Slāpekļa atoma oksidācijas pakāpe ir 3 collas. Slāpeklis un tā savienojumi

Slāpeklis- Periodiskās sistēmas V A-grupas 2. perioda elements, kārtas numurs 7. Atoma elektroniskā formula ir [ 2 He] 2s 2 2p 3, raksturīgās oksidācijas pakāpes 0, -3, +3 un + 5, retāk +2 un +4 un otrs stāvoklis N v tiek uzskatīts par samērā stabilu.

Slāpekļa oksidācijas pakāpes skala:
+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.

Slāpeklim ir augsta elektronegativitāte (3,07), trešā aiz F un O. Tam piemīt tipiskas nemetāliskas (skābes) īpašības, veidojot dažādas skābekli saturošas skābes, sāļus un bināros savienojumus, kā arī amonija katjonu NH 4 un tā sāļi.

Dabā - septiņpadsmitais pēc ķīmiskā daudzuma elementa (devītā vieta starp nemetāliem). Svarīgs elements visiem organismiem.

N 2

Vienkārša viela. Tas sastāv no nepolārām molekulām ar ļoti stabilu N≡N ˚σππ saiti, kas izskaidro elementa ķīmisko inerci normālos apstākļos.

Bezkrāsaina, bez garšas un smaržas gāze, kas kondensējas par bezkrāsainu šķidrumu (atšķirībā no O2).

Gaisa galvenā sastāvdaļa ir 78,09% pēc tilpuma, 75,52 masas. Slāpeklis no šķidrā gaisa izvārās pirms skābekļa. Viegli šķīst ūdenī (15,4 ml / 1 l H 2 O pie 20 ˚C), slāpekļa šķīdība ir mazāka nekā skābekļa šķīdība.

Plkst telpas temperatūra N 2, reaģē ar fluoru un ļoti nelielā mērā ar skābekli:

N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2 NO

Amonjaka iegūšanas atgriezeniskā reakcija notiek 200˚C temperatūrā zem spiediena līdz 350 atm un vienmēr katalizatora klātbūtnē (Fe, F 2 O 3, FeO, laboratorijā pie Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Saskaņā ar Le Chatelier principu, palielinoties spiedienam un pazeminoties temperatūrai, jāpalielina amonjaka iznākums. Taču reakcijas ātrums zemā temperatūrā ir ļoti zems, tāpēc process tiek veikts 450-500 ˚C temperatūrā, sasniedzot 15% amonjaka iznākumu. Nereaģējis N 2 un H 2 atgriežas reaktorā un tādējādi palielina reakcijas apjomu.

Slāpeklis ir ķīmiski pasīvs attiecībā pret skābēm un sārmiem, neatbalsta degšanu.

Kvīts V nozare- šķidrā gaisa frakcionēta destilācija vai ķīmiska skābekļa atdalīšana no gaisa, piemēram, ar reakciju 2C (kokss) + O 2 \u003d 2CO karsējot. Šajos gadījumos tiek iegūts slāpeklis, kas satur arī cēlgāzu piemaisījumus (galvenokārt argonu).

Laboratorijā nelielu daudzumu ķīmiski tīra slāpekļa var iegūt pārslēgšanas reakcijā ar mērenu karsēšanu:

N-3H4N3O2 (T) \u003d N20 + 2H2O (60-70)

NH4Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

To izmanto amonjaka sintēzei. Slāpekļskābe un citi slāpekli saturoši produkti kā inerta vide ķīmiskiem un metalurģiskiem procesiem un uzliesmojošu vielu uzglabāšanai.

NH 3

Binārs savienojums, slāpekļa oksidācijas pakāpe ir - 3. Bezkrāsaina gāze ar asu raksturīgu smaku. Molekulai ir nepilnīga tetraedra struktūra [: N(H) 3 ] (sp 3 hibridizācija). Slāpekļa klātbūtne elektronu donora pāra NH 3 molekulā sp 3 hibrīda orbitālē izraisa raksturīgu ūdeņraža katjona pievienošanās reakciju, veidojoties katjonam. amonijs NH4. Tas sašķidrinās zem pozitīva spiediena istabas temperatūrā. Šķidrā stāvoklī tas ir saistīts ar ūdeņraža saitēm. Termiski nestabils. Labi izšķīdināsim ūdenī (vairāk nekā 700 l/1 l H 2 O pie 20˚C); proporcija piesātinātajā šķīdumā ir 34 svara % un 99 tilpuma %, pH= 11,8.

