Elementi kimik azoti formon vetëm një substancë të thjeshtë. Kjo substancë është e gaztë dhe formohet nga molekula diatomike, d.m.th. ka formulën N 2. Përkundër faktit se elementi kimik azoti ka elektronegativitet të lartë, azoti molekular N2 është një substancë jashtëzakonisht inerte. Ky fakt është për faktin se molekula e azotit përmban një lidhje trefishe jashtëzakonisht të fortë (N≡N). Për këtë arsye, pothuajse të gjitha reaksionet me azotin ndodhin vetëm në temperatura të ngritura.

Ndërveprimi i azotit me metalet

E vetmja substancë që reagon me azotin në kushte normale është litiumi:

Një fakt interesant është se me pjesën tjetër të metaleve aktive, d.m.th. toka alkaline dhe alkaline, azoti reagon vetëm kur nxehet:

Ndërveprimi i azotit me metale me aktivitet të mesëm dhe të ulët (përveç Pt dhe Au) është gjithashtu i mundur, por kërkon temperatura pakrahasueshme më të larta.

Nitridet e metaleve aktive hidrolizohen lehtësisht nga uji:

Si dhe solucione acide, për shembull:

Ndërveprimi i azotit me jometalet

Azoti reagon me hidrogjenin kur nxehet në prani të katalizatorëve. Reagimi është i kthyeshëm, prandaj, për të rritur rendimentin e amoniakut në industri, procesi kryhet në presion të lartë:

Si një agjent reduktues, azoti reagon me fluorin dhe oksigjenin. Reagimi me fluorin ndodh nën veprimin e një shkarkimi elektrik:

Reagimi me oksigjen ndodh nën ndikimin e një shkarkimi elektrik ose në një temperaturë prej më shumë se 2000 o C dhe është i kthyeshëm:

Nga jometalet, azoti nuk reagon me halogjenet dhe squfurin.

Ndërveprimi i azotit me substanca komplekse

Vetitë kimike të fosforit

Ekzistojnë disa modifikime alotropike të fosforit, në veçanti fosfori i bardhë, fosfori i kuq dhe fosfori i zi.

Fosfori i bardhë formohet nga molekulat tetraatomike P4 dhe nuk është një modifikim i qëndrueshëm i fosforit. helmuese. Në temperaturën e dhomës është i butë dhe, si dylli, pritet lehtësisht me thikë. Ai oksidohet ngadalë në ajër, dhe për shkak të veçorive të mekanizmit të një oksidimi të tillë, ai shkëlqen në errësirë ​​(dukuri e kimilumineshencës). Edhe me ngrohje të ulët, ndezja spontane e fosforit të bardhë është e mundur.

Nga të gjitha modifikimet alotropike, fosfori i bardhë është më aktivi.

Fosfori i kuq përbëhet nga molekula të gjata me përbërje të ndryshueshme Pn. Disa burime tregojnë se ajo ka një strukturë atomike, por është më e saktë të konsiderohet struktura e saj molekulare. Për shkak të veçorive të tij strukturore, është një substancë më pak aktive në krahasim me fosforin e bardhë në veçanti, ndryshe nga fosfori i bardhë, ai oksidohet shumë më ngadalë në ajër dhe kërkon ndezje për t'u ndezur.

Fosfori i zi përbëhet nga zinxhirë të vazhdueshëm të P n dhe ka një strukturë shtresore të ngjashme me strukturën e grafitit, prandaj duket i ngjashëm me të. Ky modifikim alotropik ka një strukturë atomike. Më e qëndrueshme nga të gjitha modifikimet alotropike të fosforit, më pasivi kimikisht. Për këtë arsye, vetitë kimike të fosforit të diskutuara më poshtë duhet t'i atribuohen kryesisht fosforit të bardhë dhe të kuq.

Ndërveprimi i fosforit me jometalet

Reaktiviteti i fosforit është më i lartë se ai i azotit. Kështu, fosfori është në gjendje të digjet pas ndezjes në kushte normale, duke formuar oksid acid P 2 O 5:

dhe me mungesë oksigjeni, oksid fosfori (III):

Reagimi me halogjenet është gjithashtu intensiv. Kështu, gjatë klorimit dhe brominimit të fosforit, në varësi të përmasave të reagentëve, formohen trihalide ose pentahalide të fosforit:

Për shkak të vetive dukshëm më të dobëta oksiduese të jodit në krahasim me halogjenët e tjerë, oksidimi i fosforit me jod është i mundur vetëm në gjendjen e oksidimit +3:

Ndryshe nga azoti fosfori nuk reagon me hidrogjenin.

