El nitrógeno es un gas sin vida que es tan esencial para la vida. Peso atómico y molecular del nitrógeno. Industria de pulpa y papel

NITRÓGENO
norte (nitrógeno),
elemento químico (en. número 7) VA subgrupo de la tabla periódica de elementos. La atmósfera de la Tierra contiene 78% (vol.) De nitrógeno. Para mostrar cuán grandes son estas reservas de nitrógeno, observamos que hay tanto nitrógeno en la atmósfera por encima de cada kilómetro cuadrado de la superficie terrestre que se pueden obtener hasta 50 millones de toneladas de nitrato de sodio o 10 millones de toneladas de amoníaco (un compuesto de nitrógeno con hidrógeno) y ya está. esta es una pequeña fracción del nitrógeno contenido en corteza de la Tierra... La existencia de nitrógeno libre indica su inercia y la dificultad de interactuar con otros elementos a temperaturas ordinarias. El nitrógeno ligado es parte de la materia orgánica e inorgánica. La flora y la fauna contienen nitrógeno unido al carbono y oxígeno en las proteínas. Además, los compuestos inorgánicos que contienen nitrógeno, como los nitratos (NO3-), nitritos (NO2-), cianuros (CN-), nitruros (N3-) y azidas (N3-), son conocidos y pueden obtenerse en grandes cantidades.
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. Al no haber podido 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 significa "formando salitre".
Fijación de nitrógeno y ciclo del nitrógeno. El término "fijación de nitrógeno" significa el proceso de fijación de nitrógeno atmosférico N2. En la naturaleza, esto puede ocurrir de dos maneras: o bien 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 bien el nitrógeno atmosférico se oxida con oxígeno en condiciones de descarga de rayo. S. Arrhenius descubrió que hasta 400 millones de toneladas de nitrógeno se fijan de esta manera anualmente. En la atmósfera, los óxidos de nitrógeno se combinan con el agua de lluvia para formar ácidos nítrico y nitroso. Además, se encontró que con 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, que se alimentan 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 produce su descomposición, los compuestos de nitrógeno 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 son oxidados por otras bacterias a nitratos. Por tanto, el ciclo del nitrógeno se produce en la naturaleza o el ciclo del nitrógeno.

La estructura del núcleo y las capas de electrones. En la naturaleza, hay dos isótopos de nitrógeno estables: con un número másico de 14 (N contiene 7 protones y 7 neutrones) y con un número másico de 15 (contiene 7 protones y 8 neutrones). Su relación es 99,635: 0,365, por lo que la masa atómica del nitrógeno es 14,008. Se obtuvieron artificialmente isótopos de nitrógeno inestables 12N, 13N, 16N, 17N. Esquemáticamente, la estructura electrónica del átomo de nitrógeno es la siguiente: 1s22s22px12py12pz1. En consecuencia, hay 5 electrones en la capa externa de electrones (segunda), que pueden participar en la formación de enlaces químicos; Los orbitales de nitrógeno también pueden aceptar electrones, es decir es posible la formación de compuestos con el estado de oxidación de (-III) a (V), y son conocidos.
Consulte también ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
Nitrógeno molecular. Se estableció a partir de las definiciones de la densidad del gas 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 enlace triple: N ::: N:, formando pares de electrones. La distancia N-N interatómica medida es 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 de formas simétricas y antisimétricas es 2: 1. Se conocen dos modificaciones del nitrógeno en estado sólido: a - cúbico 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 atm (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.
Recibir y usar. 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 se permiten 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 ciclos sucesivos 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. Los gases nobles se liberan primero, seguidos por el nitrógeno y queda oxígeno líquido. La purificación se logra mediante múltiples procesos de fraccionamiento. Este método produce muchos millones de toneladas de nitrógeno anualmente, principalmente para la síntesis de amoníaco, que es una materia prima en la tecnología para la 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. Se pueden obtener pequeñas cantidades de nitrógeno en el laboratorio. diferentes caminosoxidando amoniaco o ion amonio, por ejemplo:

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

Se conocen otros métodos: descomposición de azidas por calentamiento, descomposición de amoníaco con óxido de cobre (II), interacción de nitritos con ácido sulfámico o urea:

Durante la descomposición catalítica del amoniaco a altas temperaturas, también se puede obtener nitrógeno:

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

primero 14,54 segundo 29,60

un Temperatura y presión a las que las densidades de nitrógeno líquido y gaseoso son iguales.
segundo La cantidad de energía requerida para eliminar el primer electrón externo y los siguientes, 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 tanto, 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 con él. Por lo tanto, muchos compuestos de otros miembros del subgrupo VA no tienen análogos entre los compuestos nitrogenados o los compuestos nitrogenados similares son inestables. Por lo tanto, PCl5 es un compuesto estable, mientras que NCl5 no existe. Un átomo de nitrógeno puede unirse a otro átomo de nitrógeno, formando varios compuestos bastante estables, como la hidrazina N2H4 y las azidas metálicas MN3. Este tipo de comunicación es inusual para elementos químicos (excluyendo carbono y silicio). A temperaturas elevadas, el nitrógeno reacciona con muchos metales para formar nitruros de MxNy parcialmente iónicos. En estos compuestos, el nitrógeno está cargado negativamente. Mesa 2 muestra los estados de oxidación y ejemplos de los compuestos correspondientes.
Tabla 2. GRADOS DE OXIDACIÓN CON NITRÓGENO Y COMPUESTOS AFINES
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 nítrico (III) N2O3, nitrito de sodio NaNO2 IV nitrógeno (IV) NO2, dímero N2O4 V Óxido nítrico (V) N2O5, ácido nítrico HNO3 y sus sales (nitratos) Nitruros. Los compuestos de nitrógeno con más elementos electropositivos, metales y no metales (nitruros) son similares a los carburos e hidruros. Se pueden dividir según la naturaleza. comunicación M-N en iónico, covalente y con un tipo intermedio de enlace. Por regla general, se trata de sustancias cristalinas.
Nitruros iónicos. El enlace en estos compuestos implica la transferencia de electrones del metal al nitrógeno con la formación del ion N3-. Estos nitruros incluyen Li3N, Mg3N2, Zn3N2 y Cu3N2. Además del litio, otros metales alcalinos IA no forman el subgrupo de nitruros. Los nitruros iónicos tienen altos puntos de fusión y reaccionan con el agua para formar NH3 e hidróxidos metálicos.
Nitruros covalentes. Cuando los electrones de 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 un enlace covalente. Los nitruros de hidrógeno (como el amoníaco y la hidracina) 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 al 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 el 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 desplazamiento claro de electrones en estos compuestos. Ejemplos de tales nitruros son Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Estos compuestos son generalmente completamente inertes y tienen buena conductividad eléctrica.
Compuestos de hidrógeno de nitrógeno. El nitrógeno y el hidrógeno interactúan para formar compuestos que se asemejan vagamente a los hidrocarburos (ver también QUÍMICA ORGÁNICA). La estabilidad del hidrógeno-nitrógeno disminuye con el aumento del número de átomos de nitrógeno en la cadena, en contraste con los hidrocarburos, que también son estables en cadenas largas. Los nitruros de hidrógeno más importantes son el amoníaco NH3 y la hidracina N2H4. También incluyen ácido hidrazoico 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. Ángulo comunicación H-N-H es 107 °, que está cerca del ángulo tetraédrico de 109 °. Un par de electrones no compartidos es equivalente a un grupo unido; como resultado, el número de coordinación del nitrógeno es 4 y el nitrógeno se encuentra en el centro del tetraedro.

