Azot: karakteristike, hemijska svojstva, fizička svojstva, jedinjenja, mesto u prirodi. Gasni azot

Svojstva elemenata V-A podgrupe

Element	Nitrogen N	Fosfor R	Arsenic As	Antimon Sb	Bizmut Bi
Nekretnina
Redni element	7	15	33	51	83
Relativna atomska masa	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Tačka topljenja, S 0	-210	44,1 (bijelo)	817 (4MPa)	631	271
Tačka ključanja, S 0	-196	280 (bijelo)	613	1380	1560
Gustina g/cm 3	0,96 (čvrsto)	1,82 (bijelo)	5,72	6,68	9,80
Stanja oksidacije	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Struktura atoma hemijskih elemenata

Ime hemijski element	Dijagram strukture atoma	Elektronska struktura posljednjeg energetskog nivoa	Viša oksidna formula R 2 O 5	Formula hlapljivog jedinjenja vodika RH 3
1. Azot	N + 7) 2) 5	… 2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH 3
2. Fosfor	P + 15) 2) 8) 5	… 3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Arsen	Kao + 33) 2) 8) 18) 5	… 4s 2 4p 3	Kao 2 O 5	Pepeo 3
4. Antimon	Sb + 51) 2) 8) 18) 18) 5	… 5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Bizmut	Bi + 83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	… 6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

Prisustvo tri nesparena elektrona na vanjskom energetskom nivou objašnjava činjenicu da je u normalnom, nepobuđenom stanju, valencija elemenata azotne podgrupe jednaka tri.

Atomi elemenata azotne podgrupe (osim azota - spoljašnji nivo azota se sastoji od samo dva podnivoa - 2s i 2p) na spoljnim energetskim nivoima postoje prazne ćelije d-podnivoa, tako da mogu da ispare jedan elektron iz s-podnivo i prenesite ga na d-podnivo... Dakle, valencija fosfora, arsena, antimona i bizmuta je 5.

Elementi azotne grupe formiraju jedinjenja sastava RH 3 sa vodonikom, i okside oblika R 2 O 3 i R 2 O 5 sa kiseonikom. Kiseline HRO 2 i HRO 3 odgovaraju oksidima (i orto kiselinama H 3 PO 4, osim dušika).

Najveće oksidaciono stanje ovih elemenata je +5, a najniže -3.

Budući da se naboj jezgra atoma povećava, broj elektrona na vanjskom nivou je konstantan, broj energetskih nivoa u atomima raste i radijus atoma raste od dušika do bizmuta, privlačenje negativnih elektrona u pozitivno jezgro slabi i povećava se sposobnost doniranja elektrona, te stoga u podgrupi dušika s povećanjem serijskog broja nemetalna svojstva opadaju, a metalna rastu.

Azot je nemetal, bizmut je metal. Od azota do bizmuta, jačina spojeva RH 3 opada, dok se snaga jedinjenja kiseonika povećava.

Najvažniji među elementima azotne podgrupe su azota i fosfora .

Dušik, fizička i hemijska svojstva, proizvodnja i upotreba

1. Azot je hemijski element

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 nepotpuni vanjski nivo, str -element, nemetalni

Ar (N) = 14

2. Moguća oksidaciona stanja

Zbog prisustva tri nesparena elektrona, dušik je vrlo aktivan, nalazi se samo u obliku spojeva. Azot pokazuje oksidaciona stanja u jedinjenjima od "-3" do "+5"

3. Azot je jednostavna supstanca, molekularna struktura, fizička svojstva

Azot (od grčkog ἀ ζωτος - beživotan, lat. Nitrogenijum), umjesto prethodnih naziva ("flogistički", "mefitski" i "pokvareni" zrak) predloženih u 1787. Antoine Lavoisier ... Kao što je gore prikazano, već je tada bilo poznato da dušik ne podržava sagorijevanje ili disanje. Ova nekretnina se smatrala najvažnijom. Iako se kasnije pokazalo da je dušik, naprotiv, izuzetno neophodan za sva živa bića, naziv je sačuvan u francuskom i ruskom jeziku.

