El nitrógeno es un gas sin vida que es muy necesario para la vida. Masa atómica y molecular del nitrógeno. Industria de pulpa y papel

NITRÓGENO
norte (nitrogenio),
elemento químico (en el número 7) Subgrupo VA de la tabla periódica de elementos. La atmósfera terrestre contiene un 78% (vol.) de nitrógeno. Para mostrar cuán grandes son estas reservas de nitrógeno, observamos que en la atmósfera sobre cada kilómetro cuadrado de la superficie terrestre hay tanto nitrógeno que hasta 50 millones de toneladas de nitrato de sodio o 10 millones de toneladas de amoníaco (un compuesto de nitrógeno con hidrógeno) se puede obtener de él, lo que constituye una pequeña fracción del nitrógeno contenido en la corteza terrestre. La existencia de nitrógeno libre indica su inercia y la dificultad de interactuar con otros elementos a temperaturas normales. El nitrógeno fijo forma parte tanto de la materia orgánica como de la inorgánica. La vida vegetal y animal contiene nitrógeno unido al carbono y oxígeno en las proteínas. Además, son conocidos y pueden obtenerse en grandes cantidades compuestos inorgánicos que contienen nitrógeno, como nitratos (NO3-), nitritos (NO2-), cianuros (CN-), nitruros (N3-) y azidas (N3-).
Referencia histórica. Los experimentos de A. Lavoisier, dedicados al estudio del papel de la atmósfera en el mantenimiento de la vida y los procesos de combustión, confirmaron la existencia de una sustancia relativamente inerte en la atmósfera. Sin establecer la naturaleza elemental del gas que queda después de la combustión, Lavoisier lo llamó azote, que en griego antiguo significa "sin vida". En 1772, D. Rutherford de Edimburgo estableció que este gas es un elemento y lo llamó “aire nocivo”. El nombre latino del nitrógeno proviene de las palabras griegas nitron y gen, que significan "formador de salitre".
Fijación de nitrógeno y ciclo del nitrógeno. El término "fijación de nitrógeno" se refiere al proceso de fijación de nitrógeno atmosférico N2. En la naturaleza, esto puede suceder de dos maneras: o las legumbres, como los guisantes, el trébol y la soja, acumulan nódulos en sus raíces, en los que las bacterias fijadoras de nitrógeno lo convierten en nitratos, o el nitrógeno atmosférico es oxidado por el oxígeno en condiciones de rayos. S. Arrhenius descubrió que de esta forma se fijan anualmente hasta 400 millones de toneladas de nitrógeno. En la atmósfera, los óxidos de nitrógeno se combinan con el agua de lluvia para formar ácidos nítrico y nitroso. Además, se ha establecido que en caso de lluvia y nieve, aprox. 6700 g de nitrógeno; Al llegar al suelo, se convierten en nitritos y nitratos. Las plantas usan nitratos para formar proteínas vegetales. Los animales, al alimentarse de estas plantas, asimilan las sustancias proteicas de las plantas y las convierten en proteínas animales. Después de la muerte de animales y plantas, se descomponen y los compuestos nitrogenados se convierten en amoníaco. El amoníaco se usa de dos maneras: las bacterias que no forman nitratos lo descomponen en elementos, liberando nitrógeno e hidrógeno, y otras bacterias forman nitritos a partir de él, que otras bacterias oxidan a nitratos. Así es como ocurre el ciclo del nitrógeno en la naturaleza, o ciclo del nitrógeno.

Estructura del núcleo y capas de electrones. Hay dos isótopos estables de nitrógeno en la naturaleza: con número de masa 14 (el N contiene 7 protones y 7 neutrones) y con número de masa 15 (contiene 7 protones y 8 neutrones). Su proporción es 99,635:0,365, por lo que la masa atómica del nitrógeno es 14,008. Los isótopos de nitrógeno inestables 12N, 13N, 16N, 17N se obtuvieron artificialmente. Esquemáticamente, la estructura electrónica del átomo de nitrógeno es la siguiente: 1s22s22px12py12pz1. En consecuencia, la capa electrónica externa (segunda) contiene 5 electrones que pueden participar en la formación de enlaces químicos; Los orbitales del nitrógeno también pueden aceptar electrones, es decir. la formación de compuestos con estados de oxidación de (-III) a (V) es posible y son conocidos.
Véase también ESTRUCTURA ATÓMICA.
Nitrógeno molecular. A partir de determinaciones de la densidad del gas se ha establecido que la molécula de nitrógeno es diatómica, es decir la fórmula molecular del nitrógeno es NєN (o N2). Para dos átomos de nitrógeno, los tres electrones 2p externos de cada átomo forman un triple enlace:N:::N:, formando pares de electrones. Interatómico medido distancia N-N es igual a 1,095. Como en el caso del hidrógeno (ver HIDRÓGENO), hay moléculas de nitrógeno con diferentes espines nucleares: simétricos y antisimétricos. A temperaturas normales, la proporción entre formas simétricas y antisimétricas es 2:1. En estado sólido, se conocen dos modificaciones del nitrógeno: a - cúbica y b - hexagonal con una temperatura de transición a (r) b -237,39 ° C. La modificación b se funde a -209,96 ° C y hierve a -195,78 ° C a 1 cajero automático (ver tabla 1). La energía de disociación de un mol (28,016 go 6,023 * 10 23 moléculas) de nitrógeno molecular en átomos (N2 · 2N) es de aproximadamente -225 kcal. Por lo tanto, el nitrógeno atómico se puede formar durante una descarga eléctrica silenciosa y es químicamente más activo que el nitrógeno molecular.
Recibo y solicitud. El método de obtención de nitrógeno elemental depende de la pureza requerida. El nitrógeno se obtiene en grandes cantidades para la síntesis de amoníaco, mientras que son aceptables pequeñas mezclas de gases nobles.
Nitrógeno de la atmósfera. Económicamente, la liberación de nitrógeno de la atmósfera se debe al bajo costo del método de licuar el aire purificado (se eliminan el vapor de agua, el CO2, el polvo y otras impurezas). Los sucesivos ciclos de compresión, enfriamiento y expansión de dicho aire conducen a su licuefacción. El aire líquido se somete a destilación fraccionada con un lento aumento de temperatura. Primero se liberan los gases nobles, luego el nitrógeno y queda el oxígeno líquido. La purificación se logra mediante procesos de fraccionamiento repetidos. Este método produce muchos millones de toneladas de nitrógeno al año, principalmente para la síntesis de amoníaco, que es la materia prima en la tecnología de producción de diversos compuestos que contienen nitrógeno para la industria y la agricultura. Además, a menudo se utiliza una atmósfera de nitrógeno purificado cuando la presencia de oxígeno es inaceptable.
Métodos de laboratorio. El nitrógeno se puede obtener en pequeñas cantidades en el laboratorio. diferentes caminos, amoniaco oxidante o ion amonio, por ejemplo:

El proceso de oxidación del ion amonio con ion nitrito es muy conveniente:

También se conocen otros métodos: descomposición de azidas cuando se calientan, descomposición de amoníaco con óxido de cobre (II), interacción de nitritos con ácido sulfámico o urea:

La descomposición catalítica del amoniaco a altas temperaturas también puede producir nitrógeno:

Propiedades físicas. Alguno propiedades físicas y el nitrógeno se dan en la tabla. 1.
Tabla 1. ALGUNAS PROPIEDADES FÍSICAS DEL NITRÓGENO
Densidad, g/cm3 0,808 (líquido) Punto de fusión, °C -209,96 Punto de ebullición, °C -195,8 Temperatura crítica, °C -147,1 Presión crítica, atma 33,5 Densidad crítica, g/cm3 a 0,311 Calor específico, J/(mol ) 14,56 (15° C) Electronegatividad de Pauling 3 Radio covalente, 0,74 Radio cristalino, 1,4 (M3-) Potencial de ionización, Wb

primero 14,54 segundo 29,60

A Temperatura y presión a las cuales las densidades del nitrógeno líquido y gaseoso son las mismas.
b La cantidad de energía necesaria para eliminar el primer electrón externo y el siguiente, por 1 mol de nitrógeno atómico.