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

Cuadro 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 cercanía de los pesos moleculares y la similitud de la estructura molecular. Esto se debe a la fuerza relativamente más alta de los enlaces intermoleculares en el agua que en el amoniaco (dicho enlace intermolecular se llama hidrógeno).
Amoníaco como disolvente. La alta constante dieléctrica y el momento dipolar del amoníaco líquido lo hacen adecuado para su uso como disolvente de sustancias inorgánicas polares o iónicas. El disolvente de amoniaco es intermedio entre el agua y los disolventes orgánicos como 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 la solución de acuerdo con el esquema

El azul está asociado con la solvatación y el movimiento de los electrones, o con la movilidad de los "agujeros" en un líquido. Con una alta concentración de sodio en amoníaco líquido, la solución adquiere un color bronce y tiene una alta conductividad eléctrica. El metal alcalino no unido se puede recuperar de dicha solución por evaporación de amoniaco o la adición de cloruro de sodio. Las soluciones de metales en amoniaco son buenos agentes reductores. La autoionización ocurre en amoníaco líquido.

similar al proceso en agua

Algunas propiedades químicas de ambos sistemas se comparan en la tabla. 4. El amoníaco líquido como disolvente es ventajoso en algunos casos cuando es imposible llevar a cabo 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 procede completamente. En agua, tal reacción es imposible debido a la rápida interacción del Ca con el agua. Obteniendo amoniaco. El NH3 gaseoso se libera de las sales de amonio bajo la acción de una base fuerte, por ejemplo, NaOH:

El método es aplicable en condiciones de laboratorio. Las plantas de amoniaco a pequeña escala también se basan en la hidrólisis de nitruros, por ejemplo Mg3N2, con agua. La cianamida de calcio CaCN2 también forma amoníaco cuando interactúa con el agua. El principal método industrial para producir amoniaco es su síntesis catalítica a partir de nitrógeno e hidrógeno atmosféricos a altas temperaturas y presiones:

El hidrógeno para esta síntesis se obtiene por craqueo térmico de hidrocarburos, la acción del vapor de agua sobre el carbón o el hierro, la descomposición de alcoholes con vapor de agua o la electrólisis del agua. Se han obtenido muchas patentes para la síntesis de amoniaco, que difieren en las condiciones del proceso (temperatura, presión, catalizador). Existe un método de producción industrial por destilación térmica del carbón. Los nombres de F. Gaber y K. Bosch están asociados con el desarrollo tecnológico de la síntesis de amoníaco.
Propiedades químicas del amoniaco. Además de las reacciones mencionadas en la tabla. 4, el amoníaco reacciona con el agua, formando el compuesto NH3CHH2O, que a menudo se considera erróneamente como hidróxido de amonio NH4OH; de hecho, no se ha probado la existencia de NH4OH en solución. Una solución acuosa de amoniaco ("amoniaco") consiste principalmente en NH3, H2O y bajas concentraciones de iones NH4 + y OH- formados durante la disociación.

La naturaleza básica del amoníaco se debe a la presencia de un solo par de electrones de nitrógeno: NH3. Por tanto, el NH3 es una base de Lewis, que tiene una mayor actividad nucleofílica, que se manifiesta en forma de asociación con un protón, o el núcleo de un 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 (subgrupos B de la tabla periódica, por ejemplo, Cu2 +, Mn2 +, etc.). Cualquier ácido prótico (es decir, que contiene H) reacciona con amoníaco en 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 se utilizan ampliamente en agricultura como fertilizante para la introducción de nitrógeno en el suelo. El nitrato de amonio también se utiliza como explosivo económico; se utilizó por primera vez con fuel oil (gasoil). Se utiliza una solución acuosa de amoniaco directamente para su introducción en el suelo o con agua de riego. La urea NH2CONH2, obtenida por síntesis a partir de amoníaco y dióxido de carbono, también es un fertilizante. El gas amoniaco reacciona con metales como Na y K para formar amidas:

El amoníaco reacciona con hidruros y nitruros para formar amidas:

Las amidas de metales alcalinos (por ejemplo, NaNH2) reaccionan con el N2O cuando se calientan para formar azidas:

El NH3 gaseoso reduce los óxidos de metales pesados \u200b\u200ba metales a altas temperaturas, aparentemente debido al hidrógeno formado como resultado de la descomposición del amoníaco en N2 y H2:

Los átomos de hidrógeno en la molécula de NH3 pueden reemplazarse por halógeno. El yodo reacciona con una solución concentrada de NH3 para formar una mezcla de sustancias que contienen NI3. Esta sustancia es muy inestable y explota al menor impacto mecánico. Cuando el NH3 reacciona con el Cl2, se forman 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 son un método para preparar hidrazina monohidrato de composición N2H4CHH2O. La hidracina anhidra se forma mediante una destilación especial del monohidrato con BaO u otras sustancias deshidratantes. Las propiedades de la hidracina se asemejan ligeramente al peróxido de hidrógeno H2O2. La hidracina anhidra pura es un líquido higroscópico incoloro que hierve a 113,5 ° C; bien soluble en agua, formando una base débil

En un medio ácido (H +) la hidrazina forma sales de hidrazonio solubles del tipo [] + X-. La facilidad con la que la hidracina y algunos de sus derivados (por ejemplo, metilhidrazina) reaccionan con el oxígeno permite su uso como componente de un propulsor líquido. La hidracina y todos sus derivados son altamente 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 nítrico (I) N2O (monóxido de dinitrógeno) se obtiene por 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 soportar la combustión de materiales fácilmente oxidables. El N2O, conocido como "gas de la risa", se utiliza para la anestesia leve en medicina. El óxido nítrico (II) NO, un gas incoloro, es uno de los productos de la disociación térmica catalítica del amoníaco 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 obtener por síntesis a partir de sustancias simples (N2 y O2) a temperaturas muy elevadas, por ejemplo, en una descarga eléctrica. Hay un electrón desapareado en la estructura de la molécula de NO. Los compuestos con esta estructura interactúan con campos eléctricos y magnéticos. En estado líquido o sólido, el óxido tiene un color azul, ya que el electrón desapareado provoca asociación parcial en estado líquido y dimerización débil en estado sólido: 2NO N2O2. Óxido de nitrógeno (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. El N2O3 es estable solo en estado sólido a bajas temperaturas (pf -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 su molécula (ver óxido nítrico (II) más arriba). En la estructura de la molécula, se asume un enlace de tres electrones y la molécula exhibe las propiedades de un radical libre (una línea corresponde a dos electrones pareados):