Ndërveprimi i fosforit me metalet

Fosfori reagon kur nxehet me metale aktive dhe metale me aktivitet të ndërmjetëm për të formuar fosfide:

Fosfidet e metaleve aktive, si nitridet, hidrolizohen nga uji:

Si dhe tretësirat ujore të acideve jooksiduese:

Ndërveprimi i fosforit me substanca komplekse

Fosfori oksidohet nga acidet oksiduese, në veçanti acidet nitrik dhe sulfurik të koncentruar:

Duhet të dini se fosfori i bardhë reagon me tretësirat ujore të alkaleve. Sidoqoftë, për shkak të specifikës, aftësia për të shkruar ekuacione për ndërveprime të tilla në Provimin e Unifikuar të Shtetit në kimi nuk është kërkuar ende.

Sidoqoftë, për ata që pretendojnë 100 pikë, për qetësinë e tyre mendore, mund të mbani mend tiparet e mëposhtme të bashkëveprimit të fosforit me tretësirat alkali në të ftohtë dhe kur nxehet.

Në të ftohtë, bashkëveprimi i fosforit të bardhë me tretësirat alkali vazhdon ngadalë. Reagimi shoqërohet me formimin e një gazi me erën e peshkut të kalbur - fosfinë dhe një përbërje me një gjendje të rrallë oksidimi të fosforit +1:

Kur fosfori i bardhë reagon me një zgjidhje të përqendruar alkali gjatë zierjes, hidrogjeni lirohet dhe formohet fosfit:

Azoti- element i periodës së 2-të të grupit V A të tabelës periodike, numri serial 7. Formula elektronike e atomit [ 2 He]2s 2 2p 3, gjendjet karakteristike të oksidimit 0, -3, +3 dhe +5, më pak. shpesh +2 dhe +4 dhe gjendja tjetër N v konsiderohet relativisht e qëndrueshme.

Shkalla e gjendjeve të oksidimit për azotin:
+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.

Azoti ka elektronegativitet të lartë (3.07), i treti pas F dhe O. Ai shfaq veti tipike jometalike (acidike), duke formuar acide, kripëra dhe komponime binare të ndryshme që përmbajnë oksigjen, si dhe kationin e amonit NH 4 dhe kripërat e tij.

Në natyrë - e shtatëmbëdhjetë sipas elementit të bollëkut kimik (i nënti ndër jometalet). Një element jetik për të gjithë organizmat.

N 2

Substanca e thjeshtë. Ai përbëhet nga molekula jo polare me një lidhje shumë të qëndrueshme ˚σππ-N≡N, kjo shpjegon inertitetin kimik të elementit në kushte normale.

Një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë që kondensohet në një lëng pa ngjyrë (ndryshe nga O2).

Përbërësi kryesor i ajrit është 78.09% në vëllim, 75.52 në masë. Azoti vlon larg nga ajri i lëngshëm përpara se oksigjeni vlon. Pak i tretshëm në ujë (15,4 ml/1 l H 2 O në 20 ˚C), tretshmëria e azotit është më e vogël se ajo e oksigjenit.

Në temperaturën e dhomës N2 reagon me fluorin dhe në një masë shumë të vogël me oksigjenin:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reagimi i kthyeshëm për prodhimin e amoniakut ndodh në një temperaturë prej 200˚C, nën presion deri në 350 atm dhe gjithmonë në prani të një katalizatori (Fe, F 2 O 3, FeO, në laborator me Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Sipas parimit të Le Chatelier, një rritje në rendimentin e amoniakut duhet të ndodhë me rritjen e presionit dhe uljen e temperaturës. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është shumë e ulët, kështu që procesi kryhet në 450-500 ˚C, duke arritur një rendiment 15% të amoniakut. N 2 dhe H 2 të pa reaguar kthehen në reaktor dhe në këtë mënyrë rrisin shkallën e reaksionit.

Azoti është kimikisht pasiv në lidhje me acidet dhe alkalet dhe nuk mbështet djegien.