Propiedades químicas. Como ya se señaló, la propiedad predominante del nitrógeno en condiciones normales de temperatura y presión es su inercia o baja actividad química. La estructura electrónica del nitrógeno contiene un par de electrones en el nivel 2s y tres orbitales 2p medio llenos, por lo que un átomo de nitrógeno no puede unirse a más de otros cuatro átomos, es decir, su número de coordinación es cuatro. El pequeño tamaño de un átomo también limita el número de átomos o grupos de átomos que pueden asociarse a él. Por lo tanto, muchos compuestos de otros miembros del subgrupo VA no tienen ningún análogo entre los compuestos de nitrógeno o compuestos de nitrógeno similares resultan inestables. Entonces, PCl5 es un compuesto estable, pero NCl5 no existe. Un átomo de nitrógeno es capaz de unirse con otro átomo de nitrógeno, formando varios compuestos bastante estables, como la hidrazina N2H4 y las azidas metálicas MN3. Este tipo de enlace es inusual para los elementos químicos (a excepción del carbono y el silicio). A temperaturas elevadas, el nitrógeno reacciona con muchos metales para formar nitruros parcialmente iónicos MxNy. En estos compuestos, el nitrógeno está cargado negativamente. En mesa La Tabla 2 muestra los estados de oxidación y ejemplos de los compuestos correspondientes.
Tabla 2. ESTADOS DE OXIDACIÓN DEL NITRÓGENO Y COMPUESTOS CORRESPONDIENTES
Estado de oxidación Ejemplos de compuestos
-III Amoníaco NH3, ion amonio NH4+, nitruros M3N2 -II Hidrazina N2H4 -I Hidroxilamina NH2OH I Hiponitrito de sodio Na2N2O2, óxido nítrico(I) N2O II Óxido nítrico(II) NO III Óxido de nitrógeno N2O3, nitrito de sodio NaNO2 IV Óxido de nitrógeno(IV ) NO2, dímero N2O4 V Óxido de nitrógeno (V) N2O5, ácido nítrico HNO3 y sus sales (nitratos) Nitruros. Los compuestos de nitrógeno con elementos más electropositivos, metales y no metales (nitruros) son similares a los carburos e hidruros. Se pueden dividir según la naturaleza. Conexiones MN en iónico, covalente y con un tipo de enlace intermedio. Por regla general, se trata de sustancias cristalinas.
Nitruros iónicos. El enlace en estos compuestos implica la transferencia de electrones del metal al nitrógeno para formar el ion N3-. Dichos nitruros incluyen Li3N, Mg3N2, Zn3N2 y Cu3N2. Aparte del litio, otros metales alcalinos no forman subgrupos IA de nitruros. Los nitruros iónicos tienen puntos de fusión altos y reaccionan con el agua para formar NH3 e hidróxidos metálicos.
Nitruros covalentes. Cuando los electrones del nitrógeno participan en la formación de un enlace junto con los electrones de otro elemento sin transferirlos del nitrógeno a otro átomo, se forman nitruros con enlace covalente. Los nitruros de hidrógeno (como el amoníaco y la hidrazina) son completamente covalentes, al igual que los haluros de nitrógeno (NF3 y NCl3). Los nitruros covalentes incluyen, por ejemplo, Si3N4, P3N5 y BN, sustancias blancas altamente estables, y BN tiene dos modificaciones alotrópicas: hexagonal y similar a un diamante. Este último se forma a altas presiones y temperaturas y tiene una dureza cercana a la del diamante.
Nitruros con un tipo de enlace intermedio. Los elementos de transición reaccionan con NH3 a altas temperaturas para formar una clase inusual de compuestos en los que los átomos de nitrógeno se distribuyen entre átomos metálicos regularmente espaciados. No hay un claro desplazamiento de electrones en estos compuestos. Ejemplos de tales nitruros son Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Estos compuestos suelen ser completamente inertes y tienen buena conductividad eléctrica.
Compuestos hidrogenados del nitrógeno. El nitrógeno y el hidrógeno interactúan para formar compuestos que se parecen vagamente a los hidrocarburos (ver también QUÍMICA ORGÁNICA). La estabilidad de los nitratos de hidrógeno disminuye a medida que aumenta el número de átomos de nitrógeno en la cadena, a diferencia de los hidrocarburos, que son estables en cadenas largas. Los nitruros de hidrógeno más importantes son el amoniaco NH3 y la hidracina N2H4. Estos también incluyen el ácido hidronítrico HNNN (HN3).
Amoníaco NH3. El amoníaco es uno de los productos industriales más importantes de la economía moderna. A finales del siglo XX. Estados Unidos produjo aprox. 13 millones de toneladas de amoníaco al año (en términos de amoníaco anhidro).
Estructura de la molécula. La molécula de NH3 tiene una estructura casi piramidal. Esquina Conexiones HNH es 107°, que está cerca del ángulo tetraédrico de 109°. El par de electrones solitario es equivalente al grupo adjunto, lo que da como resultado que el número de coordinación del nitrógeno sea 4 y que el nitrógeno esté ubicado en el centro del tetraedro.

Propiedades del amoniaco. Algunas propiedades físicas del amoníaco en comparación con el agua se dan en la tabla. 3.

Tabla 3. ALGUNAS PROPIEDADES FÍSICAS DEL AMONÍACO Y EL AGUA

Los puntos de ebullición y fusión del amoníaco son mucho más bajos que los del agua, a pesar de la similitud de pesos moleculares y de estructura molecular. Esto se explica por la fuerza relativamente mayor de los enlaces intermoleculares en el agua que en el amoníaco (tales enlaces intermoleculares se denominan enlaces de hidrógeno).
Amoníaco como disolvente. La alta constante dieléctrica y el momento dipolar del amoníaco líquido permiten utilizarlo como disolvente para sustancias inorgánicas polares o iónicas. El disolvente amoniacal ocupa una posición intermedia entre el agua y los disolventes orgánicos como el alcohol etílico. Los metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en amoníaco, formando soluciones de color azul oscuro. Se puede suponer que la solvatación e ionización de los electrones de valencia se produce en solución según el esquema.

El color azul está asociado a la solvatación y al movimiento de electrones o a la movilidad de los “huecos” en un líquido. Con una alta concentración de sodio en amoníaco líquido, la solución adquiere un color bronce y es altamente conductora de electricidad. El metal alcalino no unido se puede separar de dicha solución mediante la evaporación del amoníaco o la adición de cloruro de sodio. Las soluciones de metales en amoníaco son buenos agentes reductores. La autoionización ocurre en el amoníaco líquido.

similar al proceso que ocurre en el agua

Algunas propiedades químicas de ambos sistemas se comparan en la Tabla. 4. El amoníaco líquido como disolvente tiene una ventaja en algunos casos en los que es imposible realizar reacciones en agua debido a la rápida interacción de los componentes con el agua (por ejemplo, oxidación y reducción). Por ejemplo, en el amoníaco líquido, el calcio reacciona con el KCl para formar CaCl2 y K, ya que el CaCl2 es insoluble en el amoníaco líquido y el K es soluble, y la reacción avanza por completo. En el agua, tal reacción es imposible debido a la rápida interacción del Ca con el agua. Producción de amoniaco. El NH3 gaseoso se libera a partir de las sales de amonio bajo la acción de una base fuerte, por ejemplo, NaOH:

El método es aplicable en condiciones de laboratorio. La producción de amoniaco a pequeña escala también se basa en la hidrólisis de nitruros, como el Mg3N2, con agua. La cianamida cálcica CaCN2 también forma amoníaco al interactuar con el agua. El principal método industrial para producir amoníaco es su síntesis catalítica a partir de nitrógeno e hidrógeno atmosféricos a alta temperatura y presión:

El hidrógeno para esta síntesis se obtiene por craqueo térmico de hidrocarburos, por la acción del vapor de agua sobre el carbón o el hierro, por la descomposición de alcoholes con vapor de agua o por la electrólisis del agua. Se han obtenido muchas patentes para la síntesis de amoníaco, que difieren en las condiciones del proceso (temperatura, presión, catalizador). Hay una manera producción industrial durante la destilación térmica del carbón. Los nombres de F. Haber y K. Bosch están asociados al desarrollo tecnológico de la síntesis de amoníaco.
Propiedades químicas del amoníaco. Además de las reacciones mencionadas en la tabla. 4, el amoníaco reacciona con el agua para formar el compuesto NH3НH2O, que a menudo se considera erróneamente hidróxido de amonio NH4OH; de hecho, no se ha demostrado la existencia de NH4OH en solución. Una solución acuosa de amoníaco (“amoníaco”) se compone predominantemente de NH3, H2O y pequeñas concentraciones de iones NH4+ y OH- formados durante la disociación.

La naturaleza básica del amoníaco se explica por la presencia de un par de electrones solitarios del nitrógeno:NH3. Por tanto, NH3 es una base de Lewis, que tiene la mayor actividad nucleofílica, manifestada en forma de asociación con el protón o núcleo del átomo de hidrógeno:

Cualquier ion o molécula capaz de aceptar un par de electrones (compuesto electrófilo) reaccionará con NH3 para formar un compuesto de coordinación. Por ejemplo:

El símbolo Mn+ representa un ion de metal de transición (subgrupo B de la tabla periódica, por ejemplo, Cu2+, Mn2+, etc.). Cualquier ácido prótico (es decir, que contiene H) reacciona con amoníaco en una solución acuosa para formar sales de amonio, como nitrato de amonio NH4NO3, cloruro de amonio NH4Cl, sulfato de amonio (NH4)2SO4, fosfato de amonio (NH4)3PO4. Estas sales son ampliamente utilizadas en agricultura como fertilizantes para introducir nitrógeno en el suelo. El nitrato de amonio también se utiliza como explosivo económico; Se utilizó por primera vez con combustible de petróleo (gasóleo). Se utiliza una solución acuosa de amoníaco directamente para su introducción en el suelo o con agua de riego. La urea NH2CONH2, obtenida por síntesis a partir de amoniaco y dióxido de carbono, también es un fertilizante. El gas amoníaco reacciona con metales como Na y K para formar amidas:

El amoníaco también reacciona con hidruros y nitruros para formar amidas:

Las amidas de metales alcalinos (por ejemplo, NaNH2) reaccionan con N2O cuando se calientan y forman azidas:

El NH3 gaseoso reduce los óxidos de metales pesados ​​a metales a altas temperaturas, aparentemente debido al hidrógeno producido por la descomposición del amoníaco en N2 y H2:

Los átomos de hidrógeno en la molécula de NH3 pueden ser reemplazados por halógeno. El yodo reacciona con una solución concentrada de NH3, formando una mezcla de sustancias que contienen NI3. Esta sustancia es muy inestable y explota al menor impacto mecánico. La reacción de NH3 con Cl2 produce las cloraminas NCl3, NHCl2 y NH2Cl. Cuando el amoníaco se expone al hipoclorito de sodio NaOCl (formado a partir de NaOH y Cl2), el producto final es hidracina:

Hidracina. Las reacciones anteriores representan un método para producir monohidrato de hidracina con la composición N2H4ЧH2O. La hidracina anhidra se forma mediante una destilación especial del monohidrato con BaO u otras sustancias que eliminan el agua. Las propiedades de la hidracina son ligeramente similares a las del peróxido de hidrógeno H2O2. La hidracina anhidra pura es un líquido higroscópico incoloro que hierve a 113,5° C; Se disuelve bien en agua, formando una base débil.