El NO2 se obtiene por oxidación catalítica del amoniaco en exceso de oxígeno o por oxidación del NO en el aire:

y también por reacciones:

A temperatura ambiente, el NO2 es un gas marrón oscuro con propiedades magnéticas debido a la presencia de un electrón desapareado. A temperaturas por debajo de 0 ° C, la molécula de NO2 se dimeriza a tetróxido de dinitrógeno, ya -9,3 ° C la dimerización prosigue por completo: 2NO2 N2O4. En estado líquido, solo el 1% de NO2 no está mermado y a 100 ° C permanece en forma de un dímero de 10% de N2O4. NO2 (o N2O4) reacciona en agua tibia para formar ácido nítrico: 3NO2 + H2O \u003d 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 de ácido nítrico obsoleto) es una sustancia cristalina blanca, obtenida por deshidratación del ácido nítrico en presencia de óxido de fósforo P4O10:

El N2O5 se disuelve fácilmente en la humedad del aire y vuelve a formar 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 explota en estado puro cuando se calienta. La estructura probable del N2O5 se puede representar como

Oxoácidos nitrogenados. Se conocen tres oxoácidos para el nitrógeno: H2N2O2 hipo-nitrogenado, HNO2 nitrogenado y HNO3 nitrogenado. El ácido hipo-nitrogenado H2N2O2 es un compuesto muy inestable; se forma en un medio no acuoso a partir de una sal de metal pesado - hiponitrito bajo la acción de otro ácido: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Tras la evaporación de la solución, se forma un explosivo blanco con la estructura propuesta H-O-N \u003d N-O-H.
El ácido nitroso HNO2 no existe en su forma pura; sin embargo, se forman soluciones acuosas de baja concentración cuando se agrega ácido sulfúrico al nitrito de bario:

El ácido nitroso también se forma cuando se disuelve una mezcla equimolar de NO y NO2 (o N2O3) en agua. El ácido nitroso es ligeramente más fuerte que el ácido acético. El estado de oxidación del nitrógeno en él es +3 (su estructura es H-O-N \u003d O), es decir, puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor. Bajo la acción de agentes reductores, generalmente se reduce a NO, y al interactuar con oxidantes, se oxida a ácido nítrico. La velocidad de disolución de algunas sustancias, como los metales o el ión yoduro, en el ácido nítrico depende de la concentración de ácido nitroso presente como impureza. Las sales de ácido nitroso (nitritos) son fácilmente solubles en agua, excepto el nitrito de plata. El NaNO2 se utiliza en la producción de tintes. El ácido nítrico HNO3 es uno de los productos básicos inorgánicos más importantes industria química... Se utiliza en las tecnologías de muchas otras sustancias inorgánicas y orgánicas, por ejemplo, explosivos, fertilizantes, polímeros y fibras, tintes, productos farmacéuticos, etc.
ver también ELEMENTOS QUÍMICOS.
LITERATURA
Manual de Azotchik. 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, gas, incoloro, insípido e inodoro; constituye 4/5 (79%) del aire; late peso 0,972; peso atómico 14; se condensa en líquido a 140 ° C. y una presión de 200 atmósferas; una parte integral de muchas sustancias vegetales y animales. Diccionario…… Diccionario de palabras extranjeras de la lengua rusa.

NITRÓGENO - NITRÓGENO, quím. elemento, char. N (AZ francés), número de serie 7, en. en. 14,008; punto de ebullición 195,7 °; 1 litro A. a 0 ° y 760 mm de presión. pesa 1.2508 g [lat. Nitrogenio ("generador de salitre"), eso. Stickstoff ("sofocante ... ... Gran enciclopedia médica

- (Nitrogenio lat.) N, elemento químico del grupo V del sistema periódico, número atómico 7, masa atómica 14.0067. El nombre es del griego un prefijo negativo y zoe vida (no admite la respiración y el ardor). El nitrógeno libre consta de 2 átomos ... ... Diccionario enciclopédico grande

nitrógeno - y m. azote m. Árabe. 1787. Lexis 1. alquimia. La primera materia de los metales es el mercurio metálico. Sl. 18. Partió paracelso hacia el fin del mundo, ofreciendo a todos su láudano y su nitrógeno por un precio muy razonable, para curar todo lo posible ... ... Diccionario histórico de galicismos rusos

- (Nitrogenio), N, elemento químico del grupo V del sistema periódico, número atómico 7, masa atómica 14.0067; gas, pe 195,80 shS. El nitrógeno es el principal componente 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, pb 195.80 ° С. El nitrógeno es el principal componente 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, un gas incoloro que no tiene olor ni sabor; muy poco soluble en la entrada. Su gravedad específica es 0,972. El Pictet en Ginebra y Calheta en París lograron espesar el nitrógeno alta presión … 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, utilizando un dispositivo especial, pasó varias veces carbón caliente. Luego, el aire se trató con álcalis. Por sus propiedades, el residuo obtenido del experimento se denominó gas "sofocante". Pero el científico no pudo entender qué sustancia recibió. El químico moderno sabe que al pasar aire sobre un carbón caliente se produce dióxido de carbono, que se neutraliza con álcali. Henry compartió su experiencia con un amigo, Joseph Priestley.

Curiosamente, esta no es la primera vez que los científicos no pueden comprender qué tipo de sustancia surgió en el curso. Por ejemplo, con la ayuda de una corriente, Priestley conectó de alguna manera el oxígeno y el 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 interactúa químicamente con él.

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 de -195,8 ° C y se convierte en un estado sólido a -209,86 ° C.

Propiedades químicas del nitrógeno

El gas incoloro en sí 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 poca actividad química. Todos sus compuestos son extremadamente inestables, porque cuando la sustancia se calienta, se forma nitrógeno libre.

Reacciones de nitrógeno con metales.

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

6Li + N₂ \u003d 2Li₃N

También reacciona con el metal plateado ligero, pero este proceso químico requiere un calentamiento hasta 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 \u003d Mg₃N₂

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

Si se agrega nitruro de metal activo al agua, se inicia el proceso de hidrólisis y, como resultado, se obtiene amoníaco.

Nitrógeno e hidrógeno

A una temperatura de unos 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 \u003d 2NH₃

Interacción del nitrógeno con otros no metales.

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

2B + N₂ \u003d 2BN.

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

Reacción de nitrógeno con oxígeno.