Ļoti reaģējošs, pakļauts pievienošanās reakcijām. Deg skābeklī, reaģē ar skābēm. Parāda reducējošas (sakarā ar N -3) un oksidējošas (sakarā ar H +1) īpašības. To žāvē tikai ar kalcija oksīdu.

Kvalitatīvas reakcijas - baltu "dūmu" veidošanās saskarē ar gāzveida HCl, Hg 2 (NO3) 2 šķīdumā samitrināta papīra gabala nomelnošana.

Starpprodukts HNO 3 un amonija sāļu sintēzē. To izmanto sodas, slāpekļa mēslošanas līdzekļu, krāsvielu, sprāgstvielu ražošanā; šķidrais amonjaks ir aukstumaģents. Indīgs.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:

2NH3 (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) balti "dūmi"
4NH 3 + 3O 2 (gaiss) = 2N 2 + 6 H 2 O (sadegšana)
4NH3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H2O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O (500˚C)
2 NH3 + 3Mg \u003d Mg3N2 +3 H2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (istabas temperatūra, spiediens)
Kvīts. IN laboratorijas- amonjaka pārvietošana no amonija sāļiem, karsējot ar nātrija kaļķi: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Vai arī vārot amonjaka ūdens šķīdumu, kam seko gāzes žāvēšana.
Rūpniecībā amonjaku iegūst no slāpekļa ar ūdeņradi. Rūpniecība ražo vai nu sašķidrinātā veidā, vai koncentrēta ūdens šķīduma veidā ar tehnisko nosaukumu amonjaka ūdens.

Amonjaka hidrātsNH 3 * H 2 O. Starpmolekulārais savienojums. Balts, kristāla režģī - NH 3 un H 2 O molekulas, kas saistītas ar vāju ūdeņraža saiti. Tas atrodas vājas bāzes amonjaka ūdens šķīdumā (disociācijas produkti ir NH 4 katjons un OH anjons). Amonija katjonam ir regulāra tetraedriska struktūra (sp 3 hibridizācija). Termiski nestabils, šķīduma vārīšanas laikā pilnībā sadalās. Neitralizē stipras skābes. Tam piemīt reducējošas īpašības (sakarā ar N-3) koncentrētā šķīdumā. Tas iesaistās jonu apmaiņas un kompleksu veidošanās reakcijā.

Kvalitatīva reakcija– baltu "dūmu" veidošanās saskarē ar gāzveida HCl. To izmanto, lai šķīdumā radītu nedaudz sārmainu vidi amfoteru hidroksīdu izgulsnēšanas laikā.
1 M amonjaka šķīdums satur galvenokārt NH 3 *H 2 O hidrātu un tikai 0,4% NH 4 OH jonu (hidrāta disociācijas dēļ); tātad jonu "amonija hidroksīds NH 4 OH" šķīdumā praktiski nav, arī cietajā hidrātā šāda savienojuma nav.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vārīšana ar NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (atšķir.) = 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
Bieži sauc par atšķaidītu amonjaka šķīdumu (3-10%) amonjaks (nosaukumu izgudroja alķīmiķi), un koncentrēts šķīdums (18,5 - 25%) ir amonjaka šķīdums (ražo rūpniecība).