En un ambiente ácido (H+), la hidracina forma sales solubles de hidrazonio del tipo []+X-. La facilidad con la que la hidracina y algunos de sus derivados (como la metilhidrazina) reaccionan con el oxígeno permite su uso como componente del combustible líquido para cohetes. La hidracina y todos sus derivados son muy tóxicos. Oxido de nitrógeno. En compuestos con oxígeno, el nitrógeno presenta todos los estados de oxidación, formando óxidos: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Existe escasa información sobre la formación de peróxidos de nitrógeno (NO3, NO4). El óxido de nitrógeno (I) N2O (monóxido de dianitrógeno) se obtiene de la disociación térmica del nitrato de amonio:

La molécula tiene una estructura lineal.

El N2O es bastante inerte a temperatura ambiente, pero a altas temperaturas Puede favorecer la combustión de materiales que se oxidan fácilmente. El N2O, conocido como gas de la risa, se utiliza en medicina como anestesia suave. El óxido de nitrógeno (II) NO es un gas incoloro, uno de los productos de la disociación térmica catalítica del amoniaco en presencia de oxígeno:

El NO también se forma durante la descomposición térmica del ácido nítrico o durante la reacción del cobre con ácido nítrico diluido:

El NO se puede producir mediante síntesis a partir de sustancias simples (N2 y O2) a temperaturas muy altas, por ejemplo, en una descarga eléctrica. La estructura de la molécula de NO tiene un electrón desapareado. Los compuestos con esta estructura interactúan con campos eléctricos y magnéticos. En estado líquido o sólido, el óxido es de color azul porque el electrón desapareado provoca una asociación parcial en estado líquido y una dimerización débil en estado sólido: 2NO N2O2. Óxido nítrico (III) N2O3 (trióxido de nitrógeno) - anhídrido de ácido nitroso: N2O3 + H2O 2HNO2. El N2O3 puro se puede obtener como un líquido azul a bajas temperaturas (-20°C) a partir de una mezcla equimolecular de NO y NO2. N2O3 es estable solo en estado sólido a bajas temperaturas (punto de fusión -102,3 ° C), en estado líquido y gaseoso se descompone nuevamente en NO y NO2. El óxido nítrico (IV) NO2 (dióxido de nitrógeno) también tiene un electrón desapareado en la molécula (ver óxido nítrico (II) arriba). La estructura de la molécula asume un enlace de tres electrones y la molécula exhibe las propiedades de un radical libre (una línea corresponde a dos electrones emparejados):

El NO2 se obtiene por oxidación catalítica de amoníaco en exceso de oxígeno o por oxidación de NO en aire:

y también por reacciones:

A temperatura ambiente, el NO2 es un gas de color marrón oscuro con propiedades magnéticas debido a la presencia de un electrón desapareado. A temperaturas inferiores a 0° C, la molécula de NO2 se dimeriza en tetróxido de dinitrógeno, y a -9,3° C, la dimerización se produce por completo: 2NO2 N2O4. En estado líquido, sólo el 1% de NO2 está sin dimerizar y a 100°C el 10% de N2O4 permanece en forma de dímero. El NO2 (o N2O4) reacciona en agua tibia para formar ácido nítrico: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Por lo tanto, la tecnología del NO2 es muy importante como etapa intermedia en la producción de un producto de importancia industrial: el ácido nítrico. El óxido nítrico (V) N2O5 (anhídrido nítrico obsoleto) es una sustancia cristalina blanca que se obtiene deshidratando ácido nítrico en presencia de óxido de fósforo P4O10:

El N2O5 se disuelve fácilmente en la humedad del aire y forma nuevamente HNO3. Las propiedades del N2O5 están determinadas por el equilibrio.

El N2O5 es un buen agente oxidante; reacciona fácilmente, a veces violentamente, con metales y compuestos orgánicos y, en estado puro, explota cuando se calienta. La estructura probable del N2O5 se puede representar como

Oxoácidos nitrogenados. Para el nitrógeno se conocen tres oxoácidos: H2N2O2 hiponitrogenado, HNO2 nitrogenado y ácido nítrico HNO3. El ácido hiponitroso H2N2O2 es un compuesto muy inestable, formado en un medio no acuoso a partir de una sal de un metal pesado, el hiponitrito, bajo la acción de otro ácido: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Cuando la solución se evapora, se forma un explosivo blanco con la estructura esperada H-O-N=N-O-H.
El ácido nitroso HNO2 no existe en forma pura, sin embargo, se forman soluciones acuosas de baja concentración agregando ácido sulfúrico al nitrito de bario:

El ácido nitroso también se forma cuando una mezcla equimolar de NO y NO2 (o N2O3) se disuelve en agua. El ácido nitroso es ligeramente más fuerte que el ácido acético. El estado de oxidación del nitrógeno que contiene es +3 (su estructura es H-O-N=O), es decir puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor. Bajo la influencia de agentes reductores, generalmente se reduce a NO y, cuando interactúa con agentes oxidantes, se oxida a ácido nítrico. La velocidad de disolución de algunas sustancias, como metales o iones yoduro, en ácido nítrico depende de la concentración de ácido nitroso presente como impureza. Las sales de ácido nitroso (nitritos) se disuelven bien en agua, excepto el nitrito de plata. NaNO2 se utiliza en la producción de tintes. El ácido nítrico HNO3 es uno de los productos inorgánicos más importantes de los principales industria química. Se utiliza en las tecnologías de muchas otras sustancias orgánicas e inorgánicas, como explosivos, fertilizantes, polímeros y fibras, tintes, productos farmacéuticos, etc.
ver también ELEMENTOS QUÍMICOS.
LITERATURA
Manual del nitrogenista. M., 1969 Nekrasov B.V. Fundamentos de química general. M., 1973 Problemas de fijación de nitrógeno. Química física e inorgánica. M., 1982

Enciclopedia de Collier. - Sociedad Abierta. 2000 .

Sinónimos:

Vea qué es "NITRÓGENO" en otros diccionarios:

- (N) elemento químico, gaseoso, incoloro, insípido e inodoro; constituye 4/5 (79%) del aire; derrotar peso 0,972; peso atómico 14; Se condensa en líquido a 140 °C. y presión 200 atmósferas; constituyente de muchas sustancias vegetales y animales. Diccionario… … Diccionario palabras extranjeras idioma ruso

NITRÓGENO- NITRÓGENO, químico. elemento, símbolo N (AZ francés), número de serie 7, en. v. 14.008; punto de ebullición 195,7°; 1 l A. a 0° y 760 mm de presión. pesa 1,2508 g [lat. Nitrogenium (“generador de salitre”), alemán. Stickstoff (“asfixiante… … Gran enciclopedia médica

- (lat. Nitrogenio) N, elemento químico del grupo V de la tabla periódica, número atómico 7, masa atómica 14,0067. El nombre proviene del griego un prefijo negativo y zoe vida (no apoya la respiración ni la combustión). El nitrógeno libre consta de 2 átomos... ... Gran diccionario enciclopédico

nitrógeno- a m.azote m. Árabe. 1787. Léxico.1. alquimista La primera materia de los metales es el mercurio metálico. SL. 18. Paracelso partió hacia el fin del mundo, ofreciendo a todos su Laudano y su Azoth a un precio muy razonable, para la curación de todos los posibles... ... Diccionario histórico de galicismos de la lengua rusa.

- (Nitrogenio), N, elemento químico del grupo V del sistema periódico, número atómico 7, masa atómica 14,0067; gas, punto de ebullición 195,80 shs. El nitrógeno es el componente principal del aire (78,09% en volumen), forma parte de todos los organismos vivos (en el cuerpo humano... ... enciclopedia moderna

Nitrógeno- (Nitrogenio), N, elemento químico del grupo V del sistema periódico, número atómico 7, masa atómica 14,0067; gas, punto de ebullición 195,80 °C. El nitrógeno es el componente principal del aire (78,09% en volumen), forma parte de todos los organismos vivos (en el cuerpo humano... ... Diccionario enciclopédico ilustrado

- (signo químico N, peso atómico 14) uno de los elementos químicos; gas incoloro, inodoro, insípido; muy poco soluble en agua. Su gravedad específica es 0,972. Pictet en Ginebra y Calhet en París lograron condensar el nitrógeno exponiéndolo hipertensión … Enciclopedia de Brockhaus y Efron

En este artículo aprenderá sobre el oxígeno y el nitrógeno, dos gases que interactúan con éxito entre sí.

Nitrógeno

El nitrógeno mismo fue descubierto en 1772 por el químico Henry Cavendish. En su laboratorio, Henry lo pasó varias veces sobre brasas utilizando un dispositivo especial. Luego el aire fue tratado con álcalis. Por sus propiedades, el residuo obtenido del experimento se denominó gas “asfixiante”. Pero el científico no pudo entender qué sustancia recibió. El químico moderno sabe que al pasar aire sobre carbón caliente se produce dióxido de carbono, que es neutralizado por los álcalis. Henry le contó su experiencia a su amigo Joseph Priestley.