Fatura V industrisë– distilimi i pjesshëm i ajrit të lëngshëm ose heqja e oksigjenit nga ajri me mjete kimike, për shembull, me reagimin 2C (koks) + O 2 = 2CO kur nxehet. Në këto raste përftohet azoti, i cili përmban edhe papastërti të gazeve fisnike (kryesisht argonin).

Në laborator, sasi të vogla të azotit kimikisht të pastër mund të merren nga reaksioni i komutimit me ngrohje të moderuar:

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)

Përdoret për sintezën e amoniakut. Acidi nitrik dhe produkte të tjera që përmbajnë azot, si një mjet inert për proceset kimike dhe metalurgjike dhe ruajtjen e substancave të ndezshme.

N.H. 3

Komponim binar, gjendja e oksidimit të azotit është – 3. Gaz pa ngjyrë me erë karakteristike të mprehtë. Molekula ka strukturën e një tetraedri jo të plotë [: N(H) 3 ] (hibridizimi sp 3). Prania e një çifti dhurues elektronesh në orbitalin hibrid sp 3 të azotit në molekulën NH 3 përcakton reaksionin karakteristik të shtimit të një kationi hidrogjeni, i cili rezulton në formimin e një kationi. amonit NH4. Lëngohet nën presion të tepërt në temperaturën e dhomës. Në gjendje të lëngshme, ajo shoqërohet përmes lidhjeve hidrogjenore. Termikisht i paqëndrueshëm. Shumë i tretshëm në ujë (më shumë se 700 l/1 l H 2 O në 20˚C); pjesa në një tretësirë ​​të ngopur është 34% në peshë dhe 99% në vëllim, pH = 11.8.

Shumë reaktiv, i prirur ndaj reaksioneve të shtimit. Digjet në oksigjen, reagon me acide. Ajo shfaq veti reduktuese (për shkak të N-3) dhe oksiduese (për shkak të H +1). Thahet vetëm me oksid kalciumi.

Reagimet cilësore - formimi i "tymit" të bardhë në kontakt me HCl të gaztë, nxirja e një copë letre të lagur me një tretësirë ​​të Hg 2 (NO3) 2.

Një produkt i ndërmjetëm në sintezën e HNO 3 dhe kripërave të amonit. Përdoret në prodhimin e sodës, plehrave azotike, ngjyrave, eksplozivëve; amoniaku i lëngshëm është një ftohës. helmuese.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

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) "tym" i bardhë
4NH 3 + 3O 2 (ajër) = 2N 2 + 6 H 2 O (djegie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. 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 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura e dhomës, presioni)
Fatura. NË laboratorët– zhvendosja e amoniakut nga kripërat e amonit kur nxehet me gëlqere sode: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ose zieni një tretësirë ​​ujore të amoniakut dhe më pas thajeni gazin.
Në industri Amoniaku prodhohet nga azoti dhe hidrogjeni. Prodhuar nga industria ose në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore të koncentruar nën emrin teknik uji i amoniakut.

Hidrati i amoniakutN.H. 3 * H 2 O. Lidhja ndërmolekulare. E bardhë, në rrjetën kristalore – molekulat NH 3 dhe H 2 O të lidhura me një lidhje të dobët hidrogjeni. I pranishëm në një tretësirë ​​ujore të amoniakut, një bazë e dobët (produktet e disociimit - kation NH 4 dhe anion OH). Kationi i amonit ka një strukturë të rregullt tetraedrale (hibridizimi sp 3). Termikisht i paqëndrueshëm, dekompozohet plotësisht kur tretësira zihet. Neutralizohet nga acidet e forta. Tregon veti reduktuese (për shkak të N-3) në një tretësirë ​​të koncentruar. Ai i nënshtrohet reaksioneve të shkëmbimit të joneve dhe kompleksimit.

Reagimi cilësor– formimi i “tymit” të bardhë në kontakt me HCl të gaztë. Përdoret për të krijuar një mjedis pak alkalik në tretësirë ​​gjatë precipitimit të hidroksideve amfoterike.
Një tretësirë ​​amoniaku 1 M përmban kryesisht hidratë NH 3 * H 2 O dhe vetëm 0.4% jone NH 4 OH (për shkak të shpërbërjes së hidratit); Kështu, "hidroksid amoniumi NH 4 OH" jonik praktikisht nuk përmbahet në tretësirë ​​dhe nuk ka asnjë përbërje të tillë në hidratin e ngurtë.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (që zien me NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (i holluar) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Shpesh quhet një zgjidhje e holluar e amoniakut (3-10%) amoniaku(emri u shpik nga alkimistët), dhe zgjidhja e koncentruar (18.5 - 25%) është një zgjidhje amoniaku (prodhuar nga industria).