slāpekļa oksīdi

slāpekļa monoksīdsNĒ

Sāli neveidojošs oksīds. bezkrāsaina gāze. Radikāls satur kovalento σπ-saiti (N꞊O), cietā stāvoklī dimēru N 2 O 2 co N-N savienojums. Īpaši termiski stabils. Jutīgs pret atmosfēras skābekli (kļūst brūns). Nedaudz šķīst ūdenī un ar to nereaģē. Ķīmiski pasīvs attiecībā pret skābēm un sārmiem. Sildot, tas reaģē ar metāliem un nemetāliem. ļoti reaģējošs NO un NO 2 maisījums ("slāpekļa gāzes"). Slāpekļskābes sintēzes starpprodukts.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
2NO + O 2 (piem.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafīts) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (sarkans) = 5N2 + 2P2O5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2O (500-600˚C)
Reakcijas uz NO un NO 2 maisījumiem:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Kvīts V nozare: amonjaka oksidēšana ar skābekli uz katalizatora, in laboratorijas- atšķaidītas slāpekļskābes mijiedarbība ar reducētājiem:
8HNO 3 + 6 Hg \u003d 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NĒ+ 4 H 2 O
vai nitrātu samazināšana:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI \u003d 2 NĒ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

slāpekļa dioksīdsNĒ 2

Skābes oksīds, nosacīti atbilst divām skābēm - HNO 2 un HNO 3 (skābe N 4 neeksistē). Brūna gāze, monomērs NO 2 istabas temperatūrā, šķidrs bezkrāsains dimērs N 2 O 4 (dianitrogēntetroksīds) aukstumā. Pilnībā reaģē ar ūdeni, sārmiem. Ļoti spēcīgs oksidētājs, kodīgs metāliem. To izmanto slāpekļskābes un bezūdens nitrātu sintēzei, kā oksidētāju raķešu degvielai, eļļas tīrītāju no sēra un katalizatoru organisko savienojumu oksidēšanai. Indīgs.
Svarīgāko reakciju vienādojums:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (aukstumā)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (atšķir.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH3 + 4 H2O (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)
Kvīts: V nozare - NO oksidēšana ar atmosfēras skābekli, in laboratorijas– koncentrētas slāpekļskābes mijiedarbība ar reducētājiem:
6HNO 3 (konc., kalni) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., īsi) + P (sarkans) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., kalni) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

slāpekļa oksīdsN 2 O

Bezkrāsaina gāze ar patīkamu smaržu ("smieklu gāze"), N꞊N꞊О, formālā slāpekļa oksidācijas pakāpe +1, slikti šķīst ūdenī. Atbalsta grafīta un magnija sadegšanu:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Iegūst, termiski sadalot amonija nitrātu:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
izmanto medicīnā kā anestēzijas līdzekli.

slāpekļa trioksīdsN 2 O 3

Zemā temperatūrā tas ir zils šķidrums, ON꞊NO 2, slāpekļa formālais oksidācijas līmenis ir +3. 20 ˚C temperatūrā tas sadalās par 90% bezkrāsaina NO un brūnā NO 2 maisījumā (“slāpekļa gāzes”, rūpnieciskie dūmi – “lapsas aste”). N 2 O 3 - skābes oksīds, aukstumā ar ūdeni veido HNO 2, karsējot reaģē atšķirīgi:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
Ar sārmiem iegūst HNO 2 sāļus, piemēram, NaNO 2 .
Iegūts, mijiedarbojoties NO ar O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) vai ar NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
ar spēcīgu dzesēšanu. "Slāpekļa gāzes" un videi bīstamas, darbojas kā katalizatori atmosfēras ozona slāņa iznīcināšanai.

slāpekļa pentoksīds N 2 O 5

Bezkrāsains, ciets, O 2 N - O - NO 2, slāpekļa oksidācijas pakāpe ir +5. Istabas temperatūrā tas sadalās NO 2 un O 2 10 stundu laikā. Reaģē ar ūdeni un sārmiem kā skābs oksīds:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2 NaOH \u003d 2 NaNO 3 + H 2
Iegūst, atūdeņojot kūpošo slāpekļskābi:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2 HPO 3
vai NO 2 oksidēšana ar ozonu -78 ˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Nitrīti un nitrāti