Curiosamente, esta no es la primera vez que los científicos no pueden entender qué sustancia se produjo durante el proceso. Por ejemplo, con la ayuda de una corriente, Priestley de alguna manera combinó oxígeno y nitrógeno, pero no pudo entender que como resultado del experimento recibió argón, que es un gas inerte.

Propiedades físicas del nitrógeno.

En condiciones estándar, el nitrógeno es un gas inerte, incoloro, inodoro e insípido. Es seguro para los humanos. Además, este gas es prácticamente insoluble en agua y no reacciona químicamente con ella.

Además, el séptimo elemento de la tabla periódica de Mendeleev existe en estados de agregación líquido y sólido.

Un nitrógeno líquido

El punto de ebullición del nitrógeno líquido es -195,8 °C y pasa al estado sólido a -209,86 °C.

Propiedades químicas del nitrógeno.

El propio gas incoloro tiene moléculas diatómicas muy fuertes que forman un triple enlace. Por tanto, las moléculas prácticamente no se desintegran. Y es precisamente por esta propiedad que el nitrógeno presenta una baja actividad química. Todos sus compuestos son extremadamente inestables, porque cuando la sustancia se calienta se forma nitrógeno libre.

Reacciones del nitrógeno con metales.

El nitrógeno molecular sólo puede reaccionar con un pequeño grupo de metales que presentan propiedades reductoras. Por ejemplo, el N₂ puede reaccionar con el litio:

6Li + N₂ = 2Li₃N

También reacciona con el metal plateado claro, pero este proceso químico requiere calentamiento a 300 °C. El resultado de la reacción será nitruro de magnesio, cristales de color verde amarillento que, cuando se calientan, se descomponen en magnesio y nitrógeno libre:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

Mg₃N₂ → 3Мg + N₂ (cuando se calienta desde 1000 °C)

Si el nitruro metálico activo se agrega al agua, se iniciará el proceso de hidrólisis y el resultado será amoníaco.

Nitrógeno e hidrógeno

A una temperatura de aproximadamente 400 °C y una presión de 200 atmósferas, así como en presencia de hierro (es decir, un catalizador), se produce la interacción de nitrógeno e hidrógeno:

3H₂ + N₂ = 2NH₃

Interacción del nitrógeno con otros no metales.

Todas las reacciones con nitrógeno tienen lugar a altas temperaturas. Por ejemplo, con boro:

2B + N₂ = 2BN.

El nitrógeno no interactúa con muchos halógenos ni con el azufre. Sin embargo, los sulfuros y haluros se pueden obtener indirectamente.

Reacción del nitrógeno con el oxígeno.

El oxígeno es un elemento químico que tiene número atómico VIII. Es transparente, inodoro e incoloro. En forma líquida, el oxígeno tiene un tinte azulado.

Oxígeno líquido

También puede existir en estado sólido de agregación y aparece como cristales azules. El oxígeno tiene una molécula diatómica.

Dato interesante: el científico Priestley inicialmente no entendió que había descubierto el oxígeno; creía que, como resultado del experimento, había obtenido cierto componente del aire. El científico observó la descomposición del óxido de mercurio en un dispositivo sellado y utilizó una lente para dirigir la luz solar sobre el óxido.

Si hablamos de la interacción del nitrógeno y el oxígeno, entonces las sustancias reaccionan bajo la influencia de una corriente eléctrica. El nitrógeno tiene una molécula muy fuerte que reacciona de muy mala gana con otras sustancias:

O₂ + N₂ = 2NO

Existen varios óxidos de gases incoloros cuya valencia oscila entre uno y cinco.

A continuación se muestran algunos compuestos que se pueden formar durante la reacción del nitrógeno y el oxígeno:

N₂O - óxido nitroso;

NO - óxido nítrico;

N₂O₃ - anhídrido nitrogenado;

NO₂ - dióxido de nitrógeno;

N₂O₅ - anhídrido nítrico.

Haz clic para divertirte con la producción de dióxido de nitrógeno y estudiar sus propiedades.

El óxido nitroso se utiliza como anestesia. Este compuesto se obtiene por la descomposición del nitrato de amonio, un gas incoloro y de olor característico. El óxido es muy soluble en agua.

Molécula de óxido nitroso

El N₂O es un componente constante del aire. El proceso químico se lleva a cabo a una temperatura de 200 °C. La ecuación de reacción es la siguiente:

NH₄NO₃ = 2Н₂О + N₂O

El óxido nítrico NO también es un gas incoloro prácticamente insoluble en agua. Este compuesto es reacio a ceder oxígeno, pero es conocido por sus reacciones de adición. Por ejemplo, la interacción con el gas tóxico cloro, de color amarillo verdoso.

El nitrógeno (nitrógeno inglés, azote francés, stickstoff alemán) fue descubierto casi simultáneamente por varios investigadores. Cavendish obtuvo nitrógeno del aire (1772) haciéndolo pasar a través de carbón caliente y luego a través de una solución alcalina para absorber dióxido de carbono. Cavendish no le dio un nombre especial al nuevo gas, refiriéndose a él como aire mefítico (del latín - mefitis - evaporación asfixiante o nociva de la tierra). Oficialmente, el descubrimiento del nitrógeno suele atribuirse a Rutherford, quien publicó una disertación en 1772, "Sobre el aire fijo, también llamado aire asfixiante", que fue el primero en describir algunas de las propiedades químicas del nitrógeno. Durante estos mismos años, Scheele obtuvo nitrógeno del aire atmosférico del mismo modo que Cavendish. Llamó al nuevo gas aire contaminado (Verdorbene Luft). Priestley (1775) llamó al aire flogistizado con nitrógeno. Lavoisier en 1776-1777 estudió en detalle la composición del aire atmosférico y descubrió que 4/5 de su volumen consiste en gas asfixiante (aire mofette).
Lavoisier propuso nombrar el elemento "nitrógeno" del prefijo griego negativo "a" y la palabra vida "zoe", enfatizando su incapacidad para apoyar la respiración. En 1790, se propuso el nombre "nitrógeno" para el nitrógeno (nitrógeno - "formador de salitre"), que más tarde se convirtió en la base del nombre internacional del elemento (nitrogenio) y el símbolo del nitrógeno - N.

Estar en la naturaleza, recibir:

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza principalmente en estado libre. En el aire, su fracción en volumen es del 78,09% y su fracción en masa es del 75,6%. Los compuestos de nitrógeno se encuentran en pequeñas cantidades en los suelos. El nitrógeno forma parte de las proteínas y de muchos compuestos orgánicos naturales. El contenido total de nitrógeno en la corteza terrestre es del 0,01%.
La atmósfera contiene alrededor de 4 cuatrillones (4 10 15) toneladas de nitrógeno y los océanos contienen alrededor de 20 billones (20 10 12) toneladas. Una pequeña parte de esta cantidad (unos 100 mil millones de toneladas) se une e incorpora cada año a los organismos vivos. De estos 100 mil millones de toneladas de nitrógeno fijado, sólo 4 mil millones de toneladas se encuentran en tejidos vegetales y animales; el resto se acumula en microorganismos en descomposición y eventualmente regresa a la atmósfera.
En tecnología, el nitrógeno se obtiene del aire. Para obtener nitrógeno, el aire se transfiere a un estado líquido y luego el nitrógeno se separa del oxígeno menos volátil mediante evaporación (t bale N 2 = -195,8 ° C, t bale O 2 = -183 ° C)
En condiciones de laboratorio, el nitrógeno puro se puede obtener descomponiendo el nitrito de amonio o mezclando soluciones de cloruro de amonio y nitrito de sodio cuando se calienta:
NH4NO2N2 + 2H2O; NH 4 Cl + NaNO 2 NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Propiedades físicas:

El nitrógeno natural consta de dos isótopos: 14 N y 15 N. En condiciones normales, el nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido, ligeramente más ligero que el aire y poco soluble en agua (15,4 ml de nitrógeno se disuelven en 1 litro de agua, 31 ml de oxígeno). A una temperatura de -195,8°C, el nitrógeno se convierte en un líquido incoloro y a una temperatura de -210,0°C en un sólido blanco. En estado sólido existe en forma de dos modificaciones polimórficas: por debajo de -237,54°C es estable con una red cúbica, por encima - con una red hexagonal.
La energía de enlace de los átomos de una molécula de nitrógeno es muy alta y asciende a 941,6 kJ/mol. La distancia entre los centros de los átomos de una molécula es de 0,110 nm. La molécula N 2 es diamagnética. Esto indica que el enlace entre los átomos de nitrógeno es triple.
Densidad del gas nitrógeno a 0°C 1,25046 g/dm 3

Propiedades químicas:

En condiciones normales, el nitrógeno es una sustancia químicamente inactiva debido a su fuerte enlace covalente. En condiciones normales, reacciona solo con litio, formando nitruro: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
Al aumentar la temperatura, aumenta la actividad del nitrógeno molecular y puede ser tanto un agente oxidante (con hidrógeno, metales) como un agente reductor (con oxígeno, flúor). Cuando se calienta, a presión elevada y en presencia de un catalizador, el nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoníaco: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
El nitrógeno se combina con el oxígeno solo en un arco eléctrico para formar óxido de nitrógeno(II): N 2 + O 2 = 2NO
En una descarga eléctrica también es posible una reacción con flúor: N 2 + 3F 2 = 2NF 3