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

Oxígeno líquido

También es capaz de encontrarse en un estado sólido de agregación y está representado por cristales azules. El oxígeno tiene una molécula diatómica.

Un hecho interesante: el científico Priestley inicialmente no entendió que había descubierto el oxígeno; creía que, como resultado del experimento, recibió un cierto componente de aire. El científico observó la descomposición del óxido de mercurio en un dispositivo sellado y usó una lente para dirigir los rayos del sol sobre el óxido.

Si hablamos de la interacción del nitrógeno y el oxígeno, las sustancias reaccionan bajo la influencia de una corriente eléctrica. El nitrógeno tiene una molécula muy fuerte que es muy reacia a interactuar con otras sustancias:

O₂ + N₂ \u003d 2NO

Hay varios óxidos de gas incoloro, cuya valencia varía de uno a cinco.

Aquí hay algunos compuestos que se pueden formar durante la reacción de nitrógeno y oxígeno:

N₂O - óxido nitroso;

NO - óxido nítrico;

N₂O₃ - anhídrido nitroso;

NO₂ - dióxido de nitrógeno;

N₂O₅ - anhídrido nítrico.

Haga clic para tener una experiencia interesante con la obtención de dióxido de nitrógeno y explorar sus propiedades.

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

Molécula de óxido nitroso

El N₂O es un componente constante del aire. El proceso químico tiene lugar a una temperatura de 200 ° C. La ecuación de reacción se ve así:

NH₄NO₃ \u003d 2Н₂О + N₂O

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

El nitrógeno (nitrógeno inglés, azote francés, stickstoff alemán) fue descubierto casi simultáneamente por varios investigadores. Cavendish obtuvo nitrógeno del aire (1772) pasando este último 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 (latín - mephitis - evaporación sofocante o dañina de la tierra). El descubrimiento oficial del nitrógeno generalmente se atribuye a Rutherford, quien publicó en 1772 su tesis "En aire fijo, también llamado aire sofocante", que describió por primera vez algunas de las propiedades químicas del nitrógeno. Durante estos años, Scheele obtuvo nitrógeno del aire atmosférico de la misma manera que Cavendish. Llamó al nuevo aire contaminado con gas (Verdorbene Luft). Priestley (1775) llamó flogisticado aire nitrógeno. Lavoisier en 1776-1777 estudió en detalle la composición del aire atmosférico y descubrió que 4/5 de su volumen consistía en gas asfixiante (Air mofette).
Lavoisier propuso nombrar el elemento "nitrógeno" del prefijo griego negativo "a" y la palabra "zoe" para la vida, enfatizando su incapacidad para mantener la respiración. En 1790, se propuso el nombre "nitrógeno" (nitrógeno - "formando salitre") para el nitrógeno, que más tarde se convirtió en la base del nombre internacional del elemento (Nitrogenio) y el símbolo del nitrógeno - N.

Estar en la naturaleza, conseguir:

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza principalmente en estado libre. En aire, su fracción de volumen es 78.09% y su fracción de masa es 75.6%. Los compuestos de nitrógeno se encuentran en pequeñas cantidades en los suelos. El nitrógeno es un componente de sustancias proteicas y muchos compuestos orgánicos naturales. El contenido total de nitrógeno en la corteza terrestre es del 0,01%.
La atmósfera de nitrógeno contiene alrededor de 4 billones (4 · 10 15) de toneladas, y los océanos contienen alrededor de 20 billones (20 · 10 12) de toneladas. Una parte insignificante de esta cantidad, alrededor de 100 mil millones de toneladas, se une anualmente y se incluye en la composición de los organismos vivos. De estas 100 mil millones de toneladas de nitrógeno unido, solo 4 mil millones de toneladas se encuentran en los tejidos de plantas y animales; todo lo demás se acumula en microorganismos en descomposición y finalmente regresa a la atmósfera.
En tecnología, el nitrógeno se obtiene del aire. Para obtener nitrógeno, el aire se convierte en un estado líquido y luego el nitrógeno se separa del oxígeno menos volátil por evaporación (punto de ebullición N 2 \u003d -195,8 ° C, punto de ebullición O 2 \u003d -183 ° C)
En condiciones de laboratorio, se puede obtener nitrógeno puro 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, poco soluble en agua (15,4 ml de nitrógeno se disuelven en 1 litro de agua, oxígeno - 31 ml ). A una temperatura de -195,8 ° C, el nitrógeno se transforma en un líquido incoloro, y a una temperatura de -210,0 ° C, se convierte en un sólido blanco. En estado sólido, existe en forma de dos modificaciones polimórficas: por debajo de -237.54 ° C, la forma con una celosía cúbica es estable, arriba, con una hexagonal.
La energía de enlace de los átomos en una molécula de nitrógeno es muy alta y asciende a 941,6 kJ / mol. La distancia entre los centros de los átomos en una molécula es de 0.110 nm. La molécula de N 2 es diamagnética. Esto indica que el enlace entre los átomos de nitrógeno es triple.
Densidad del nitrógeno gaseoso 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 el litio, formando un nitruro: 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N
Con un aumento de temperatura, la actividad del nitrógeno molecular aumenta, mientras que 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 \u003d 2NH 3
El nitrógeno se combina con el oxígeno solo en un arco eléctrico para formar óxido de nitrógeno (II): N 2 + O 2 \u003d 2NO
En una descarga eléctrica, también es posible una reacción con flúor: N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

Las conexiones más importantes:

El nitrógeno es capaz de formar compuestos químicos, encontrándose en todos los estados de oxidación de +5 a -3. El nitrógeno forma compuestos en estados de oxidación positivos con flúor y oxígeno, y en estados de oxidación superiores a +3, el nitrógeno solo se puede encontrar en compuestos con oxígeno.
Amoníaco, El NH 3 es un gas incoloro con un olor acre, fácilmente soluble en agua ("amoniaco"). El amoniaco tiene propiedades básicas, interactúa con agua, haluros de hidrógeno, ácidos:
NH3 + H2O NH3 * H2O NH4 + + OH-; NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl
Uno de los ligandos típicos en compuestos complejos: Cu (OH) 2 + 4NH 3 \u003d (OH) 2 (phiol., P-rim)
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), NO - gas incoloro, inodoro, ligeramente soluble en agua, se refiere a no sal. En el laboratorio, se obtiene lo siguiente por la interacción del cobre y el ácido nítrico diluido:
3Cu + 8HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
En la industria, se obtienen por oxidación catalítica del amoniaco en la producción de ácido nítrico:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
Se oxida fácilmente a óxido nítrico (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
Óxido nítrico (III), ??? ...
...
Ácido nitroso, ??? ...
...
Nitrito, ??? ...
...
Óxido nítrico (IV), NO 2 - un gas venenoso de color marrón, tiene un olor característico, se disuelve bien en agua, mientras que da dos ácidos, nitroso y nítrico: H 2 O + NO 2 \u003d HNO 2 + HNO 3
Al enfriarse, se transforma 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, paca \u003d 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 en el estado de oxidación más alto N +5. Cuando el ácido nítrico interactúa con los metales, no se libera hidrógeno como producto principal, sino varios productos de la reducción del ion nitrato:
Cu + 4HNO 3 (conc) \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
4Mg + 10HNO 3 (analizado fino) \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 5H 2 O.
Nitratos, ??? ...
...