Kālija nitrītsKNO 2 . Balts, higroskopisks. Kūst bez sadalīšanās. Stabils sausā gaisā. Ļoti labi izšķīdināsim ūdenī (veidojot bezkrāsainu šķīdumu), tas hidrolizējas uz anjona. Tipisks oksidētājs un reducētājs skābā vidē, ļoti lēni reaģē sārmainā vidē. Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās. Kvalitatīvas reakcijas uz NO 2 jonu - MnO 4 violetā šķīduma krāsas maiņa un melnu nogulsņu parādīšanās, pievienojot I jonus. Izmanto krāsvielu ražošanā, kā analītisku reaģentu aminoskābēm un jodīdiem, fotogrāfiju sastāvdaļa reaģenti.
svarīgāko reakciju vienādojums:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (piem.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (violeta) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (piesātināts) + NH 4 + (piesātināts) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (melns) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (gaiši dzeltens) ↓
Kvīts Vnozare- kālija nitrāta reģenerācija procesos:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (sūklis) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kālijs KNO 3
tehniskais nosaukums kālijs, vai indiānis sāls , salpetrs. Balts, kūst nesadaloties, sadalās tālāk karsējot. Gaisa izturīgs. Ļoti labi šķīst ūdenī (augsti endo-efekts, = -36 kJ), nav hidrolīzes. Spēcīgs oksidētājs kausējot (sakarā ar atomu skābekļa izdalīšanos). Šķīdumā to reducē tikai atomu ūdeņradis (skābā vidē līdz KNO 2, sārmainā vidē līdz NH 3). To izmanto stikla ražošanā kā pārtikas konservantu, pirotehnisko maisījumu un minerālmēslu sastāvdaļu.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, koncentr. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafīts) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (sadegšana)

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)

Kvīts: rūpniecībā
4KOH (horizontāli) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

un laboratorijā:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

Ir ķīmiskie elementi, kuriem ir dažādi oksidācijas stāvokļi, kas ļauj veidoties ķīmisko reakciju laikā liels skaits savienojumi ar noteiktām īpašībām. Zinot atoma elektronisko uzbūvi, varam pieņemt, kādas vielas veidosies.

Slāpekļa oksidācijas pakāpes var svārstīties no -3 līdz +5, kas norāda uz uz tā balstīto savienojumu daudzveidību.

Elementu raksturojums

Slāpeklis pieder pie ķīmiskajiem elementiem, kas atrodas 15. grupā, otrajā periodā D. I. Mendeļejeva periodiskajā sistēmā, tam tika piešķirts kārtas numurs 7 un saīsinātais burtu apzīmējums N. Normālos apstākļos samērā inerts elements, īpaši apstākļi ir nepieciešami reakcijām.

Dabā tā sastopama kā divatomu bezkrāsaina gāze atmosfēras gaisā ar tilpuma daļu vairāk nekā 75%. To satur olbaltumvielu molekulu, nukleīnskābju un neorganiskas izcelsmes slāpekli saturošu vielu sastāvā.

Atoma struktūra

Lai noteiktu slāpekļa oksidācijas pakāpi savienojumos, ir jāzina tā kodola struktūra un jāizpēta elektronu apvalki.

Dabisko elementu attēlo divi stabili izotopi, kuru masas skaitlis ir 14 vai 15. Pirmajā kodolā ir 7 neitronu un 7 protonu daļiņas, bet otrajā – vēl 1 neitronu daļiņa.

Ir tās atoma mākslīgās šķirnes ar masu 12-13 un 16-17, kurām ir nestabili kodoli.

Pētot atomu slāpekļa elektronisko struktūru, var redzēt, ka ir divi elektronu apvalki (iekšējais un ārējais). 1s orbitāle satur vienu elektronu pāri.

Otrajā ārējā apvalkā ir tikai piecas negatīvi lādētas daļiņas: divas 2s apakšlīmenī un trīs 2p orbitālē. Valences enerģijas līmenī nav brīvu šūnu, kas norāda uz neiespējamību atdalīt tā elektronu pāri. Tiek uzskatīts, ka 2p orbitāle ir tikai līdz pusei piepildīta ar elektroniem, kas ļauj piestiprināt 3 negatīvi lādētas daļiņas. Šajā gadījumā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir -3.