Las conexiones más importantes:

El nitrógeno es capaz de formar compuestos químicos, encontrándose en todos los estados de oxidación desde +5 hasta -3. El nitrógeno forma compuestos en estados de oxidación positivos con flúor y oxígeno, y en estados de oxidación superiores a +3 el nitrógeno sólo se puede encontrar en compuestos con oxígeno.
Amoníaco, NH 3 es un gas incoloro de olor acre, soluble en agua (“amoníaco”). El amoníaco tiene propiedades básicas e interactúa con agua, haluros de hidrógeno y ácidos:
NH3 + H2O NH3 *H2O NH4++ OH-; NH3 + HCl = NH4Cl
Uno de los ligandos típicos en compuestos complejos: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (viol., r-Rom)
Agente reductor: 2NH 3 + 3CuO 3Cu + N 2 + 3H 2 O.
hidracina- N 2 H 4 (pernitruro de hidrógeno), ...
Hidroxilamina- NH 2 OH, ...
Óxido nítrico(I), N 2 O (óxido nitroso, gas de la risa). ...
Óxido nítrico (II), El NO es un gas incoloro, inodoro, ligeramente soluble en agua y que no forma sales. En el laboratorio se obtienen haciendo reaccionar cobre y ácido nítrico diluido:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
En la industria se obtiene por oxidación catalítica del amoníaco para producir ácido nítrico:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
Se oxida fácilmente a óxido de nitrógeno (IV): 2NO + O 2 = 2NO 2
Óxido nítrico (III), ??? ...
...
Ácido nitroso, ??? ...
...
nitritos, ??? ...
...
Óxido nítrico (IV), NO 2 es un gas tóxico de color marrón, tiene un olor característico, se disuelve bien en agua, dando dos ácidos, nitroso y nítrico: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
Cuando se enfría, se convierte en un dímero incoloro: 2NO 2 N 2 O 4
Óxido nítrico (V), ??? ...
...
Ácido nítrico, HNO 3 es un líquido incoloro con un olor acre, punto de ebullición = 83°C. Ácido fuerte, sales - nitratos. Uno de los agentes oxidantes más fuertes, debido a la presencia de un átomo de nitrógeno en el residuo ácido. el grado más alto oxidación N +5. Cuando el ácido nítrico reacciona con metales, el producto principal no es hidrógeno, sino varios productos de reducción del ion nitrato:
Cu + 4HNO3 (conc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
4Mg + 10HNO 3 (altamente diluido) = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 5H 2 O.
nitratos, ??? ...
...

Solicitud:

Ampliamente utilizado para crear un ambiente inerte: llenando lámparas incandescentes eléctricas y espacio libre en termómetros de mercurio, al bombear líquidos, en la industria alimentaria como gas de envasado. Se utiliza para nitrurar la superficie de productos de acero; en la capa superficial se forman nitruros de hierro, que le dan al acero una mayor dureza. El nitrógeno líquido se utiliza a menudo para el enfriamiento profundo de diversas sustancias.
El nitrógeno es importante para la vida de plantas y animales, ya que forma parte de sustancias proteicas. Se utilizan grandes cantidades de nitrógeno para producir amoníaco. Los compuestos de nitrógeno se utilizan en la producción de fertilizantes minerales, explosivos y en muchas industrias.

L.V. Cherkashina
Universidad Estatal HF Tyumen, gr. 542(yo)

Fuentes:
- GP Khomchenko. Un manual de química para aspirantes a universidades. M., Nueva Ola, 2002.
- COMO. Egórov, Química. Una ayuda de tutoría para quienes ingresan a las universidades. Rostov del Don, Phoenix, 2003.
- Descubrimiento de elementos y origen de sus nombres/

Propiedades de los elementos del subgrupo V-A.

Elemento	Nitrógeno norte	Fósforo R	Arsénico Como	Antimonio sb	Bismuto Bi
Propiedad
Número de serie del elemento	7	15	33	51	83
Masa atómica relativa	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Punto de fusión, C 0	-210	44,1 (blanco)	817 (4 MPa)	631	271
Punto de ebullición, C 0	-196	280 (blanco)	613	1380	1560
Densidad g/cm 3	0,96 (sólido)	1,82 (blanco)	5,72	6,68	9,80
Estados de oxidación	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Estructura de átomos de elementos químicos.

Nombre químico elemento	Diagrama de estructura atómica	Estructura electrónica del último nivel de energía.	Fórmula del óxido superior R 2 O 5.	Fórmula del compuesto de hidrógeno volátil RH 3
1. nitrógeno	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N2O5	NH3
2. fósforo	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P2O5	PH 3
3. Arsénico	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As2O5	Ceniza 3
4. Antimonio	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb2O5	SbH3
5. Bismuto	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi2O5	Bosnia y Herzegovina 3

La presencia de tres electrones desapareados en el nivel de energía exterior explica que en un estado normal y no excitado, la valencia de los elementos del subgrupo nitrógeno es tres.

Los átomos de los elementos del subgrupo de nitrógeno (excepto el nitrógeno; el nivel externo de nitrógeno consta de solo dos subniveles: 2s y 2p) tienen celdas vacantes del subnivel d en los niveles de energía externos, por lo que pueden vaporizar un electrón del s. -subnivel y transferirlo al subnivel d. Por tanto, la valencia del fósforo, el arsénico, el antimonio y el bismuto es 5.

Los elementos del grupo del nitrógeno forman compuestos de la composición RH 3 con hidrógeno y óxidos del tipo R 2 O 3 y R 2 O 5 con oxígeno. Los óxidos corresponden a los ácidos HRO 2 y HRO 3 (y ortoácidos H 3 PO 4, excepto nitrógeno).

El estado de oxidación más alto de estos elementos es +5 y el más bajo es -3.

A medida que aumenta la carga del núcleo de los átomos, el número de electrones en el nivel externo es constante, el número de niveles de energía en los átomos aumenta y el radio del átomo aumenta de nitrógeno a bismuto, la atracción de los electrones negativos hacia el núcleo positivo se debilita y aumenta la capacidad de perder electrones y, por lo tanto, en el subgrupo del nitrógeno con A medida que aumenta el número de serie, las propiedades no metálicas disminuyen y las metálicas aumentan.

El nitrógeno es un no metal, el bismuto es un metal. Del nitrógeno al bismuto, la fuerza de los compuestos RH 3 disminuye y la fuerza de los compuestos de oxígeno aumenta.

Los más importantes entre los elementos del subgrupo del nitrógeno son nitrógeno y fósforo .

Nitrógeno, propiedades físicas y químicas, preparación y aplicación.

1. El nitrógeno es un elemento químico

N+7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 nivel externo sin terminar, pag -elemento, no metal

Ar(N)=14

2. Posibles estados de oxidación

Debido a la presencia de tres electrones desapareados, el nitrógeno es muy activo y se encuentra sólo en forma de compuestos. El nitrógeno presenta estados de oxidación en compuestos de “-3” a “+5”

3. Nitrógeno: una sustancia simple, estructura molecular, propiedades físicas.

Nitrógeno (del griego ἀ ζωτος - sin vida, lat. nitrógeno), en lugar de los nombres anteriores (“aire flogistizado”, “mefítico” y “estropeado”) propuestos en 1787 Antonio Lavoisier . Como se muestra arriba, en ese momento ya se sabía que el nitrógeno no favorece ni la combustión ni la respiración. Esta propiedad fue considerada la más importante. Aunque más tarde resultó que el nitrógeno, por el contrario, es esencial para todos los seres vivos, el nombre se conservó en francés y ruso.

norte 2 – enlace covalente no polar, triple (σ, 2π), red cristalina molecular

Conclusión:

1. Baja reactividad a temperatura normal.

2. Gas, incoloro, inodoro, más ligero que el aire.

Señor ( B aire)/ Señor ( norte 2 ) = 29/28

4. Propiedades químicas del nitrógeno.

norte – agente oxidante (0 → -3)	norte – agente reductor (0 → +5)
1. Con metales se forman nitruros METROX Nueva York - cuando se calienta con magnesio y alcalinotérreos y alcalinos: 3С a + n 2= Ca 3 N 2 (en t) - c Li en k t habitación Los nitruros se descomponen con el agua. Ca 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. Con hidrógeno 3 H 2 + norte 2 ↔ 2 NH 3 (condiciones - T, p, kat)	norte 2 + O 2 ↔ 2 NO - Q (en t= 2000 C) El nitrógeno no reacciona con azufre, carbono, fósforo, silicio y algunos otros no metales.

5. Recibo:

En la industria El nitrógeno se obtiene del aire. Para ello, primero se enfría el aire, se licua y el aire líquido se destila. El nitrógeno tiene un punto de ebullición ligeramente más bajo (–195,8 °C) que el otro componente del aire, el oxígeno (–182,9 °C), por lo que cuando el aire líquido se calienta suavemente, el nitrógeno se evapora primero. El gas nitrógeno se suministra a los consumidores en forma comprimida (150 atm o 15 MPa) en cilindros negros con una inscripción amarilla que dice "nitrógeno". Guarde el nitrógeno líquido en matraces Dewar.

En el laboratorioEl nitrógeno puro ("químico") se obtiene agregando una solución saturada de cloruro de amonio NH 4 Cl al nitrito de sodio sólido NaNO 2 cuando se calienta:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.