Solicitud:

Se usa ampliamente para crear un ambiente inerte: llenando lámparas incandescentes eléctricas y espacio libre en termómetros de mercurio, cuando se bombean líquidos, en la industria alimentaria como gas de empaque. La superficie de los productos de acero está nitrurada con ella y se forman nitruros de hierro en la capa superficial, lo que le da 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. El nitrógeno se usa en grandes cantidades 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 KhF Tyumen, gr. 542 (I)

Fuentes:
- G.P. Khomchenko. Manual de química para aspirantes universitarios. M., New Wave, 2002.
- COMO. Egorov, Química. Manual del tutor para aspirantes universitarios. Rostov-on-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
Elemento ordinal	7	15	33	51	83
Masa atómica relativa	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Punto de fusión, С 0	-210	44,1 (blanco)	817 (4MPa)	631	271
Punto de ebullición, С 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. La estructura de los átomos de los elementos químicos.

Nombre químico elemento	Diagrama de estructura del átomo	Estructura electrónica del último nivel de energía	Fórmula de óxido superior R 2 O 5	Fórmula de compuesto de hidrógeno volátil RH 3
1. Nitrógeno	N + 7) 2) 5	… 2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH 3
2. Fósforo	P + 15) 2) 8) 5	… 3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Arsénico	Como + 33) 2) 8) 18) 5	… 4s 2 4p 3	Como 2 O 5	Ceniza 3
4. Antimonio	Sb + 51) 2) 8) 18) 18) 5	… 5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Bismuto	Bi + 83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	… 6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

La presencia de tres electrones no apareados en el nivel de energía externa explica el hecho de que en el estado normal no excitado, la valencia de los elementos del subgrupo de nitrógeno es igual a 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), hay celdas vacías del subnivel d en los niveles de energía externos, por lo que pueden vaporizar un electrón del subnivel s y transferirlo al subnivel d ... Por lo tanto, la valencia de fósforo, arsénico, antimonio y bismuto es 5.

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

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

Dado que la carga del núcleo de los átomos aumenta, 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 electrones negativos al núcleo positivo se debilita y la capacidad de donar electrones aumenta y, por lo tanto, en el subgrupo de nitrógeno con con un aumento en el número de serie, las propiedades no metálicas disminuyen y las metálicas aumentan.

El nitrógeno no es un metal, el bismuto es un metal. Desde el nitrógeno hasta el bismuto, la fuerza de los compuestos RH 3 disminuye, mientras que la fuerza de los compuestos de oxígeno aumenta.

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

Nitrógeno, propiedades físicas y químicas, producción y uso

1. El nitrógeno es un elemento químico

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 nivel exterior incompleto,pags -elemento, no metálico

Ar (N) \u003d 14

2. Posibles estados de oxidación

Debido a la presencia de tres electrones desapareados, el nitrógeno es muy activo, solo está en forma de compuestos. El nitrógeno presenta estados de oxidación en compuestos de "-3" a "+5"

3. El nitrógeno es una sustancia simple, estructura molecular, propiedades físicas

Azot (del griego ἀ ζωτος - sin vida, lat. Nitrogenio), en lugar de los nombres anteriores (aire "flogístico", "mefítico" y "echado a perder") sugeridos en1787 Antoine Lavoisier ... Como se muestra arriba, ya se sabía en ese momento que el nitrógeno no favorece la combustión ni la respiración. Esta propiedad fue considerada la más importante. Aunque más tarde quedó claro que el nitrógeno, por el contrario, es extremadamente necesario para todos los seres vivos, el nombre se ha conservado en francés y ruso.

N 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 ( segundo 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 N y - cuando se calienta con Mg y alcalinotérreos y alcalinos: 3C a + N 2\u003d Ca 3 N 2 (en t) - c Li a temperatura ambiente Los nitruros se descomponen con el agua. Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3 2.con hidrógeno 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (condiciones - T, p, kat)	N 2 + O 2 ↔ 2 NO - Q (en t \u003d 2000 C) El nitrógeno no reacciona con azufre, carbono, fósforo, silicio y algunos otros no metales.

5. Recepción:

En la industria el nitrógeno se obtiene del aire. Para ello, primero se enfría, se licua el aire y se destila (destila) el aire líquido. El punto de ebullición del nitrógeno es ligeramente más bajo (–195,8 ° C) que el del otro componente del aire, el oxígeno (–182,9 ° C), por lo que el nitrógeno es el primero en evaporarse cuando el aire líquido se calienta con cuidado. El nitrógeno gaseoso se suministra a los consumidores en forma comprimida (150 atm. O 15 MPa) en cilindros negros con una inscripción amarilla "nitrógeno". Almacene nitrógeno líquido en Dewars.

En el laboratorio El nitrógeno puro ("químico") se obtiene añadiendo, cuando se calienta, una solución saturada de cloruro de amonio NH 4 Cl a nitrito de sodio sólido NaNO 2:

NaNO 2 + NH 4 Cl \u003d NaCl + N 2 + 2H 2 O.

También puede calentar nitrito de amonio sólido:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O. EXPERIENCIA

6. Aplicación:

En la industria, el gas nitrógeno se utiliza principalmente para la producción de amoníaco. Como gas químicamente inerte, el nitrógeno se utiliza para proporcionar un entorno inerte en varios procesos químicos y metalúrgicos, al bombear líquidos inflamables. El nitrógeno líquido se usa ampliamente como refrigerante; se usa en medicina, especialmente en cosmetología. Los fertilizantes nitrogenados son de gran importancia para mantener la fertilidad del suelo.

7. Función biológica

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 y otros En la composición de las células vivas por el número de átomos de nitrógeno alrededor del 2%, por fracción de masa - alrededor del 2,5% (cuarto lugar después del hidrógeno, carbono y oxígeno). En este sentido, una cantidad significativa de nitrógeno ligado está contenido en organismos vivos, "materia orgánica muerta" y materia dispersa de los mares y océanos. Esta cantidad se estima en alrededor de 1,9 · 10 11 toneladas. Como resultado de los procesos de desintegración y descomposición de la materia orgánica que contiene nitrógeno, bajo la condición de factores favorables medio ambiente, depósitos naturales de minerales que contienen nitrógeno pueden formar, por ejemplo, "Chilesalitre 2 → Li 3 N → NH 3

# 2. Escribe las ecuaciones para la reacción de la interacción del nitrógeno con el oxígeno, el magnesio y el hidrógeno. Para cada reacción hacer una balanza electrónica, indicar el agente oxidante y el agente reductor.