Oksidet e azotit

Monoksidi i azotitNR

Oksid që nuk krijon kripë. Gaz pa ngjyrë. Radikali përmban një lidhje kovalente sp (N꞊O), në gjendje të ngurtë një dimer N 2 O 2 me një lidhje N-N. Jashtëzakonisht i qëndrueshëm termikisht. E ndjeshme ndaj oksigjenit të ajrit (merr ngjyrë kafe). Pak i tretshëm në ujë dhe nuk reagon me të. Kimikisht pasiv ndaj acideve dhe alkaleve. Kur nxehet, ai reagon me metale dhe jometale. një përzierje shumë reaktive e NO dhe NO 2 (“gazrat e azotuar”). Produkt i ndërmjetëm në sintezën e acidit nitrik.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (e kuqe) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reagimet ndaj përzierjeve të NO dhe NO 2:
JO + JO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
JO + JO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Fatura V industrisë: oksidimi i amoniakut me oksigjen në një katalizator, në laboratorët- ndërveprimi i acidit nitrik të holluar me agjentët reduktues:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NR+ 4 H 2 O
ose reduktimin e nitrateve:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NR + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioksidi i azotitNR 2

Oksidi i acidit, me kusht korrespondon me dy acide - HNO 2 dhe HNO 3 (acidi për N 4 nuk ekziston). Gaz kafe, në temperaturën e dhomës monomer NO 2, në dimerin e ftohtë të lëngshëm pa ngjyrë N 2 O 4 (tetrooksid dianitrogjeni). Reagon plotësisht me ujë dhe alkale. Një agjent shumë i fortë oksidues që shkakton korrozion të metaleve. Përdoret për sintezën e acidit nitrik dhe nitrateve anhydrous, si një oksidues i karburantit të raketës, një pastrues vaji nga squfuri dhe një katalizator për oksidimin e përbërjeve organike. helmuese.
Ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (në të ftohtë)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + JO
2NO 2 + 2NaOH (i holluar) = 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 (kat. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = JO + 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)
Fatura: V industria - oksidimi i NO nga oksigjeni atmosferik, në laboratorët– ndërveprimi i acidit nitrik të koncentruar me agjentët reduktues:
6HNO 3 (konc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., hor.) + P (e kuqe) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oksidi i dianitrogjenitN 2 O

Një gaz pa ngjyrë me erë të këndshme (“gaz për të qeshur”), N꞊N꞊О, gjendje formale e oksidimit të azotit +1, pak i tretshëm në ujë. Mbështet djegien e grafitit dhe magnezit:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Përftohet nga dekompozimi termik i nitratit të amonit:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
përdoret në mjekësi si anestetik.

Trioksidi i dianitrogjenitN 2 O 3

Në temperatura të ulëta – lëng blu, ON꞊NO 2, gjendje formale e oksidimit të azotit +3. Në 20 ˚C, zbërthehet 90% në një përzierje NO pa ngjyrë dhe NO 2 kafe (“gazrat e azotuar”, tymi industrial – “bishti i dhelprës”). N 2 O 3 është një oksid acid, në të ftohtë me ujë formon HNO 2, kur nxehet reagon ndryshe:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Me alkalet jep kripëra HNO 2, për shembull NaNO 2.
Përftohet duke reaguar NO me O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ose me NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
me ftohje të fortë. “Gazet e azotit” janë gjithashtu të rrezikshëm për mjedisin dhe veprojnë si katalizatorë për shkatërrimin e shtresës së ozonit të atmosferës.