N 2 - kovalentna nepolarna veza, trostruka (σ, 2π), molekularna kristalna rešetka

zaključak:

1. Niska reaktivnost na običnoj temperaturi

2. Gas, bezbojan, bez mirisa, lakši od vazduha

gospodin ( B zrak) / gospodin ( N 2 ) = 29/28

4. Hemijska svojstva dušika

N - oksidant (0 → -3)	N - redukciono sredstvo (0 → +5)
1. Sa metalima nastaju nitridi Mx N y - kada se zagreva sa Mg i zemnoalkalne i alkalne: 3C a + N 2= Ca 3 N 2 (na t) - c Li na sobnoj temperaturi Nitridi se razlažu vodom Ca 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca (OH) 2 + 2NH 3 2. Sa vodonikom 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (uslovi - T, p, kat)	N 2 + O 2 ↔ 2 NO - Q (na t = 2000 C) Dušik ne reaguje sa sumporom, ugljenikom, fosforom, silicijumom i nekim drugim nemetalima.

5. Primanje:

U industriji azot se dobija iz vazduha. Da bi se to uradilo, vazduh se prvo hladi, ukapljuje, a tečni vazduh se destiluje (destiluje). Tačka ključanja dušika je nešto niža (–195,8 °C) od one druge komponente zraka, kisika (–182,9 °C), tako da dušik prvi ispari kada se tekući zrak pažljivo zagrije. Gasni azot se isporučuje potrošačima u komprimovanom obliku (150 atm. ili 15 MPa) u crnim bocama sa žutim natpisom „azot“. Čuvajte tečni azot u Dewarsu.

U laboratorijičisti ("hemijski") dušik se dobija dodavanjem, kada se zagrije, zasićene otopine amonijum hlorida NH 4 Cl čvrstom natrijum nitritu NaNO 2:

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

Također možete zagrijati čvrsti amonijum nitrit:

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

6. Aplikacija:

U industriji se dušični plin uglavnom koristi za proizvodnju amonijaka. Kao hemijski inertan gas, azot se koristi za obezbeđivanje inertnog okruženja u različitim hemijskim i metalurškim procesima, pri pumpanju zapaljivih tečnosti. Tečni dušik se široko koristi kao rashladno sredstvo, koristi se u medicini, posebno u kozmetologiji. Dušična đubriva su od velikog značaja za održavanje plodnosti zemljišta.

7. Biološka uloga

Dušik je element neophodan za postojanje životinja i biljaka, u čijem je sastavuproteini (16-18% po masi), aminokiseline, nukleinske kiseline, nukleoproteini, hlorofil, hemoglobin i dr. U sastavu živih ćelija po broju atoma dušika oko 2%, po masenom udjelu - oko 2,5% (četvrto mjesto nakon vodonika, ugljika i kisika). S tim u vezi, značajna količina vezanog dušika sadržana je u živim organizmima, "mrtvoj organskoj tvari" i raspršenim tvarima mora i oceana. Ova količina se procjenjuje na oko 1,9 · 10 11 tona. Kao rezultat procesa propadanja i razgradnje organske tvari koja sadrži dušik, podložni povoljnim faktorima okoliša, mogu se formirati prirodne naslage minerala koji sadrže dušik, na primjer, "čileanskišalitraN 2 → Li 3 N → NH 3

# 2. Napišite jednadžbe za reakciju interakcije dušika s kisikom, magnezijem i vodonikom. Za svaku reakciju napravite elektronsku ravnotežu, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.

br. 3. Jedan cilindar sadrži dušik, drugi kisik, a treći ugljični dioksid. Kako se ovi gasovi mogu razlikovati?

br. 4. Neki zapaljivi plinovi sadrže slobodni dušik kao nečistoću. Može li se dušikov oksid (II) formirati prilikom sagorijevanja takvih plinova u običnim plinskim pećima? Zašto?

MOBUSOSH # 2

Sažetak iz hemije na temu:

"Karakterizacija elemenata azotne podgrupe"

Pripremio: K.