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

No. 4. Algunos gases combustibles contienen nitrógeno libre como impureza. ¿Se puede formar óxido de nitrógeno (II) durante la combustión de dichos gases en estufas de gas ordinarias? ¿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 Gund, este electrón ocupa el último orbital 2p vacante. Un átomo de nitrógeno en un estado no excitado se caracteriza por tres electrones 2p degenerados en presencia de dos electrones emparejados en el orbital 2s. Tres electrones no apareados en el orbital 2p son los principales responsables de la tricovalencia del nitrógeno. Es por eso que 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 posibilidad de transición de electrones a un estado excitado, ya que los orbitales más cercanos en n \u003d 3 tienen una energía demasiado alta. Por tanto, la valencia máxima de nitrógeno es cuatro. En este caso, se pueden formar tres enlaces covalentes de acuerdo con el mecanismo de intercambio, y uno, de acuerdo con el donante-aceptor. Sin embargo, el nitrógeno en el estado N + puede formar los cuatro enlaces mediante el 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 de los estados de oxidación -3, + 5 y +3 (NH3, HNO3 y NaNO2) son los más comunes.

Distribución de nitrógeno en la naturaleza.

Entre todos los elementos que forman tierra, el nitrógeno solo (a excepción de los gases inertes), por así decirlo, evita la formación de compuestos químicos y entra al globo principalmente en forma libre. Y dado que el nitrógeno en estado libre es un gas, su volumen se concentra en la envoltura 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 0.01 fracción de masa,%. La atmósfera para más de 75 fracciones de masa,% consiste en nitrógeno gaseoso, que es ~ 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 es parte de las proteínas, en forma unida está contenido en el aceite (hasta 1,5 fracción de masa,%), carbón (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 ligado por plantas y animales conduce a un agotamiento del medio ambiente con compuestos de nitrógeno. Este déficit debe compensarse por medios artificiales, ya que la reposición natural del nitrógeno ligado (tormentas, actividad de azotobacterias, etc.) no compensa sus pérdidas. Dos reacciones son de importancia excepcional para resolver el problema del nitrógeno ligado: la síntesis de amoníaco y su oxidación catalítica.

Producción de nitrógeno

En tecnología, el nitrógeno se obtiene mediante destilación fraccionada de aire líquido. En este caso, en primer lugar, se destilan las sustancias más volátiles, nitrógeno y gases nobles. Estos últimos no interfieren en el caso de utilizar nitrógeno para crear un ambiente inerte en la industria química y de otro tipo. A partir del oxígeno de la impureza (un pequeño porcentaje), el nitrógeno se libera químicamente al pasarlo a través de un sistema con cobre calentado. En este caso, casi todo el oxígeno está unido al CuO.

En el laboratorio, el nitrógeno se obtiene calentando una mezcla de soluciones fuertes de cloruro de amonio y nitrito de sodio: NH4Cl + NaNO2 \u003d N2 + 2H2O + NaCl o por descomposición del nitrito de amonio cuando se calienta: NH4NO2 \u003d N2 + 2H2O

El nitrógeno más puro se obtiene por descomposición térmica de azidas metálicas, por ejemplo: 2NaN3 \u003d 2Na + 3N2

Propiedades físicas

El nitrógeno es un gas incoloro e inodoro. El punto de ebullición del nitrógeno líquido es de -195,8 grados. C, el punto de fusión del nitrógeno sólido -210,5 grados. C. Se obtiene nitrógeno sólido en forma de polvo y hielo. El nitrógeno es poco soluble en agua y disolventes orgánicos. En 1 litro de agua a 0 grados. Con solo 23,6 cm3 de nitrógeno se disuelve. 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 por los electrones. Por lo tanto, debería estar poco inclinado a actuar como un elemento electropositivo, y como elemento electronegativo, debería ceder en actividad química solo a unos pocos no metales, principalmente oxígeno y flúor a la derecha. Mientras tanto, la caracterización química del nitrógeno, como los primeros informes históricos sobre él, siempre comienza no con signos positivos, sino negativos: con énfasis en su inercia química. La primera razón de la inercia química del nitrógeno en condiciones normales es la adhesión particularmente fuerte de sus átomos en la molécula de N2.

N2 \u003d 2N-711 kJ.

A temperatura ambiente, el nitrógeno interactúa solo con el litio, con la formación de nitruro de litio: N2 + 6Li \u003d 2Li3N, el nitrógeno interactúa con otros metales cuando se calienta: N2 + 3Ca \u003d Ca3N2. En las reacciones de interacción de nitrógeno con metales, el nitrógeno exhibe propiedades oxidantes; también exhibe propiedades oxidantes al interactuar con el hidrógeno (cuando se calienta, a presión elevada y en presencia de un catalizador): N2 + 3H2 \u003d 2NH3. El nitrógeno también interactúa con otros no metales, mientras que exhibe propiedades reductoras: N2 + O2 \u003d 2NO, N2 + 3F2 \u003d 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 y nitrógeno

El compuesto de nitrógeno volátil característico es el amoníaco. Por importancia en la industria química inorgánica y química Inorgánica El amoníaco es el compuesto de hidrógeno y nitrógeno más importante. Por su naturaleza química, es nitruro de hidrógeno H3N. EN estructura química Los orbitales híbridos sp3 de amoníaco del átomo de nitrógeno forman tri-enlaces con tres átomos de hidrógeno, que ocupan tres vértices de un tetraedro ligeramente distorsionado. El cuarto vértice del tetraedro está ocupado por el par de electrones solitarios del nitrógeno, que asegura 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 membranas mucosas y el envenenamiento agudo provoca daño ocular y neumonía. Cuando se enfría a -33 grados. Se licua con amoniaco y a -78 grados. C endurece. En el amoníaco líquido y sólido, los enlaces de hidrógeno actúan entre las moléculas, por lo que el amoníaco tiene una serie de propiedades extremas en comparación con otros compuestos de hidrógeno del quinto grupo del subgrupo principal. Debido a la polaridad de las moléculas y la constante dieléctrica relativamente alta, el amoníaco líquido es un buen disolvente no acuoso. En amoníaco líquido, metales alcalinos y alcalinotérreos, azufre, fósforo, yodo, muchas sales y ácidos son fácilmente solubles. Las sustancias con grupos polares funcionales en el amoníaco líquido experimentan disociación electrolítica.