Pentoksid dianitrogjeni N 2 O 5

Substancë e pangjyrë, e ngurtë, O 2 N – O – NO 2, gjendja e oksidimit të azotit është +5. Në temperaturën e dhomës zbërthehet në NO 2 dhe O 2 në 10 orë. Reagon me ujin dhe alkalet si një oksid acid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Përgatitur nga dehidratimi i acidit nitrik të tymosur:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ose oksidimi i NO 2 me ozon në -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitritet dhe nitratet

Nitrit kaliumiKNO 2 . E bardhë, higroskopike. Shkrihet pa dekompozim. E qëndrueshme në ajër të thatë. Shumë i tretshëm në ujë (duke formuar një tretësirë ​​pa ngjyrë), hidrolizohet në anion. Një agjent tipik oksidues dhe reduktues në një mjedis acid, ai reagon shumë ngadalë në një mjedis alkalik. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve. Reagimet cilësore mbi jonin NO 2 - çngjyrosja e tretësirës violet MnO 4 dhe shfaqja e një precipitati të zi gjatë shtimit të joneve I përdoret në prodhimin e ngjyrave, si një reagent analitik për aminoacidet dhe jodidet, si dhe një përbërës i reagentëve fotografikë. .
ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) = JO 2 + JO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (p.sh.) → 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 - (i ngopur) + NH 4 + (i ngopur) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (e zezë) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (i holluar) + Ag + = AgNO 2 (e verdhë e lehtë)↓
Fatura Vindustrisë– reduktimi i nitratit të kaliumit në proceset:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (sfungjer) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate kaliumi KNO 3
Emri teknik potas, ose indiane kripë , kripura. E bardhë, shkrihet pa dekompozim dhe dekompozohet pas ngrohjes së mëtejshme. E qëndrueshme në ajër. Shumë i tretshëm në ujë (me të lartë endo-efekt, = -36 kJ), pa hidrolizë. Një agjent i fortë oksidues gjatë shkrirjes (për shkak të lëshimit të oksigjenit atomik). Në tretësirë ​​reduktohet vetëm nga hidrogjeni atomik (në një mjedis acid në KNO 2, në një mjedis alkalik në NH 3). Përdoret në prodhimin e qelqit, si ruajtës ushqimor, përbërës i përzierjeve piroteknike dhe plehrave minerale.

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, konk. 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 (djegie)

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)

Fatura: në industri
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

dhe në laborator:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Të qenit në natyrë.

Azoti gjendet në natyrë kryesisht në gjendje të lirë. Në ajër, fraksioni i tij vëllimor është 78.09%, dhe pjesa masive e tij është 75.6%. Komponimet e azotit gjenden në sasi të vogla në tokë. Azoti është pjesë e proteinave dhe shumë komponimeve organike natyrore. Përmbajtja totale e azotit në koren e tokës është 0,01%.

Fatura.

Në teknologji, azoti merret nga ajri i lëngshëm. Siç e dini, ajri është një përzierje e gazrave, kryesisht azotit dhe oksigjenit. Ajri i thatë në sipërfaqen e tokës përmban (në fraksione vëllimore): azot 78,09%, oksigjen 20,95%, gazra fisnikë 0,93%, monoksid karboni (IV) 0,03%, si dhe papastërti të rastësishme - pluhur, mikroorganizma , sulfur hidrogjeni, oksid squfuri ( IV), etj. Për të marrë azot, ajri transferohet në gjendje të lëngët dhe më pas azoti ndahet nga oksigjeni më pak i paqëndrueshëm me anë të avullimit (p.sh. pika e vlimit të azotit -195,8 °C, oksigjeni -183 °C). Azoti i përftuar në këtë mënyrë përmban papastërti të gazeve fisnike (kryesisht argonin). Azoti i pastër mund të merret në kushte laboratorike duke dekompozuar nitritin e amonit kur nxehet:

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

Vetitë fizike. Azoti është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe shije, më i lehtë se ajri. Tretshmëria në ujë është më e vogël se ajo e oksigjenit: në 20 0 C, 15,4 ml azot tretet në 1 litër ujë (oksigjen 31 ml). Prandaj, në ajrin e tretur në ujë, përmbajtja e oksigjenit në raport me azotin është më e madhe se në atmosferë. Tretshmëria e ulët e azotit në ujë, si dhe pika e tij shumë e ulët e vlimit, shpjegohen nga ndërveprimet ndërmolekulare shumë të dobëta si midis molekulave të azotit dhe ujit, ashtu edhe ndërmjet molekulave të azotit.