Provjereno:

Agidel-2008

2.1.1 Svojstva dušika

2.1.2 Primjena dušika

2.2 Amonijak

2.2.1 Svojstva amonijaka

2.2.2 Upotreba amonijaka

2.2.3 Dušikovi oksidi

2.3 Dušična kiselina

2.3.3 Upotreba azotne kiseline i njenih soli

2.4 Fosfor

2.4.1 Jedinjenja fosfora

2.4.2 Primjena fosfora i njegovih spojeva

2.5 Mineralna đubriva

Književnost

1. Karakteristike elemenata azotne podgrupe

Azot je najvažnija komponenta atmosfere (78% njene zapremine). Prirodno se javlja u proteinima, u depozitima natrijum nitrata. Prirodni dušik se sastoji od dva izotopa: 14 N (99,635% po težini) i 15 N (0,365% po težini).

Fosfor je dio svih živih organizama. U prirodi se javlja u obliku minerala. Fosfor ima široku primenu u medicini, poljoprivredi, vazduhoplovstvu i u vađenju plemenitih metala.

Arsen, antimon i bizmut su široko rasprostranjeni, uglavnom u obliku sulfidnih ruda. Arsen je jedan od elemenata života koji potiče rast kose. Jedinjenja arsena su otrovna, ali u malim dozama mogu imati ljekovita svojstva. Arsen se koristi u humanoj i veterinarskoj medicini.

2. Struktura i karakteristike atoma

Članovi podgrupe na vanjskom elektrosloju imaju pet elektrona. Mogu ih odati, a mogu privući još tri elektrona k sebi iz drugih atoma. Stoga je njihovo oksidacijsko stanje od -3 do +5. Njihova hlapljiva jedinjenja vodonika i višeg kiseonika su kisele prirode i označavaju se opštim formulama: RH 3 i R 2 O 5.

Elementi podgrupe imaju nemetalna svojstva, a istovremeno je sposobnost privlačenja elektrona manja nego kod elemenata podgrupe halogena i kisika.

U podgrupi azota u periodnom sistemu, kada elementi idu odozgo prema dole, metalna svojstva se povećavaju.

Azot i fosfor su nemetali, arsen i antimon imaju svojstva metala, bizmut je metal.

Naziv supstance	Molecular Formula	Struktura	Fizička svojstva	Gustina, g / cm 3	Temperatura, o C
Nitrogen	N 2	Molekularno	Gas bez boje, mirisa, ukusa, rastvorljiv u vodi	0,81 (w)	plv		bale
					-210		-195,8
Fosfor bijeli	P 4	Tetraedarski molekul. Molekularna kristalna rešetka.	Tvrda meka tvar, bezbojna, slabo rastvorljiva u vodi, rastvorljiva u ugljen-sumporu	1,82	44 (pod vodom)		257
Arsen siva	Kao 4	Također.	Krhka kristalna supstanca sa metalom. sjaj na svježem prijelomu. Nerastvorljivo u vodi. Veoma slab provodnik struje	5,72	Sublimira, prelazi iz čvrstog u gasovito stanje (para) na 615 o S
Antimon	Sb 4	--	Srebrno-bijela kristalna supstanca, lomljiva, slabo provodi toplotu i elektricitet	6,68	630,5	1634
Bizmut	Bi n	Molekularni kristal u kojem je svaki atom vezan za tri susjedna.	Ružičasto-bijela, krhka kristalna supstanca koja izgleda kao metal, električna provodljivost je zanemarljiva	9,8	271,3	1550

Tabela svojstava jednostavnih supstanci elemenata azotne podgrupe.

2.1 Azot

Azot je početni i najvažniji element podgrupe. Azot je tipičan nemetalni element. Za razliku od ostalih elemenata podgrupe, dušik nema sposobnost povećanja svoje valencije. Elektronska struktura je predstavljena sa sedam elektrona koji se nalaze na dva energetska nivoa. Elektronska formula: 1s 2 2s 2 2p 3. Stanja oksidacije azota: - 3, + 5, -2, -1, + 1, + 2, + 3, + 4. Atom dušika ima visoku kemijsku aktivnost, veže elektrone aktivnije od atoma sumpora i fosfora.

2.1.1 Svojstva dušika

Azot u normalnim uslovima je molekularna, gasovita, neaktivna supstanca, molekul se sastoji od dva atoma; bezbojni gas, bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi, nešto lakši od vazduha, ne reaguje sa kiseonikom, na -196 o C se kompresuje, na - 210 o S pretvara se u masu nalik snegu.