En términos de solubilidad en agua, el amoníaco es superior a cualquier otro gas: a 0 grados. Con 1 volumen de agua absorbe 1200 volúmenes de amoniaco gaseoso. La excelente solubilidad del amoníaco en agua se debe a la formación de enlaces de hidrógeno intermoleculares. En este caso, existen dos posibles mecanismos 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 el enlace O-H es más polar que la polaridad enlaces N-H en el amoniaco, el enlace de hidrógeno intermolecular se forma mediante el primer mecanismo. Por tanto, los procesos fisicoquímicos en una solución acuosa de amoniaco se pueden representar como sigue.

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). A bajas temperaturas, los hidratos cristalinos NH3 H2O (tm \u003d -77 grados C), 2NH3 H2O (tm \u003d -78 grados C) y NH3 2H2O (tm \u003d -97 grados C) pueden aislarse de soluciones acuosas de amoníaco. Los hidratos cristalinos consisten en cadenas de moléculas de amoniaco y agua, reticuladas por enlaces de hidrógeno en una red tridimensional, en la que no hay motivos estructurales de NH4OH. Esto significa que el llamado hidróxido de amonio no existe como un individuo químico, al igual que no hay hidróxido de oxonio OH3OH e hidróxido de fluoronio FH2OH. Por tanto, las soluciones acuosas de amoniaco poseen propiedades básicas no debidas a la formación de un compuesto imaginario NH4OH, sino a la actividad donante extremadamente pronunciada del átomo de nitrógeno en NH3.

El equilibrio en la solución acuosa de amoniaco puede desplazarse 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 \u003d 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 se someten casi por completo a la 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 está en su centro. La carga positiva se distribuye uniformemente entre todos los átomos de hidrógeno. En términos de propiedades, las sales de amonio son similares a las sales de potasio debido a la cercanía de los radios iónicos de 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 y las sales de amonio en soluciones acuosas se hidrolizan debido a las propiedades básicas débilmente expresadas del amoníaco.

Las sales de amonio se caracterizan por una 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 agente oxidante ácido, entonces se produce la oxidación del nitrógeno amoniacal, por ejemplo: NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O

En esta reacción, el nitrógeno amoniacal da 4 electrones al nitrógeno nitrato y, por tanto, este último actúa como agente oxidante. Por otro lado, esta reacción es un ejemplo de contraproporción intramolecular. Para las sales de amonio de ácidos que no son agentes oxidantes, durante su descomposición térmica se liberan amoniaco y ácido: (NH4) 3PO4 \u003d 3NH3 + H3PO4

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

2NH4Cl + Ca (OH) 2 \u003d 2NH3 + CaCl2 + 2H2O

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

En el aire, el amoníaco no se quema, pero en una atmósfera de oxígeno se oxida a nitrógeno libre: 4NН3 + 3О2 \u003d 2N2 + 6Н2О

Cuando oxidación catalítica la reacción es diferente:

4NН3 + 5О2 \u003d 4NО + 6Н2О

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

Na + NH3 \u003d NaNH2 + 1 / 2H2

En esta reacción, el sodio metálico desplaza el hidrógeno del amoníaco líquido. En este caso, el hidrógeno del amoniaco reduce su estado de oxidación y el amoniaco juega el papel de un agente oxidante. Por otro lado, reacciones similares se ilustran mediante la manifestación de propiedades ácidas del amoníaco. Las amidas metálicas, por ejemplo NaNH2, son sales de amoniaco correspondientes 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 \u003d NaOH + NH3

La función ácida del amoniaco corresponde no solo a las amidas, sino también a las imidas y nitruros metálicos. Si en las amidas se sustituye un átomo de hidrógeno (NaNH2), en las imidas, dos (Li2NH), luego en los nitruros, los tres (AlN).

Con una cuidadosa oxidación del amoníaco con un oxidante suave, como el hipoclorito de sodio, se obtiene otro compuesto de hidrógeno amoníaco, hidracina o diamida:

2NH3 + NaOCl \u003d N2H4 + NaCl + H2O

La diamida es un líquido tóxico incoloro y altamente volátil con una constante dieléctrica alta (E \u003d 52 a 25 grados C)

En términos de propiedades químicas, la hidrazina es en muchos aspectos similar al amoníaco. En soluciones acuosas de hidrazina, también surgen 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 los hidróxidos de estos cationes como sustancias individuales, sin embargo, se conocen dos tipos de sales de hidracina, por ejemplo, N2H5Cl y N2H6Cl2.

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

HNO3 + 6H \u003d NH2OH + 2H2O

Hidroxilamina: cristales incoloros (punto de fusión \u003d 33 grados C), térmicamente inestables, por encima de los 100 grados C explotan. Las soluciones acuosas de hidroxilamina son más estables. Los enlaces de hidrógeno intermoleculares también aparecen en la solución y se establece el equilibrio dinámico:

Sin embargo, la función principal de la hidroxilamina es aún más débil (pKb 8) que la del amoniaco y la hidracina. Con los ácidos, la hidroxilamina da sales de hidroxilamonio. La droga más famosa es el cloruro de hidroxilamonio Cl. Las soluciones de sal de hidroxilamonio son más estables que los sólidos y son ácidas debido a la hidrólisis.

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

Entre los compuestos de hidrógeno y nitrógeno, el estado de oxidación negativo más bajo del nitrógeno se presenta en la azida de hidrógeno HN3. En este compuesto, el estado de oxidación del nitrógeno es 1/3. El estado de oxidación inusual se debe a la desigualdad estructural de los átomos de nitrógeno en esta sustancia.

Desde el punto de vista del MVS, esta desigualdad estructural se puede representar mediante el 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 se demuestra por la distancia entre los átomos de nitrógeno 1-2 y 2-3, que son intermedios entre las longitudes de enlace

Una solución acuosa de HN3 se llama ácido hidrazoico. Se obtiene oxidando la hidracina con ácido nitroso:

N2H4 + HNO2 \u003d HN3 + 2H2O

En fuerza, se acerca al vinagre. En soluciones diluidas, el ácido hidrazoico se desproporciona lentamente:

НN3 + Н2О \u003d N2 + NH2OH

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

2НN3 \u003d 3N2 + H2

Una mezcla de ácido hidrozoico y clorhídrico concentrado es capaz de disolver incluso metales nobles. Las sales de ácido hidrazoico (azidas) son similares en solubilidad en agua a los haluros. Entonces, las azidas de metales alcalinos se disuelven bien en agua, AgN3, Pb (N3) 2 y Hg (N3) 2, mal. Las azidas de metales alcalinos y alcalinotérreos son estables cuando se calientan lentamente hasta que se funden. Las azidas de metales pesados \u200b\u200bexplotan fácilmente al impactar:

Pb (N3) 2 \u003d Pb + 3N2

Compuestos de oxígeno y nitrógeno

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

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

[НN3ОН] NO2 \u003d N2О + 2Н2О (dosificación intramolecular)

El óxido nítrico (+1) es un compuesto endotérmico. Sin embargo, químicamente a temperatura ambiente no es muy activo. Cuando se calienta, su reactividad aumenta enormemente. Oxida hidrógeno, metales, fósforo, azufre, carbón, sustancias orgánicas y otras, por ejemplo:

Cu + N2O \u003d N2 + CuO

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

2N2О \u003d 2N2 + О2; 2N2О \u003d 2NО + N2

El óxido nítrico (+1) no reacciona 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 nitroso y se le atribuye una estructura con dos átomos de nitrógeno equivalentes:

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

NH2OH + HNO2 \u003d H2N2O2 + H2O

Se disuelve bien en agua, pero el ácido es débil. El ácido nitroso es muy inestable; explota con un ligero calentamiento:

H2N2O2 \u003d N2O + H2O

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 son mucho mejor solubles.