También puedes calentar nitrito de amonio sólido:

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

6. Aplicación:

En la industria, el gas nitrógeno se utiliza principalmente para producir amoníaco. Como gas químicamente inerte, el nitrógeno se utiliza para proporcionar un ambiente inerte en diversos procesos químicos y metalúrgicos, cuando se bombean líquidos inflamables. El nitrógeno líquido se usa ampliamente como refrigerante, se usa en medicina, especialmente en cosmetología. Los fertilizantes minerales nitrogenados son importantes para mantener la fertilidad del suelo.

7. papel biológico

El nitrógeno es un elemento necesario para la existencia de animales y plantas; forma parte deproteínas (16-18% en peso), aminoácidos, ácidos nucleicos, nucleoproteínas, clorofila, hemoglobina etc. En la composición de las células vivas, el número de átomos de nitrógeno es aproximadamente el 2%, según fracción de masa- alrededor del 2,5% (el cuarto lugar después del hidrógeno, el carbono y el oxígeno). En este sentido, una cantidad significativa de nitrógeno fijo se encuentra en los organismos vivos, la “materia orgánica muerta” y la materia dispersa de los mares y océanos. Esta cantidad se estima en aproximadamente 1,9 10 11 toneladas, como resultado de los procesos de putrefacción y descomposición de la materia orgánica que contiene nitrógeno, sujeto a factores favorables. ambiente, los depósitos minerales naturales que contienen nitrógeno pueden formar, por ejemplo, el “chileno salitre N 2 → Li 3 N → NH 3

No. 2. Escriba ecuaciones para la reacción del nitrógeno con oxígeno, magnesio e hidrógeno. Para cada reacción, cree una balanza electrónica, indique el agente oxidante y el agente reductor.

Numero 3. Un cilindro contiene gas nitrógeno, otro contiene oxígeno y el tercero contiene dióxido de carbono. ¿Cómo distinguir estos gases?

No. 4. Algunos gases inflamables contienen nitrógeno libre como impureza. ¿Puede la combustión de tales gases en condiciones normales? estufas de gas Se forma óxido nítrico (II). ¿Por qué?

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Características del nitrógeno

El átomo de nitrógeno tiene un electrón más que el átomo de carbono; Según la regla de Hund, este electrón ocupa el último orbital 2p vacante. Un átomo de nitrógeno en estado no excitado se caracteriza por tres electrones 2p degenerados en presencia de dos electrones pares en el orbital 2s. Los tres electrones desapareados del orbital 2p son los principales responsables de la tricovalencia del nitrógeno. Por eso el compuesto de hidrógeno volátil característico es el amoníaco, en el que el átomo de nitrógeno forma tres enlaces covalentes mediante un mecanismo de intercambio con tres átomos de hidrógeno. El nitrógeno no tiene la posibilidad de que los electrones pasen a un estado excitado, ya que los orbitales más cercanos en n = 3 tienen demasiada energía. Por tanto, la valencia máxima del nitrógeno es cuatro. En este caso, se pueden formar tres enlaces covalentes mediante un mecanismo de intercambio y uno mediante un mecanismo donante-aceptor. Sin embargo, el nitrógeno en estado N+ puede formar los cuatro enlaces mediante un mecanismo de intercambio. El nitrógeno exhibe una amplia variedad de estados de oxidación: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 y +5. Los derivados más comunes son los de los estados de oxidación -3, +5 y +3 (NH3, HNO3 y NaNO2).

Distribución de nitrógeno en la naturaleza.

Entre todos los elementos que forman Tierra, el nitrógeno por sí solo (excepto los gases inertes) parece evitar la formación de compuestos químicos y entra en la composición del globo principalmente en forma libre. Y dado que el nitrógeno en su estado libre es un gas, su mayor parte se concentra en la capa gaseosa de ese complejo sistema químico que representa el globo: en su atmósfera. El contenido de nitrógeno en la corteza terrestre en forma de compuestos es del 0,01% de fracción de masa. La atmósfera se compone de más de 75 fracciones de masa, % de nitrógeno gaseoso, lo que equivale a ~4 * 1015 toneladas. El nitrógeno unido forma minerales en forma de nitratos: NaNO3 chileno, KNO3 indio y nitrato de Ca(NO3)2 noruego. El nitrógeno en forma de derivados orgánicos complejos forma parte de las proteínas y se encuentra unido en el aceite (hasta 1,5 fracción de masa, %). carbones(hasta 2,5 fracción de masa, %).

La molécula de N2 es la forma más estable de su existencia, lo que provoca el llamado problema del nitrógeno unido. El consumo de nitrógeno fijado por plantas y animales provoca un agotamiento de los compuestos nitrogenados en el medio ambiente. Esta deficiencia debe reponerse artificialmente, ya que la reposición natural de las reservas de nitrógeno ligadas (tormentas, actividad de azotobacterias, etc.) no compensa sus pérdidas. Dos reacciones son de excepcional importancia para resolver el problema del nitrógeno fijado: la síntesis de amoníaco y su oxidación catalítica.

Obteniendo nitrógeno

En tecnología, el nitrógeno se obtiene mediante destilación fraccionada de aire líquido. En este caso, primero se destilan las sustancias más volátiles (nitrógeno y gases nobles). Estos últimos no interfieren cuando se utiliza nitrógeno para crear un ambiente inerte en industrias químicas y de otro tipo. El nitrógeno se libera químicamente de las impurezas de oxígeno (varios por ciento) al pasarlo a través de un sistema con cobre calentado. En este caso, casi todo el oxígeno está unido a CuO.

En el laboratorio, el nitrógeno se obtiene calentando una mezcla de soluciones fuertes de cloruro de amonio y nitrito de sodio: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl o descomponiendo el nitrito de amonio cuando se calienta: NH4NO2 = N2 + 2H2O

El nitrógeno más puro se obtiene de la descomposición térmica de azidas metálicas, por ejemplo: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Propiedades físicas

El nitrógeno es un gas incoloro e inodoro. El punto de ebullición del nitrógeno líquido es -195,8 grados. C, punto de fusión del nitrógeno sólido -210,5 grados. C. El nitrógeno sólido se obtiene en forma de polvo y en forma de hielo. El nitrógeno es poco soluble en agua y disolventes orgánicos. En 1 litro de agua a 0 grados. Sólo se disuelven 23,6 cm3 de nitrógeno. 1 litro de nitrógeno en condiciones normales pesa 1,2505 g.

Propiedades químicas

El nitrógeno se encuentra en la esquina superior derecha de la tabla periódica, en la que se concentran los no metales con mayor afinidad electrónica. Por lo tanto, debería ser poco propenso a actuar como elemento electropositivo, y como elemento electronegativo debería ser inferior en actividad química sólo a unos pocos no metales, principalmente oxígeno y flúor a su derecha. Mientras tanto, la caracterización química del nitrógeno, como históricamente los primeros informes al respecto, siempre comienza no con signos positivos, sino negativos: enfatizando su inercia química. La primera razón de la inercia química del nitrógeno en condiciones normales es la adhesión particularmente fuerte de sus átomos a la molécula de N2.

N2=2N-711 kJ.

A temperatura ambiente, el nitrógeno reacciona sólo con el litio, formando nitruro de litio: N2 + 6Li = 2Li3N; el nitrógeno interactúa con otros metales cuando se calienta: N2 + 3Ca = Ca3N2. En las reacciones del nitrógeno con metales, el nitrógeno exhibe propiedades oxidantes y también exhibe propiedades oxidantes cuando interactúa con el hidrógeno (con calentamiento, presión elevada y en presencia de un catalizador): N2 + 3H2 = 2NH3. El nitrógeno también interactúa con otros no metales, exhibiendo propiedades reductoras: N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 = 2NF3.

Existen otros compuestos nitrogenados con elementos electronegativos, pero son inestables y muchos de ellos, especialmente el cloruro de nitrógeno y el yoduro de nitrógeno, son explosivos.

Compuestos de hidrógeno del nitrógeno.

El compuesto volátil característico del nitrógeno es el amoníaco. Por importancia en la industria química inorgánica y química Inorgánica El amoníaco es el compuesto de hidrógeno más importante del nitrógeno. Por su naturaleza química es nitruro de hidrógeno H3N. EN Estructura química En el amoniaco, los orbitales híbridos sp3 del átomo de nitrógeno forman tres enlaces con tres átomos de hidrógeno, que ocupan los tres vértices de un tetraedro ligeramente distorsionado. El cuarto vértice del tetraedro está ocupado por un par de electrones solitarios de nitrógeno, lo que garantiza la insaturación química y la reactividad de las moléculas de amoníaco. En condiciones normales, el amoníaco es un gas incoloro con un olor acre. Es tóxico: irrita las mucosas y la intoxicación aguda provoca lesiones oculares y neumonía. Cuando se enfría a -33 grados. El amoníaco se licua y a -78 grados. C se endurece. En el amoníaco líquido y sólido, existen enlaces de hidrógeno entre moléculas, como resultado de lo cual el amoníaco tiene una serie de propiedades extremas en comparación con otros compuestos de hidrógeno de elementos del quinto grupo del subgrupo principal. Debido a la polaridad de las moléculas y a la constante dieléctrica bastante alta, el amoníaco líquido es un buen disolvente no acuoso. Los metales alcalinos y alcalinotérreos, el azufre, el fósforo, el yodo y muchas sales y ácidos se disuelven bien en amoníaco líquido. Las sustancias con grupos polares funcionales en el amoníaco líquido sufren disociación electrolítica.