Azot je hemijski neaktivan. Ne podržava disanje ili peckanje. Na sobnoj temperaturi reaguje samo sa litijumom, formirajući Li 3 N. Da bi se razbio molekul azota, potrebno je potrošiti 942 kJ/mol energije. Reakcije u koje dušik ulazi su redoks reakcije, gdje dušik ispoljava svojstva i oksidacijskog i redukcionog agensa.

Na povišenim temperaturama azot se kombinuje sa mnogim metalima, na sobnoj temperaturi - samo sa litijumom. Azot stupa u interakciju s nemetalima na još višoj temperaturi. Zahvaljujući tome moguć je život na našoj planeti, jer ako bi dušik reagirao na niskim temperaturama, reagirao bi sa kisikom, zajedno s kojim je dio zraka, a živa bića ne bi mogla udisati ovu mješavinu plinova.

2.1.2 Primjena dušika

Dušik u industriji se dobija iz vazduha korišćenjem razlike između tačaka ključanja azota i kiseonika.

Dušik se koristi u hemijskoj industriji za proizvodnju amonijaka, uree itd. u elektrotehnici pri izradi električnih lampi, pumpanju zapaljivih tečnosti, sušenju eksploziva itd.

2.2 Amonijak

Amonijak je jedan od najvažnijih vodonik azotnih spojeva. To je od velike praktične važnosti. Život na Zemlji mnogo duguje određenim bakterijama, koje mogu pretvoriti dušik iz zraka u amonijak.

2.2.1 Svojstva amonijaka

Molekula amonijaka nastaje uparivanje tri p-elektrona atoma dušika sa tri s-elektrona atoma vodika. Oksidacijsko stanje: - 3. Molekula amonijaka je jako polarna.

Amonijak je bezbojni plin oštrog mirisa, skoro dva puta lakši od zraka. Kada se ohladi na -33°C, skuplja se. Amonijak je visoko rastvorljiv u vodi.

Amonijak je kemijski aktivan spoj koji reagira s mnogim tvarima. Najčešće su to oksidacijske i složene reakcije. U redoks reakcijama amonijak djeluje samo kao redukcijsko sredstvo. Amonijak gori u kisiku, aktivno se spaja s vodom i kiselinama.

2.2.2 Upotreba amonijaka

Amonijak se koristi za proizvodnju dušične kiseline i mineralnih gnojiva, soli i sode koja sadrže dušik. U tečnom obliku koristi se u hlađenju. Amonijak se koristi u medicini za stvaranje amonijaka; u svakodnevnom životu kao dio sredstava za uklanjanje mrlja, kao i u hemijskim laboratorijama. Amonijumove soli se koriste za proizvodnju eksploziva, đubriva, električnih baterija, za obradu i zavarivanje metala.

2.2.3 Dušikovi oksidi

Za azot su poznati oksidi koji odgovaraju svim njegovim pozitivnim oksidacionim stanjima (+ 1, + 2, + 3, + 4, + 5): N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 O 5 . U normalnim uslovima, azot ne stupa u interakciju sa kiseonikom, samo kada električno pražnjenje prođe kroz njihovu mešavinu.

Tabela svojstava dušikovih oksida.

2.3 Dušična kiselina

2.3.1 Svojstva dušične kiseline

Molekul dušične kiseline HNO 3 sastoji se od tri elementa povezana kovalentnim vezama. To je molekularna tvar koja sadrži visoko oksidirani atom dušika. Međutim, valencija dušika u kiselini je četiri umjesto uobičajenog oksidacijskog stanja dušika.

Čista azotna kiselina je bezbojna tečnost koja dimi na vazduhu sa oštrim mirisom. Koncentrirana dušična kiselina je žute boje. Gustoća dušične kiseline je 1,51 g / cm 3, tačka ključanja je 86 ° C, a na temperaturi od 41,6 ° C stvrdne se u obliku prozirne kristalne mase. Kiselina se rastvara u vodi, a vodeni rastvor je elektrolit.

Razrijeđena dušična kiselina pokazuje svojstva zajednička svim kiselinama. To je jako oksidaciono sredstvo. Na sobnoj temperaturi kiselina se razlaže na dušikov oksid (IV), kiseonik i vodu, pa se čuva u tamnim bocama na hladan način. Reaguje sa metalima (osim zlata i platine), kako sa aktivnim tako i sa neaktivnim.