Ņemot vērā orbitāļu uzbūvi, varam secināt, ka šis elements ar koordinācijas skaitli 4 maksimāli saistās tikai ar četriem citiem atomiem. Trīs saišu veidošanai tiek izmantots apmaiņas mehānisms, vēl viens tiek veidots ne-bet-ac-chain-tor veidā.

Slāpekļa oksidācijas stāvokļi dažādos savienojumos

Maksimālais negatīvo daļiņu skaits, ko tā atoms var piesaistīt, ir 3. Šajā gadījumā tā oksidācijas pakāpe izpaužas vienāds ar -3, kas raksturīgs tādiem savienojumiem kā NH 3 vai amonjaks, NH 4 + vai amonijs un Me 3 N 2 nitrīdi. Pēdējās vielas veidojas, paaugstinoties temperatūrai, slāpeklim mijiedarbojoties ar metāla atomiem.

Lielākais negatīvi lādēto daļiņu skaits, ko elements var izdalīt, ir vienāds ar 5.

Divi slāpekļa atomi spēj apvienoties viens ar otru, veidojot stabilus savienojumus ar oksidācijas pakāpi -2. Šāda saite ir novērojama N 2 H 4 vai hidrazīnos, dažādu metālu azīdos vai MeN 3 . Slāpekļa atoms pievieno 2 elektronus brīvajām orbitālēm.

Ir oksidācijas pakāpe -1, ja konkrētais elements saņem tikai 1 negatīvu daļiņu. Piemēram, NH 2 OH vai hidroksilamīnā tas ir negatīvi lādēts.

Tur ir pozitīva zīme slāpekļa oksidācijas stāvokļi, kad elektronu daļiņas tiek ņemtas no ārējā enerģijas slāņa. Tie svārstās no +1 līdz +5.

Lādiņš 1+ atrodas slāpeklī N 2 O (vienvērtīgajā oksīdā) un nātrija hiponitrītā ar formulu Na 2 N 2 O 2 .

NO (divalentajā oksīdā) elements ziedo divus elektronus un kļūst pozitīvi uzlādēts (+2).

Ir slāpekļa 3 oksidācijas stāvoklis (savienojumā NaNO 2 vai nitrīdā un arī trīsvērtīgajā oksīdā). Šajā gadījumā tiek atdalīti 3 elektroni.

+4 lādiņš rodas oksīdā ar IV valenci vai tā dimēru (N 2 O 4).

Oksidācijas pakāpes pozitīvā zīme (+5) parādās N 2 O 5 vai piecvērtīgajā oksīdā, slāpekļskābē un tās atvasinājumu sāļos.

Savienojumi no slāpekļa līdz ūdeņradim

Dabiskās vielas, kuru pamatā ir divi iepriekš minētie elementi, atgādina organiskos ogļūdeņražus. Tikai ūdeņraža slāpekļi zaudē savu stabilitāti, palielinoties atomu slāpekļa daudzumam.

Nozīmīgākie ūdeņraža savienojumi ir amonjaka, hidrazīna un hidrazoskābes molekulas. Tos iegūst, ūdeņradim mijiedarbojoties ar slāpekli, un pēdējā vielā ir arī skābeklis.

Kas ir amonjaks

To sauc arī par ūdeņraža nitrīdu, un tā ķīmiskā formula ir apzīmēta kā NH 3 ar masu 17. Normālos temperatūras un spiediena apstākļos amonjaks ir bezkrāsainas gāzes formā ar asu amonjaka smaku. Blīvuma ziņā tas ir 2 reizes retāks par gaisu, viegli izšķīst ūdens vidē, pateicoties molekulas polārajai struktūrai. Attiecas uz zema riska vielām.

Rūpnieciskos apjomos amonjaku ražo katalītiskās sintēzes ceļā no ūdeņraža un slāpekļa molekulām. Ir laboratorijas metodes nitrītu iegūšanai no amonija sāļiem un nātrija.

