöbbjüket (ammónium-szulfát, ammónium-nitrát) műtrágyaként használják. Az ammónium-kloridot vagy ammóniát a festő- és textiliparban, forrasztásban és ónozásban, valamint galvánelemekben használják.

A salétromsav egy erős egybázisú sav. Híg oldatokban teljesen H +1 és NO -1 3 ionokra bomlik.

A tiszta salétromsav színtelen, szúrós szagú folyadék. 86 °C-on forr. Nedvszívó. Fény hatására fokozatosan lebomlik.

A salétromsav erős oxidálószer. Sok nemfém könnyen oxidálódik tőle, és savvá alakul.

A salétromsav szinte minden fémre hat, kivéve az aranyat, platinát, tantált, ródiumot és irídiumot. A tömény salétromsav egyes fémeket (vas, alumínium, króm) passzívvá tesz. A nitrogén oxidációs foka a salétromsavban +5. Minél nagyobb a HNO 3 koncentrációja, annál kevésbé mélyül le. A tömény salétromsavval való reakciók során általában NO 2 szabadul fel. Amikor a híg salétromsav reakcióba lép alacsony aktivitású fémekkel, például rézzel, NO szabadul fel.

Alkalmazás. Nagy mennyiségben használják nitrogén műtrágyák, színezékek, robbanóanyagok és gyógyszerek előállításához. A salétromsavat a kénsav salétromos módszerrel történő előállításához használják, valamint cellulózlakkok és -filmek gyártásához.

Salétromsav sói. Az egybázisú salétromsav csak közepes sókat képez, amelyeket nitrátoknak nevezünk. Minden nitrát jól oldódik vízben, hevítés hatására lebomlik, és oxigén szabadul fel.

A legaktívabb fémek nitrátjai, amelyek a magnéziumtól balra helyezkednek el a standard elektródpotenciálok sorozatában, nitritté alakulnak.

A salétromsav sói közül a legfontosabbak a nátrium-, kálium-, ammónium- és kalcium-nitrátok, amelyeket a gyakorlatban nitrátnak neveznek. A salétromot főleg műtrágyaként használják.

Nitrogén műtrágyák Ammónium-nitrát (ammónium-nitrát) Ez a leghatékonyabb nitrogénben gazdag műtrágya. 33-35% nitrogént tartalmaz nitrát és ammónia formájában. Könnyen oldódik vízben, sok talajon jól működik Ammónium-szulfát Körülbelül 21% nitrogént tartalmaz. Ez egy színtelen, rombusz alakú kristály. Ez a műtrágya kevésbé higroszkópos, mint az ammónium-nitrát, nem csomósodik, nem gyúlékony Karbamid Ez a legértékesebb nitrogéntartalmú műtrágya. A karbamid tartalmazza a legtöbb nitrogént (kb. 46%), olyan formában, amelyet a növények könnyen felszívnak. Színtelen vagy sárgás kristályok formájában jelenik meg, és vízben jól oldódik. A karbamid nem robbanásveszélyes, enyhén higroszkópos és nem csomósodik. Kálium-nitrát (kálium-nitrát) A kálium-nitrát körülbelül háromszor több káliumot tartalmaz, mint a nitrogén. Ezért más műtrágyákkal kombinálva használják Kalcium-nitrát (norvég salétrom) Értékes nitrogén műtrágya. Körülbelül 13% nitrogént tartalmaz Ammónium-klorid Fehér por, körülbelül 25% nitrogént tartalmaz