En términos de solubilidad en agua, el amoníaco es superior a cualquier otro gas: a 0 grados. Con 1 volumen de agua se absorben 1200 volúmenes de gas amoniaco. La excelente solubilidad del amoníaco en agua se debe a la formación de enlaces de hidrógeno intermoleculares. En este caso, existen dos mecanismos posibles para la aparición de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de amoníaco y agua:

Dado que la capacidad donante de las moléculas de amoníaco es más pronunciada que la del agua, y Conexión OH es más polar en comparación con la polaridad del enlace N-H en el amoníaco, el enlace de hidrógeno intermolecular se forma mediante el primer mecanismo. Por tanto, los procesos fisicoquímicos en una solución acuosa de amoníaco se pueden representar de la siguiente manera.

La aparición de iones de hidróxido crea una reacción alcalina de la solución de amoníaco en agua. La constante de ionización es baja (pK 5). En condiciones de bajas temperaturas, los hidratos cristalinos NH3 H2O (fundido = -77 grados C), 2NH3 H2O (fundido = -78 grados C) y NH3 2H2O (fundido = -97 grados C) se pueden aislar a partir de soluciones acuosas de amoníaco. Los hidratos cristalinos consisten en cadenas de moléculas de amoníaco y agua entrecruzadas por enlaces de hidrógeno en una red tridimensional que carece de motivos estructurales NH4OH. Esto significa que el llamado hidróxido de amonio no existe como individuo químico, al igual que no existe el hidróxido de oxonio OH3OH ni el hidróxido de fluoronio FH2OH. Por tanto, las soluciones acuosas de amoníaco tienen propiedades básicas no debido a la formación de un compuesto imaginario NH4OH, sino a la actividad donante excepcionalmente pronunciada del átomo de nitrógeno en el NH3.

El equilibrio en el amoníaco acuoso se puede desplazar hacia la derecha añadiendo ácido. En este caso, se forman sales de amonio en la solución. También se obtienen por interacción directa de sustancias gaseosas:

NH3 + HCl = NH4Cl

El propio ion amonio y la mayoría de sus sales son incoloros. En estado sólido, las sales de amonio forman estructuras características de sustancias con una proporción significativa del componente iónico del enlace. Por tanto, se disuelven bien en agua y están casi completamente sujetos a ionización electrolítica. La estructura del ion NH4+ es tetraédrica, en la que todos los vértices del tetraedro están ocupados por átomos de hidrógeno y el nitrógeno se encuentra en su centro. La carga positiva se distribuye uniformemente entre todos los átomos de hidrógeno. Las propiedades de las sales de amonio son similares a las de las sales de potasio debido a la proximidad de los radios iónicos NH4+ (0,142 nm) y K+ (0,133 nm). La única diferencia significativa es que las sales de potasio formadas por ácidos fuertes no están sujetas a hidrólisis, mientras que las sales de amonio en soluciones acuosas se hidrolizan debido a las propiedades básicas débilmente expresadas del amoníaco.

Las sales de amonio tienen baja estabilidad térmica. La naturaleza de los productos finales de la descomposición térmica de las sales de amonio está determinada principalmente por las propiedades del anión. Si el anión proviene de un ácido oxidante, entonces se produce la oxidación del nitrógeno amoniacal, por ejemplo: NH4NO3 = N2O + 2H2O

En esta reacción, el nitrógeno amoniacal cede 4 electrones al nitrógeno nitrato, por lo que este último actúa como agente oxidante. Por otro lado, esta reacción es un ejemplo de compartición intramolecular. Para las sales de amonio, los ácidos que no son agentes oxidantes liberan amoniaco y ácido durante su descomposición térmica: (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4

Cuando las sales de amonio se tratan con álcalis, se libera amoníaco:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O

Esta reacción puede servir de una manera sencilla Obtención de amoníaco en el laboratorio. En la industria, el amoníaco se obtiene por síntesis directa a partir de componentes: sustancias simples.

El amoníaco no se quema en el aire, pero en una atmósfera de oxígeno se oxida para liberar nitrógeno: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

En oxidación catalítica la reacción es diferente:

4NН3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О

El amoníaco actúa como agente reductor en reacciones con otros agentes oxidantes. Con menos frecuencia, el amoníaco actúa como agente oxidante, por ejemplo:

Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2

En esta reacción, el sodio metálico desplaza el hidrógeno del amoníaco líquido. En este caso, el hidrógeno amoniacal reduce su estado de oxidación y el amoniaco desempeña el papel de agente oxidante. Por otro lado, tales reacciones se ilustran por la manifestación de propiedades ácidas por parte del amoníaco. Las amidas metálicas, por ejemplo NaNH2, son sales de amoníaco que corresponden a su función ácida. Es bastante obvio que la naturaleza ácida del amoníaco es mucho menos pronunciada que la del H2O y el HF. La constante de ionización ácida es insignificante (pKa 35) y, por lo tanto, las sales de amoníaco, como ácidos en el agua, se hidrolizan completamente:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

La función ácida del amoníaco la realizan no solo las amidas, sino también las imidas y nitruros de metales. Si en las amidas se reemplaza un átomo de hidrógeno (NаNН2), en las imidas, dos (Li2NН), luego en los nitruros, los tres (AlN).

Al oxidar cuidadosamente el amoníaco con un agente oxidante suave, como el hipocloruro de sodio, se obtiene otro compuesto de hidrógeno del amoníaco: hidracina o diamida:

2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O

La diamida es un líquido tóxico incoloro, de fácil evaporación y con una constante dieléctrica alta (E=52 a 25 grados C).

Las propiedades químicas de la hidracina son similares a las del amoníaco en muchos aspectos. En soluciones acuosas de hidracina también se producen enlaces de hidrógeno, como en el caso del amoníaco. Cuando la hidracina interactúa con 1 molécula de agua con la participación de un enlace de hidrógeno, se forma un catión + y con dos - 2+.

No se ha establecido la existencia de hidróxidos de estos cationes como sustancias individuales, sin embargo, se conocen dos tipos de sales de hidrazina, por ejemplo N2H5Cl y N2H6Cl2.

Cuando una solución de ácido nítrico se reduce con hidrógeno atómico, se obtiene hidroxilamina:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O

Hidroxilamina: cristales incoloros (tmelt = 33 grados C), térmicamente inestables, explotan por encima de los 100 grados C. Las soluciones acuosas de hidroxilamina son más estables. En la solución también surgen enlaces de hidrógeno intermoleculares y se establece un equilibrio dinámico:

Sin embargo, la función principal de la hidroxilamina es incluso menos pronunciada (pKb 8) que la del amoníaco y la hidracina. Con ácidos, la hidroxilamina da sales de hidroxilamonio. El fármaco más conocido es el cloruro de hidroxilamonio Cl. Las soluciones de sales de hidroxilamonio son más estables que los sólidos y son ácidas debido a la hidrólisis.

Debido a que el átomo de nitrógeno en la hidroxilamina tiene un estado de oxidación de -1, puede funcionar como agente oxidante y reductor. Pero se caracteriza más por tener propiedades reductoras, especialmente en un ambiente alcalino.

Entre los compuestos de hidrógeno del nitrógeno, el estado de oxidación negativo más bajo del nitrógeno está representado por la azida de hidrógeno НN3. En este compuesto, el estado de oxidación del nitrógeno es - 1/3. El extraordinario grado de oxidación se debe a la desigualdad estructural de los átomos de nitrógeno en esta sustancia.

Desde la perspectiva del CBM, esta desigualdad estructural se puede representar mediante el siguiente diagrama:

Lo principal en este esquema es la deslocalización de los enlaces P a lo largo de la línea recta que conecta los átomos de nitrógeno. La validez del esquema queda demostrada por la distancia entre los átomos de nitrógeno 1-2 y 2-3, que son intermedios entre las longitudes de los enlaces.

Una solución acuosa de HN3 se llama ácido hidronítrico. Se obtiene por oxidación de hidracina con ácido nitroso:

N2Н4 + НNO2 = НN3 + 2Н2О

Su fuerza es cercana a la del vinagre. En soluciones diluidas, el ácido hidronítrico se desproporciona lentamente:

HN3 + H2O = N2 + NH2OH

En estado anhidro, puede explotar no solo cuando se calienta, sino también por un impacto:

2НN3 = 3N2 + H2

Una mezcla de ácidos hidronitrosos y clorhídricos concentrados es capaz de disolver incluso metales nobles. Las sales de ácido hidronítrico (azidas) tienen una solubilidad en agua similar a la de los haluros. Así, las azidas de metales alcalinos son muy solubles en agua, mientras que AgN3, Pb(N3)2 y Hg(N3)2 son poco solubles. Las azidas de metales alcalinos y alcalinotérreos son estables hasta que se funden cuando se calientan lentamente. Las azidas de metales pesados ​​explotan fácilmente al impactar:

Рb(N3)2 = Рb + 3N2

Compuestos oxigenados del nitrógeno.

Con el oxígeno, el nitrógeno forma una serie de óxidos: N2O y NO son gases incoloros, N2O3 es un sólido azul (por debajo de -100 grados C), NO2 es un gas marrón, N2O4 es un gas incoloro y N2O5 son cristales incoloros.