Amonjaka struktūra

Piramīdas molekula satur vienu slāpekļa un 3 ūdeņraža atomus. Tie atrodas viens pret otru 107 grādu leņķī. Tetraedriskā molekulā slāpeklis atrodas centrā. Trīs nesapārotu p-elektronu dēļ to savieno kovalentas dabas polārās saites ar 3 atomu ūdeņražiem, kuros katrā ir 1 s-elektrons. Tādā veidā veidojas amonjaka molekula. Šajā gadījumā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir -3.

Šim elementam ārējā līmenī joprojām ir nedalīts elektronu pāris, kas rada kovalento saiti ar ūdeņraža jonu, kuram ir pozitīvs lādiņš. Viens elements ir negatīvi lādētu daļiņu donors, bet otrs ir akceptors. Tādā veidā veidojas amonija jons NH 4 +.

Kas ir amonijs

To klasificē kā pozitīvi lādētu poliatomu jonu vai katjonu.Amonijs tiek klasificēts arī kā ķīmiska viela, kas nevar pastāvēt molekulas formā. Tas sastāv no amonjaka un ūdeņraža.

Amonijs ar pozitīvu lādiņu dažādu anjonu klātbūtnē ar negatīvu zīmi spēj veidot amonija sāļus, kuros tas uzvedas kā metāli ar valenci I. Tāpat ar tā līdzdalību tiek sintezēti amonija savienojumi.

Daudzi amonija sāļi pastāv kā kristāliskas, bezkrāsainas vielas, kas viegli šķīst ūdenī. Ja NH 4 + jonu savienojumus veido gaistošās skābes, tad karsēšanas apstākļos tie sadalās, izdaloties gāzveida vielām. To turpmākā dzesēšana noved pie atgriezeniska procesa.

Šādu sāļu stabilitāte ir atkarīga no to skābju stipruma, no kurām tie veidojas. Stabili amonija savienojumi atbilst spēcīgam skābes atlikumam. Piemēram, no sālsskābes iegūst stabilu amonija hlorīdu. Temperatūrā līdz 25 grādiem šāds sāls nesadalās, ko nevar teikt par amonija karbonātu. Pēdējo savienojumu bieži izmanto ēdiena gatavošanā mīklas celšanai, aizstājot cepamo sodu.

Konditori amonija karbonātu vienkārši sauc par amoniju. Šo sāli alus darītāji izmanto, lai uzlabotu alus rauga fermentāciju.

Kvalitatīva reakcija amonija jonu noteikšanai ir sārmu metālu hidroksīdu iedarbība uz tā savienojumiem. NH4+ klātbūtnē izdalās amonjaks.

Amonija ķīmiskā struktūra

Tā jona konfigurācija atgādina regulāru tetraedru, kura centrā atrodas slāpeklis. Ūdeņraža atomi atrodas figūras augšdaļās. Lai aprēķinātu slāpekļa oksidācijas pakāpi amonijā, jāatceras, ka katjona kopējais lādiņš ir +1, un katram ūdeņraža jonam trūkst viena elektrona, un no tiem ir tikai 4. Kopējais ūdeņraža potenciāls ir +4. Ja no katjona lādiņa atņemam visu ūdeņraža jonu lādiņu, iegūstam: +1 - (+4) = -3. Tātad slāpekļa oksidācijas pakāpe ir -3. Šajā gadījumā tas pievieno trīs elektronus.

Kas ir nitrīdi

Slāpeklis spēj apvienoties ar vairāk elektropozitīviem metāliskiem un nemetāliskiem atomiem. Rezultātā veidojas hidrīdiem un karbīdiem līdzīgi savienojumi. Šādas slāpekli saturošas vielas sauc par nitrīdiem. Starp metālu un slāpekļa atomu savienojumos izšķir kovalentās, jonu un starpposma saites. Tieši šī īpašība ir to klasifikācijas pamatā.

Kovalentie nitrīdi ietver savienojumus, kuru ķīmiskajā saitē elektroni nepāriet no atoma slāpekļa, bet veido kopīgu elektronu mākoni kopā ar citu atomu negatīvi lādētām daļiņām.