Mnogi nemetali se oksidiraju dušičnom kiselinom. Dušična kiselina, posebno koncentrirana, oksidira organske tvari. Životinjska i biljna tkiva se brzo uništavaju kada ih dušična kiselina pogodi.

2.3.2 Soli dušične kiseline i njihova svojstva

Soli dušične kiseline, nitrati, nastaju interakcijom kiseline s metalima, metalnim oksidima, bazama, amonijakom, a također i sa nekim solima.

Nitrati su čvrste kristalne supstance, lako rastvorljive u vodi, jaki elektroliti. Kada se zagriju, razlažu se s evolucijom kisika. Ima niz specifičnih svojstava kao oksidant. U zavisnosti od prirode metala, reakcija raspadanja se odvija na različite načine.

Kvalitativna reakcija na nitratni ion (otopine dušične kiseline i njenih soli) provodi se na sljedeći način: u epruvetu s ispitivanom tvari dodaju se bakrene strugotine, doda se koncentrat sumporne kiseline i zagrijava. Oslobađanje smeđeg gasa ukazuje na prisustvo nitratnog jona.

Jedinjenja dušika - nitrat, dušična kiselina, amonijak - bila su poznata mnogo prije nego što je dušik dobijen u slobodnom stanju. Godine 1772. D. Rutherford je, sagorijevanjem fosfora i drugih tvari u staklenom zvonu, pokazao da plin koji ostaje nakon sagorijevanja, a koji je nazvao "zagušljivim zrakom", ne podržava disanje i sagorijevanje. Godine 1787. A. Lavoisier je ustanovio da su "vitalni" i "zagušljivi" gasovi koji sačinjavaju vazduh jednostavne supstance, i predložio naziv "Azot". G. Cavendish je 1784. pokazao da je dušik dio salitre; odavde dolazi latinski naziv Azot (od kasnog latinskog nitrum - šalitra i grčkog gennao - rađam, proizvodim), koji je 1790. predložio J. A. Chaptal. Početkom 19. stoljeća razjašnjena je kemijska inertnost dušika u slobodnom stanju i njegova isključiva uloga u spojevima s drugim elementima kao vezanog dušika. Od tada je "vezivanje" azota u vazduhu postalo jedan od najvažnijih tehničkih problema hemije.

Rasprostranjenost dušika u prirodi. Azot je jedan od najzastupljenijih elemenata na Zemlji, a njegova glavna masa (oko 4 · 10 15 tona) je koncentrisana u slobodnom stanju u atmosferi. U vazduhu, slobodnog azota (u obliku N 2 molekula) iznosi 78,09% po zapremini (ili 75,6% po težini), ne računajući njegove manje nečistoće u obliku amonijaka i oksida. Prosječan sadržaj dušika u litosferi je 1,9 · 10 -3% po težini. Prirodna jedinjenja azota - amonijum hlorid NH 4 Cl i razni nitrati. Velike akumulacije salitre su karakteristične za suhu pustinjsku klimu (Čile, Centralna Azija). Dugo vremena nitrat je bio glavni dobavljač azota za industriju (sada je industrijska sinteza amonijaka iz azota vazduha i vodonika od velike važnosti za vezivanje azota). Male količine vezanog azota nalaze se u uglju (1-2,5%) i nafti (0,02-1,5%), kao iu vodama rijeka, mora i okeana. Azot se akumulira u zemljištu (0,1%) iu živim organizmima (0,3%).

Iako naziv "Azot" znači "ne održava život", on je zapravo bitan element za život. Proteini životinja i ljudi sadrže 16-17% dušika. U organizmima mesoždera, protein nastaje zbog utrošenih proteinskih supstanci prisutnih u organizmima biljojeda i u biljkama. Biljke sintetiziraju proteine ​​asimilirajući dušične tvari sadržane u tlu, uglavnom neorganske. To znači da količine dušika ulaze u tlo zbog mikroorganizama koji fiksiraju dušik i sposobni su da pretvore slobodni dušik u zraku u dušikove spojeve.