El óxido N2O (óxido nitroso, “gas de la risa” porque tiene efecto narcótico) se obtiene por descomposición térmica del nitrato de amonio o del hidroxilamonio:

[HN3OH]NO2 = N2O + 2H2O (compartición intramolecular)

El óxido nítrico (+1) es un compuesto endotérmico. Sin embargo, a temperatura ambiente es químicamente poco activo. Cuando se calienta, su reactividad aumenta considerablemente. Oxida hidrógeno, metales, fósforo, azufre, carbón, sustancias orgánicas y otras, por ejemplo:

Cu + N2O = N2 + CuO

Cuando el N2O se calienta por encima de los 700 grados C, simultáneamente con la reacción de descomposición, se produce su desproporción:

2N2О = 2N2 + О2; 2N2О = 2NO + N2

El óxido nítrico (+1) no interactúa con el agua, aunque se conoce el ácido H2N2O2, en el que el nitrógeno también tiene un estado de oxidación de +1. Este ácido se llama ácido nitroso, y se le asigna una estructura con dos átomos de nitrógeno equivalentes:

El ácido nitroso libre se puede preparar de la siguiente manera:

NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O

Se disuelve bien en agua, pero es un ácido débil. El ácido nitroso es muy inestable y explota cuando se calienta ligeramente:

Н2N2О2 = N2О + Н2О

Las sales de H2N2O2 (hiponitritos e hidrohiponitritos) son muy susceptibles a la hidrólisis en agua. La mayoría de los hiponitritos son ligeramente solubles en agua; los hidrohiponitritos se disuelven mucho mejor.

Incluso los estados de oxidación son relativamente poco característicos del nitrógeno. Estos compuestos incluyen óxido nítrico (+2). La molécula de NO contiene un número impar de electrones y es esencialmente un radical de baja actividad. La molécula tiene un mecanismo donante-aceptor covalente y dos enlaces P. A pesar de la naturaleza endotérmica y la energía de Gibbs positiva de la formación de NO a partir de sustancias simples, el óxido de nitrógeno (+2) no se descompone en elementos. El caso es que, según MMO, el orden de los bonos en NO es bastante alto e igual a 2,5. La molécula de NO es más fuerte que la molécula de O2, ya que la primera tiene solo un electrón en el MO antienlazante P2p*, y la segunda tiene dos electrones.

En el laboratorio, el óxido nítrico (+2) se obtiene con mayor frecuencia tratando virutas de cobre con ácido diluido:

3Сu + 8НNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О

En el aire, el óxido de nitrógeno (+2) se oxida instantáneamente:

2NO + O2 = 2NO2

Oxidado por NO y halógenos, formando haluros de nitrosilo:

2NO + Г2 = 2NOГ

Al interactuar con agentes reductores, el NO se reduce a N2O, N2, NH2OH, NH3, dependiendo de la capacidad reductora del socio y de las condiciones de los procesos.

Una solución acuosa de óxido nítrico (+2) es neutra. No forma ningún compuesto con el agua, aunque se conocen sales (hiponitratos) del ácido nítrico H2N2O3, que no se encuentra en estado libre, en las que el nitrógeno también tiene un estado de oxidación +2.

El óxido nítrico N2O3 existe en estado sólido (por debajo de -100 grados C). En estado líquido y vapor, el óxido nítrico (+3) está en gran medida disociado debido a la desproporción:

N2О3-NO + NO2

El N2O3 se obtiene enfriando cantidades equimolares de NO y NO2. Y se obtiene una corriente uniforme de una mezcla de la composición deseada mediante la interacción del 50% de НNO3 con óxido de arsénico (+3):

2HNO3 + As2O3 = 2HAsO3 + NO + NO2

El óxido nítrico (+3) corresponde al inestable ácido nitroso HNO2, conocido sólo en solución. Se puede obtener disolviendo volúmenes iguales de NO y NO2 en agua:

NO + NO2 + H2O = 2HNO2

Cuando se almacena y calienta, el НNO2 es desproporcionado:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Sus propiedades oxidantes más características son:

НNO2 + 2НI = I2 + 2NO + 2Н2О

Sin embargo, los agentes oxidantes fuertes convierten el ácido nitroso en ácido nítrico:

5НNO2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 = К2SO4 + 2МnSO4 + 5НNO3 + 3Н2О

El óxido nítrico (+4) se obtiene disolviendo cobre en ácido nítrico concentrado: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Es un buen agente oxidante, en él arden fósforo, azufre, carbón y algunas sustancias orgánicas. Por encima de los 150 grados C, el dióxido de nitrógeno comienza a descomponerse:

2NO2 = 2NO + O2

Debido a que una molécula de dióxido de nitrógeno con un electrón desapareado es esencialmente un radical, se dimeriza fácilmente:

El dímero es incoloro y diamagnético, en contraste con el color marrón rojizo y paramagnético.

El dióxido de nitrógeno, al interactuar con el agua, es desproporcionado:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Cuando el NO2 se disuelve en agua caliente Se obtiene ácido nítrico porque el ácido nitroso inicialmente formado se desproporciona con la liberación de óxido nítrico (+2) y la formación de ácido nítrico.

El óxido nítrico (+5) tiene estructura molecular sólo en fase gaseosa. En estado sólido, el N2O5 tiene una estructura formada por iones NO2+ y NO3-. El N2O5 son cristales que se subliman fácilmente y las moléculas se evaporan. Así, durante la sublimación del óxido nítrico (+5), los iones NO2+ y NO3- se combinan en moléculas de N2O5. El óxido de nitrógeno (+5) se obtiene por deshidratación de ácido nítrico con P2O5 u oxidación de NO2 con ozono:

2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5; 6NO2 + O3 = 3N2O5

El óxido nítrico (+5) es un agente oxidante energético; muchas reacciones que lo involucran ocurren de manera muy vigorosa. Al disolverse en agua se obtiene ácido nítrico:

N2O5 + H2O = 2HNO3

El ácido nítrico es uno de los ácidos fuertes. La molécula de HNO3 y el ion nitrato tienen una estructura representada por los diagramas

El ácido nítrico anhidro es un líquido volátil e incoloro. Cuando se almacena (especialmente a la luz) y cuando se calienta, se descompone parcialmente:

4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2

El llamado ácido nítrico “fumante” (rojo) es una solución de dióxido de nitrógeno liberado en HNO3 concentrado.

En el laboratorio, el HNO3 se obtiene calentando nitrato de sodio con ácido sulfúrico:

NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4

En la industria, el ácido nítrico se obtiene a partir del amoníaco. Primero, el amoníaco se oxida catalíticamente a óxido de nitrógeno (+2), que luego se oxida a

NO2. Luego, el óxido nítrico (+4) se disuelve en agua caliente para producir ácido nítrico.

El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte y oxida casi todos los metales y no metales. Estos últimos, por regla general, los convierte en derivados del estado de oxidación más alto, por ejemplo:

S + 6НNO3 = Н2SO4 + 6NO2 + 2Н2О

De los metales, sólo el oro, el platino, el osmio, el iridio, el niobio, el tantalio y el tungsteno son resistentes al ácido nítrico. Algunos metales (por ejemplo, hierro, aluminio, cromo) se pasivan con ácido nítrico concentrado. Las soluciones acuosas de ácido nítrico también tienen propiedades oxidantes. Normalmente, el proceso de reducción de HNO3 se produce en varias direcciones paralelas, lo que da como resultado una mezcla de diferentes productos de reducción. La naturaleza de estos productos y su contenido relativo en la mezcla dependen de la fuerza del agente reductor, la concentración de ácido nítrico y la temperatura.

Un agente oxidante más fuerte es una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico concentrados: "agua regia". Incluso disuelve el oro y el platino, que no se disuelven en ácido nítrico y mucho menos en ácido clorhídrico. Su actividad oxidativa se debe a una disminución del potencial redox de los metales en disolución, es decir, a un aumento de sus propiedades reductoras debido a la formación de fuertes complejos de cloruro:

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

Las sales de ácido nítrico (nitratos) son conocidas en casi todos los metales. La mayoría de ellos son incoloros y se disuelven bien en agua. En soluciones acuosas ácidas, los nitratos son agentes oxidantes más débiles que el ácido nítrico y en un ambiente neutro no tienen ninguna propiedad oxidante. Son fuertes agentes oxidantes en masa fundida cuando se descompone con liberación de oxígeno. El óxido nítrico (+5) al interactuar con peróxido de hidrógeno al 100% forma ácido peroxonítrico (supernítrico):

N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O

El ácido peroxonítrico es inestable, explota fácilmente y se hidroliza completamente con agua:

H-O-O-N + H2O = H2O2 + HNO3

Compuestos con no metales

Todos los haluros de nitrógeno NG3 son conocidos. TrifluoruroNF3 se obtiene haciendo reaccionar flúor con amoníaco:

3F2 + 4NH3 = 3 NH4F + NF3

El trifluoruro de nitrógeno es un gas tóxico incoloro cuyas moléculas tienen una estructura piramidal. Los átomos de flúor se encuentran en la base de la pirámide y la cima está ocupada por un átomo de nitrógeno con un par de electrones solitario. NF3 es muy resistente a diversos reactivos químicos y al calor.

Los trihaluros de nitrógeno restantes son endotérmicos y, por tanto, inestables y reactivos. NCl3 se forma pasando cloro gaseoso a una solución fuerte de cloruro de amonio:

3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCl3

elemento químico nitrógeno

El tricloruro de nitrógeno es un líquido muy volátil (punto de ebullición = 71 grados C) con un olor acre. Un ligero calentamiento o impacto va acompañado de una explosión que libera una gran cantidad de calor. En este caso, el NCl3 se descompone en elementos. Los trihaluros NBr3 y NI3 son incluso menos estables.

Los derivados del nitrógeno con calcógenos son muy inestables debido a su fuerte endotermia. Todos ellos están poco estudiados y explotan cuando se calientan y se impactan.

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