Šādu vielu piemēri ir ūdeņraža nitrīdi, piemēram, amonjaka un hidrazīna molekulas, kā arī slāpekļa halogenīdi, kas ietver trihlorīdus, tribromīdus un trifluorīdus. Viņiem ir kopīgs elektronu pāris, kas vienādi pieder diviem atomiem.

Jonu nitrīdi ietver savienojumus ar ķīmisku saiti, kas veidojas elektroniem pārejot no metāla elementa uz brīvu slāpekļa līmeni. Šādu vielu molekulās tiek novērota polaritāte. Nitrīdiem ir slāpekļa oksidācijas pakāpe 3-. Attiecīgi metāla kopējā lādiņa būs 3+.

Šādi savienojumi ietver magnija, litija, cinka vai vara nitrīdus, izņemot sārmu metālus. Viņiem ir augsta kušanas temperatūra.

Starpposma nitrīdi ietver vielas, kurās metālu un slāpekļa atomi ir vienmērīgi sadalīti un nav skaidras elektronu mākoņa nobīdes. Šādi inerti savienojumi ietver dzelzs, molibdēna, mangāna un volframa nitrīdus.

Trīsvērtīgā slāpekļa oksīda apraksts

To sauc arī par anhidrīdu, kas iegūts no slāpekļskābes ar formulu HNO 2 . Ņemot vērā slāpekļa (3+) un skābekļa (2-) oksidācijas pakāpi trioksīdā, iegūst elementu 2 atomu attiecību pret 3 jeb N 2 O 3.

Anhidrīda šķidrās un gāzveida formas ir ļoti nestabili savienojumi, tie viegli sadalās 2 dažādos oksīdos ar IV un II valenci.

Slāpeklis, iespējams, ir visizplatītākais ķīmiskais elements visā Saules sistēmā. Precīzāk sakot, slāpeklis ir 4. vietā pēc daudzuma. Slāpeklis dabā ir inerta gāze.

Šī gāze ir bezkrāsaina un bez smaržas un ļoti grūti izšķīst ūdenī. Tomēr nitrātu sāļi mēdz ļoti labi reaģēt ar ūdeni. Slāpeklim ir zems blīvums.

Slāpeklis ir pārsteidzošs elements. Pastāv pieņēmums, ka tas savu nosaukumu ieguvis no sengrieķu valodas, kas tulkojumā no tās nozīmē “nedzīvs, sabojāts”. Kāpēc tāda negatīva attieksme pret slāpekli? Galu galā mēs zinām, ka tas ir daļa no olbaltumvielām, un bez tā ir gandrīz neiespējami elpot. slāpekļa spēles svarīga loma dabā. Bet atmosfērā šī gāze ir inerta. Ja ņem to tādu, kāds tas ir sākotnējā formā, tad daudzi blakus efekti. Upuris var pat nomirt no nosmakšanas. Galu galā slāpekli sauc par nedzīvu, jo tas neatbalsta degšanu vai elpošanu.

Normālos apstākļos šāda gāze reaģē tikai ar litiju, veidojot tādu savienojumu kā litija nitrīds Li3N. Kā redzam, slāpekļa oksidācijas pakāpe šādā savienojumā ir -3. Ar citiem metāliem, un, protams, arī reaģē, bet tikai sildot vai izmantojot dažādus katalizatorus. Starp citu, -3 ir zemākais slāpekļa oksidācijas stāvoklis, jo, lai pilnībā aizpildītu ārējo enerģijas līmeni, ir nepieciešami tikai 3 elektroni.

Šim rādītājam ir dažādas nozīmes. Katram slāpekļa oksidācijas stāvoklim ir savs savienojums. Labāk vienkārši atcerēties šādus savienojumus.

5 - augstākā slāpekļa oksidācijas pakāpe. Sastopams visos nitrātu sāļos un tajos.

DEFINĪCIJA

Slāpeklis ir septītais elements periodiskajā tabulā. Tas atrodas A apakšgrupas V grupas otrajā periodā. Apzīmējums - N.

Slāpeklis ir tipisks nemetālisks elements, elektronegativitātes ziņā (3,0) tas ir otrajā vietā aiz fluora un skābekļa.