U prirodi se odvija ciklus dušika u kojem glavnu ulogu imaju mikroorganizmi - nitrificirajući, denitrofirajući, fiksirajući dušik i drugi. Međutim, kao rezultat ekstrakcije ogromne količine vezanog dušika iz tla od strane biljaka (posebno tokom intenzivne poljoprivrede), tla su osiromašena dušikom. Nedostatak dušika karakterističan je za poljoprivredu u gotovo svim zemljama, nedostatak dušika se uočava i u stočarstvu („proteinsko gladovanje“). Biljke se slabo razvijaju na zemljištima koja su siromašna dostupnim dušikom. Dušična đubriva i proteinska ishrana životinja su najvažnije sredstvo za unapređenje poljoprivrede. Ljudska ekonomska aktivnost remeti ciklus azota. Dakle, sagorijevanje goriva obogaćuje atmosferu dušikom, a biljke đubriva vezuju dušik iz zraka. Prijevoz gnojiva i poljoprivrednih proizvoda redistribuira dušik na površinu zemlje. Azot je četvrti najzastupljeniji element u Sunčevom sistemu (posle vodonika, helijuma i kiseonika).

Izotopi dušika, atom i molekula. Prirodni dušik se sastoji od dva stabilna izotopa: 14 N (99,635%) i 15 N (0,365%). Izotop 15 N koristi se u hemijskim i biohemijskim istraživanjima kao označeni atom. Od umjetnih radioaktivnih izotopa dušika, 13 N ima najduži poluživot (T ½ = 10,08 min), ostali su vrlo kratkog vijeka. U gornjim slojevima atmosfere, pod dejstvom neutrona kosmičkog zračenja, 14 N se pretvara u radioaktivni izotop ugljenika 14 C. Ovaj proces se takođe koristi u nuklearnim reakcijama za dobijanje 14 C. Vanjski elektronski omotač atoma dušika sastoji se od 5 elektrona (jedan usamljeni par i tri nesparena - konfiguracija 2s 2 2p 3. Najčešće je dušik u jedinjenjima 3-kovalentan zbog nesparenih elektrona (kao u amonijaku NH 3). Prisustvo usamljenog para elektrona može dovesti do formiranja druge kovalentne veze i azot postaje 4-kovalentan (kao u amonijum jonu NH 4). Stanja oksidacije azota variraju od +5 (u N 2 O 5) do -3 (u NH 3). U normalnim uslovima , u slobodnom stanju, azot formira molekulu N 2, gde su atomi N povezani sa tri kovalentne veze stabilan: energija njegove disocijacije na atome je 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), dakle, čak i pri t oko 3300°C, stepen disocijacije azota je samo oko 0,1%.

Fizička svojstva dušika. Dušik je nešto lakši od vazduha; gustina 1,2506 kg / m 3 (na 0 °C i 101325 n / m 2 ili 760 mm Hg), tačka topljenja -209,86 °C, temperatura bale -195,8 °C. Dušik se teško ukapljuje: njegova kritična temperatura je prilično niska (-147,1 °C), a kritični pritisak je visok 3,39 MN / m 2 (34,6 kgf / cm 2); gustina tečnog dušika 808 kg / m 3. Dušik je manje rastvorljiv u vodi od kiseonika: na 0°C, 23,3 g azota se otapa u 1 m 3 H 2 O. Bolje od vode, dušik je rastvorljiv u nekim ugljovodonicima.