Incluso los estados de oxidación del nitrógeno son relativamente infrecuentes. Estos compuestos incluyen óxido nítrico (+2). La molécula de NO contiene un número impar de electrones y es esencialmente un radical de baja actividad. En una molécula, uno es covalente por el mecanismo donante-aceptor y dos enlaces P. A pesar de la endotermia y el valor positivo de la energía de Gibbs de la formación de NO a partir de sustancias simples, el óxido nítrico (+2) no se descompone en elementos. El punto es que, según la OMI, el orden de enlace en NO es bastante alto y es 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 P2p * antienlazante, y la segunda tiene dos electrones.

En el laboratorio, el óxido nítrico (+2) se obtiene con mayor frecuencia mediante la acción del ácido diluido sobre virutas de cobre:

3Cu + 8HNO3 \u003d 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

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

2NО + О2 \u003d 2NО2

Se oxida con NO y halógenos, formando haluros de nitrosilo:

2NО + Г2 \u003d 2NОГ

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

La solución acuosa de óxido nítrico (+2) es neutra. No forma ningún compuesto con el agua, aunque se conocen sales (hiponitratos) del ácido nítrico Н2N2О3, que no se aíslan en estado libre, en las que el nitrógeno también tiene un estado de oxidación de +2.

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

N2O3-NO + NO2

El N2O3 se obtiene enfriando cantidades equimolares de NO y NO2. Se obtiene una corriente uniforme de una mezcla de la composición requerida mediante la interacción de 50% de HNO3 con óxido de arsénico (+3):

2НNО3 + Аs2О3 \u003d 2НаsО3 + NO + NO2

El óxido nitroso (+3) es respondido por el ácido nitroso inestable HNO2 conocido solo en solución. Se puede obtener disolviendo volúmenes iguales de NO y NO2 en agua en agua:

NO + NO2 + Н2О \u003d 2НNО2

Durante el almacenamiento y la calefacción, НNО2 se desproporciona:

3НNО2 \u003d НNО3 + 2NО + Н2О

Las propiedades oxidantes más características para él:

НNО2 + 2НI \u003d I2 + 2NО + 2Н2О

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

5НNО2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 \u003d К2SO4 + 2МnSО4 + 5НNО3 + 3Н2О

El óxido nítrico (+4) se produce al disolver cobre en ácido nítrico concentrado: Сu + 4НNО3 \u003d Сu (NO3) 2 + 2NО2 + 2Н2О

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

2NО2 \u003d 2NО + О2

Dado 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 dímero pardo rojizo y paramagnético.

El dióxido de nitrógeno, cuando interactúa con el agua, desproporciona:

2NО2 + Н2О \u003d НNО2 + НNО3

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

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

2HNO3 + P2O5 \u003d 2HPO3 + N2O5; 6NО2 + О3 \u003d 3N2О5

El óxido nítrico (+5) es un oxidante energético, muchas reacciones con su participación son muy rápidas. Cuando se disuelve en agua, da ácido nítrico:

N2O5 + H2O \u003d 2HNO3

El ácido nítrico es uno de los ácidos más fuertes. La molécula НNО3 y el ion nitrato tienen la estructura que se muestra en los esquemas.

El ácido nítrico anhidro es un líquido volátil e incoloro. Se descompone parcialmente durante el almacenamiento (especialmente a la luz) y cuando se calienta:

4НNО3 \u003d 4NО2 + 2Н2О + О2

El llamado ácido nítrico "humeante" (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 \u003d 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 se oxida más a

NO2. Luego se disuelve óxido nítrico (+4) en agua caliente y se obtiene ácido nítrico.

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

S + 6НNО3 \u003d Н2SO4 + 6NО2 + 2Н2О

De los metales, solo el oro, platino, osmio, iridio, niobio, tantalio y 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, la reducción de HNO3 procede en varias direcciones paralelas y el resultado es una mezcla de diferentes productos de reducción. La naturaleza de estos productos, su contenido relativo en la mezcla depende de la fuerza del agente reductor, la concentración de ácido nítrico y la temperatura.

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

Au + HNO3 + 4HCl \u003d H [AuCl4] + NO + 2H2O

Las sales de ácido nítrico (nitratos) son conocidas para casi todos los metales. La mayoría de ellos son incoloros y fácilmente solubles en agua. En soluciones acuosas ácidas, los nitratos son agentes oxidantes más débiles que el ácido nítrico, y en un medio neutro no poseen propiedades oxidantes en absoluto. Son agentes oxidantes fuertes en fundidos cuando se produce la descomposición con la liberación de oxígeno. El óxido nítrico (+5), cuando interactúa con el peróxido de hidrógeno al 100%, forma ácido peroxonítrico (nadazoico):

N2O5 + 2H2O2 \u003d 2HNO4 + H2O

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

Н-О-О-N + Н2О \u003d Н2О2 + НNО3

Compuestos con no metales

Se conocen todos los haluros de nitrógeno NГ3. El trifluoruro NF3 se obtiene mediante la interacción del flúor con el amoniaco:

3F2 + 4NH3 \u003d 3 NH4F + NF3

El trifluoruro de nitrógeno es un gas tóxico incoloro, cuyas moléculas tienen una estructura piramidal. En la base de la pirámide hay átomos de flúor dislocados y la parte superior está ocupada por un átomo de nitrógeno con un par de electrones solitarios. NF3 es muy resistente a diversos productos químicos y al calentamiento.

El resto de trihaluros de nitrógeno son endotérmicos y, por tanto, inestables y reactivos. El NCl3 se forma al pasar cloro gaseoso a una solución fuerte de cloruro de amonio:

3Cl2 + NH4Cl \u003d 4HCl + NCl3

elemento químico nitrógeno

El tricloruro de nitrógeno es un líquido altamente volátil (pb \u003d 71 grados C) con un olor acre. Un ligero calentamiento o choque va acompañado de una explosión con la liberación de 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 calcogenes son muy inestables debido a su fuerte endotermicidad. Todos ellos están mal estudiados, explotan cuando se calientan y golpean.

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