Azoti natyror përbëhet nga dy izotopë të qëndrueshëm me numër masiv 14 (99.64%) dhe 15 (0.36%).

Vetitë kimike.

Në temperaturën e dhomës, azoti kombinohet drejtpërdrejt vetëm me litium:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Ai reagon me metale të tjera vetëm në temperatura të larta, duke formuar nitride. Për shembull:

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

Azoti kombinohet me hidrogjenin në prani të një katalizatori në presion dhe temperaturë të lartë:

N2 + 3H2 = 2NH3

Në temperaturën e harkut elektrik (3000-4000 gradë), azoti kombinohet me oksigjenin:

Aplikimi. Azoti përdoret në sasi të mëdha për të prodhuar amoniak. Përdoret gjerësisht për të krijuar një mjedis inert - mbushja e llambave elektrike inkandeshente dhe hapësirës së lirë në termometrat e merkurit, kur pomponi lëngje të ndezshme. Përdoret për nitratimin e sipërfaqes së produkteve të çelikut, d.m.th. ngopin sipërfaqen e tyre me azot në temperatura të larta. Si rezultat, nitridet e hekurit formohen në shtresën sipërfaqësore, të cilat i japin çelikut fortësi më të madhe. Ky çelik mund të përballojë ngrohjen deri në 500 °C pa humbur fortësinë e tij.

Azoti është i rëndësishëm për jetën e bimëve dhe kafshëve, pasi është pjesë e substancave proteinike. Komponimet e azotit përdoren në prodhimin e plehrave minerale, eksplozivëve dhe në shumë industri.

Pyetja nr.48.

Amoniaku, vetitë e tij, metodat e prodhimit. Përdorimi i amoniakut në ekonominë kombëtare. Hidroksidi i amonit. Kripërat e amonit, vetitë dhe aplikimet e tyre. Plehrat azotike me formën e amonit të azotit. Reagimi cilësor ndaj jonit të amonit.

Amoniak - gaz pa ngjyrë me erë karakteristike, gati dy herë më i lehtë se ajri. Kur presioni rritet ose ftohet, ai lehtë lëngëzohet në një lëng pa ngjyrë. Amoniaku është shumë i tretshëm në ujë. Një zgjidhje e amoniakut në ujë quhet uji i amoniakut ose amoniaku. Kur zien, amoniaku i tretur avullon nga tretësira.

Vetitë kimike.

Ndërveprimi me acidet:

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

Ndërveprimi me oksigjenin:

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

Rikuperimi i bakrit:

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

Fatura.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplikimi.

Amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij ujore përdoren si pleh i lëngshëm.

Hidroksidi i amonit (hidroksid amoniumi) – NH 4 Oh

Kripërat e amonit dhe vetitë e tyre. Kripërat e amonit përbëhen nga një kation amoniumi dhe një anion acid. Ato janë të ngjashme në strukturë me kripërat përkatëse të joneve metalike të ngarkuara vetëm. Kripërat e amonit përftohen duke reaguar me acide të amoniakut ose tretësirave ujore të tij. Për shembull:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Ato shfaqin vetitë e përgjithshme të kripërave, d.m.th. ndërveprojnë me tretësirat e alkaleve, acideve dhe kripërave të tjera:

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

Aplikimi. Nitrat amonit (nitrat amonit) NH4NO3 përdoret si pleh azotik dhe për prodhimin e eksplozivëve - amoniteve;

Sulfati i amonit (NH4) 2SO4 - si një pleh azotik i lirë;

Bikarbonati i amonit NH4HCO3 dhe karbonati i amonit (NH4)2CO3 - në industrinë ushqimore në prodhimin e produkteve të ëmbëlsirave të miellit si agjent kimik, në ngjyrosjen e pëlhurave, në prodhimin e vitaminave, në mjekësi;

Klorur amoniumi (amoniak) NH4Cl - në qelizat galvanike (bateritë e thata), gjatë saldimit dhe kallajimit, në industrinë e tekstilit, si pleh, në mjekësinë veterinare.