Dabiskais slāpeklis sastāv no diviem stabiliem izotopiem 14 N (99,635%) un 15 N (0,365%).

Slāpekļa molekula ir diatomiska. Molekulā starp slāpekļa atomiem ir trīskāršā saite, kā rezultātā N 2 molekula ir ārkārtīgi spēcīga. Molekulārais slāpeklis ir ķīmiski neaktīvs, vāji polarizēts.

Normālos apstākļos molekulārais slāpeklis ir gāze. Slāpekļa kušanas temperatūra (-210 o C) un viršanas temperatūra (-195,8 o C) ir ļoti zema; tas slikti šķīst ūdenī un citos šķīdinātājos.

Slāpekļa oksidācijas stāvoklis savienojumos

Slāpeklis veido diatomu molekulas ar sastāvu N 2 kovalento nepolāro saišu indukcijas dēļ, un, kā zināms, savienojumos ar nepolārām saitēm elementu oksidācijas pakāpe ir nulle.

Slāpekli raksturo virkne oksidācijas stāvokļu, starp kuriem ir gan pozitīvi, gan negatīvi.

Oksidācijas stāvoklis (-3) slāpeklis izpaužas savienojumos, ko sauc par nitrīdiem (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), no kuriem slavenākais ir amonjaks (N -3 H +1 3).

Oksidācijas stāvoklis (-2) slāpeklis izpaužas peroksīda tipa savienojumos - pernitrīdos, kuru vienkāršākais pārstāvis ir hidrazīns (diamīds / ūdeņraža pernitrīds) - N -2 2 H 2.

Savienojumā, ko sauc par hidroksilamīnu, N-1H2OH-slāpeklis parāda oksidācijas stāvokli (-1) .

Visstabilākie pozitīvie slāpekļa oksidācijas stāvokļi ir (+3) Un (+5) . Pirmos no tiem viņš eksponē fluorīdā (N +3 F -1 3), oksīdā (N +3 2 O -2 3), oksohalogenīdos (N +3 OCl, N +3 OBr u.c.), kā arī atvasinājumus. anjons NO 2 - (KN + 3 O 2, NaN + 3 O 2 utt.). Oksidācijas pakāpe (+5) slāpeklis ir redzams oksīdā N + 5 2 O 5, oksonitrīdā N + 5 ON, dioksofluorīdā N + 5 O 2 F, kā arī trioksonitrāta (V) -jonā NO 3 - un dinitridonitrātā (V) -jons NH2 -.

Slāpeklim ir arī oksidācijas pakāpes (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O un (+4) N +4 O 2 to savienojumos, bet daudz retāk.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Norāda skābekļa oksidācijas pakāpes savienojumos: La 2 O 3 , Cl 2 O 7 , H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 , KO 2 , KO 3 , O 2 , OF 2 .
Atbilde	Skābeklis veido vairāku veidu bināros savienojumus, kuros tam ir raksturīgi oksidācijas stāvokļi. Tātad, ja skābeklis ir daļa no oksīdiem, tad tā oksidācijas pakāpe ir (-2), tāpat kā La 2 O 3 un Cl 2 O 7. Peroksīdos skābekļa oksidācijas pakāpe ir (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2. Kombinācijā ar fluoru (OF 2) skābekļa oksidācijas pakāpe ir (+2). Elementa oksidācijas pakāpe vienkāršā vielā vienmēr ir nulle (O o 2). KO 2 un KO 3 sastāva vielas ir superperoksīds (superoksīds) un kālija ozonīds, kurā skābeklim ir oksidācijas pakāpes frakcionētas vērtības: (-1/2) un (-1/3).
Atbilde	(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 un (+2).

2. PIEMĒRS

Vingrinājums	Norāda slāpekļa oksidācijas pakāpes savienojumos: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5.
Risinājums	Elementa oksidācijas pakāpe vienkāršā vielā vienmēr ir nulle (N o 2). Ir zināms, ka oksīdos skābekļa oksidācijas pakāpe ir (-2). Izmantojot elektroneitritātes vienādojumu, nosakām, ka slāpekļa oksidācijas pakāpes oksīdos ir: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.