Plehrat e amonit (amoniakut). përmbajnë azot në formën e jonit të amonit dhe kanë një efekt acidifikues në tokë, gjë që çon në një përkeqësim të vetive të saj dhe në plehra më pak efektive, veçanërisht kur aplikohet rregullisht në toka të pakufizuara dhe jopjellore. Por këto plehra gjithashtu kanë avantazhet e tyre: amoniumi është shumë më pak i ndjeshëm ndaj shpëlarjes, pasi fiksohet nga grimcat e tokës dhe absorbohet nga mikroorganizmat, dhe, përveç kësaj, procesi i nitrofifikimit ndodh me të në tokë, d.m.th. shndërrimi nga mikroorganizmat në nitrate. Nga plehrat e amonit, kloruri i amonit është më pak i përshtatshëm për kulturat bimore pasi përmban mjaft klor.

Reagimi cilësor ndaj jonit të amonit.

Një veti shumë e rëndësishme e kripërave të amonit është ndërveprimi i tyre me tretësirat alkaline. Ky reaksion zbulohet nga kripërat e amonit (jon amoniumi) nga era e amoniakut të lëshuar ose nga shfaqja e një ngjyre blu në letrën e lagur të lakmusit të kuq:

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

Komponimet me jometale

Të gjitha halogjenet e azotit NG 3 janë të njohura. Trifluori NF 3 përftohet duke reaguar fluorin me amoniak:

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

Trifluoridi i azotit është një gaz toksik pa ngjyrë, molekulat e të cilit kanë një strukturë piramidale. Atomet e fluorit janë të vendosura në bazën e piramidës, dhe pjesa e sipërme është e zënë nga një atom azoti me një çift elektronik të vetëm. NF 3 është shumë rezistent ndaj kimikateve të ndryshme dhe nxehtësisë.

Trihalidet e mbetura të azotit janë endotermike dhe për këtë arsye të paqëndrueshme dhe reaktive. NCl 3 formohet duke kaluar gazin e klorit në një zgjidhje të fortë të klorurit të amonit:

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

Trikloruri i azotit është një lëng shumë i paqëndrueshëm (t pikë vlimi = 71 gradë C) me një erë të fortë. Një ngrohje ose goditje e lehtë shoqërohet nga një shpërthim që lëshon një sasi të madhe nxehtësie. Në këtë rast, NCl 3 ndahet në elementë. Trihalidet NBr 3 dhe NI 3 janë edhe më pak të qëndrueshme.

Derivatet e azotit me kalkogjenët janë shumë të paqëndrueshëm për shkak të endotermisë së tyre të fortë. Të gjithë ata janë studiuar dobët dhe shpërthejnë kur nxehen dhe preken.

Lidhjet me metalet

Nitridet e ngjashme me kripën fitohen nga sinteza e drejtpërdrejtë nga metalet dhe azoti. Nitridet e ngjashme me kripën dekompozohen me ujë dhe acide të holluara:

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

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

Të dy reagimet vërtetojnë natyrën bazë të nitrideve aktive të metaleve.

Nitridet e ngjashme me metalin prodhohen nga ngrohja e metaleve në një atmosferë azoti ose amoniaku. Oksidet, halogjenet dhe hidridet e metaleve në tranzicion mund të përdoren si lëndë fillestare:

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

CrCl3 + NH 3 = CrN + 3HCl; 2TiN 2 + 2NH 3 = 2TiN +5H 2

Aplikimi i azotit dhe komponimeve që përmbajnë azot

Shtrirja e aplikimit të azotit është shumë e gjerë - prodhimi i plehrave, eksplozivëve, amoniakut, i cili përdoret në mjekësi. Plehrat që përmbajnë azot janë më të vlefshmet. Plehra të tillë përfshijnë nitratin e amonit, ure, amoniak dhe nitrat natriumi. Azoti është një pjesë integrale e molekulave të proteinave, prandaj bimët kanë nevojë për të për rritjen dhe zhvillimin normal. Një përbërës i tillë i rëndësishëm i azotit me hidrogjen si amoniaku përdoret në njësitë ftohëse, duke qarkulluar përmes një sistemi tubash të mbyllur, avullon një sasi të madhe nxehtësie. Nitrat kaliumi përdoret për të prodhuar pluhur të zi, dhe baruti përdoret në pushkët e gjuetisë dhe për eksplorimin e depozitave të xeheve të shtrira nën tokë. Pluhuri i zi merret nga piroksilina, një ester i celulozës dhe acidit nitrik. Eksplozivët organikë të bazuar në azot përdoren për të ndërtuar tunele në male (TNT, nitroglicerinë).