Hemijska svojstva dušika. Samo sa takvim aktivnim metalima kao što su litijum, kalcijum, magnezijum, dušik stupa u interakciju kada se zagrije na relativno niske temperature. Azot reaguje sa većinom drugih elemenata na visokim temperaturama iu prisustvu katalizatora. Jedinjenja azota sa kiseonikom N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 i N 2 O 5 su dobro proučena. Od njih, prilikom direktne interakcije elemenata (4000°C), nastaje oksid NO, koji se nakon hlađenja dalje lako oksidira u oksid (IV) NO 2. U zraku se tijekom atmosferskih pražnjenja stvaraju dušikovi oksidi. Mogu se dobiti i djelovanjem jonizujućeg zračenja na mješavinu dušika i kisika. Kada se otopi u vodi anhidridi dušika N 2 O 3 i dušika N 2 O 5, dobivaju se azotna kiselina HNO 2 i dušična kiselina HNO 3, formirajući soli - nitrite i nitrate. Azot se spaja sa vodonikom samo na visokim temperaturama i u prisustvu katalizatora, formirajući tako amonijak NH 3. Osim amonijaka, poznata su i brojna druga dušično-vodonička jedinjenja, na primjer, hidrazin H 2 N-NH 2, diimid HN = NH, hidrazojeva kiselina HN 3 (H-N = N≡N), oktazon N 8 H 14 i drugi; većina jedinjenja azota sa vodonikom izoluje se samo u obliku organskih derivata. Dušik ne stupa u direktnu interakciju s halogenima, stoga se svi dušikovi halogenidi dobivaju samo indirektno, na primjer, dušikov fluorid NF 3 - kada fluor interagira s amonijakom. Po pravilu, dušikovi halogenidi su niskostabilna jedinjenja (sa izuzetkom NF 3); stabilniji azotni oksihalogenidi - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F i NO 2 Cl. Ni dušik se ne spaja direktno sa sumporom; azotni sumpor N 4 S 4 nastaje reakcijom tekućeg sumpora sa amonijakom. Kada vrući koks stupi u interakciju s dušikom, nastaje cijanogen (CN) 2. Zagrevanjem azota sa acetilenom C 2 H 2 do 1500°C može se dobiti cijanovodonik HCN. Interakcija dušika s metalima na visokim temperaturama dovodi do stvaranja nitrida (npr. Mg 3 N 2).

Pod dejstvom električnih pražnjenja na obični azot [pritisak 130-270 n/m 2 (1-2 mm Hg)] ili pri razgradnji nitrida B, Ti, Mg i Ca, kao i pri električnim pražnjenjima u vazduhu, može se formirati aktivni dušik, koji je mješavina molekula dušika i atoma sa povećanom rezervom energije. Za razliku od molekularnog dušika, aktivni dušik vrlo snažno djeluje s kisikom, vodonikom, sumpornim parama, fosforom i nekim metalima.

Azot je dio mnogih važnih organskih jedinjenja (amini, aminokiseline, nitrojedinjenja i dr.).

Dobivanje azota. Azot se u laboratoriji lako može dobiti zagrevanjem koncentrovanog rastvora amonijum nitrita: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Tehnička metoda za proizvodnju azota zasniva se na odvajanju prethodno ukapljenog vazduha koji se zatim destilovan.

Primjena dušika. Glavni deo ekstrahovanog slobodnog azota koristi se za industrijsku proizvodnju amonijaka, koji se zatim u značajnim količinama prerađuje u azotnu kiselinu, đubriva, eksplozive itd. Pored direktne sinteze amonijaka iz elemenata, razvijena je cijanamidna metoda u 1905 je od industrijskog značaja za vezivanje azota za vazduh.na osnovu činjenice da na 1000°C kalcijum karbid (dobije se zagrevanjem mešavine kreča i uglja u električnoj peći) reaguje sa slobodnim azotom: CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C. Rezultirajući kalcijum cijanamid se razlaže oslobađanjem amonijaka: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3.

Slobodni azot se koristi u mnogim industrijama: kao inertni medij u raznim hemijskim i metalurškim procesima, za popunjavanje slobodnog prostora u živinim termometrima, pri pumpanju zapaljivih tečnosti itd. Tečni azot se koristi u raznim rashladnim postrojenjima. Skladišti se i transportuje u čeličnim Dewar posudama, komprimirani dušikov plin - u bocama. Mnoga jedinjenja dušika se široko koriste. Proizvodnja vezanog dušika počela je naglo da se razvija nakon 1. svjetskog rata i sada je dostigla ogromne razmjere.

Azot u tijelu... Dušik je jedan od glavnih biogenih elemenata koji čine najvažnije supstance živih ćelija – proteine ​​i nukleinske kiseline. Međutim, količina dušika u tijelu je mala (1-3% na bazi suve težine). Molekularni dušik u atmosferi može asimilirati samo nekoliko mikroorganizama i plavo-zelenih algi.

Značajne rezerve dušika koncentrisane su u tlu u obliku raznih mineralnih (amonijeve soli, nitrati) i organskih spojeva (azot bjelančevina, nukleinske kiseline i produkti njihovog raspada, odnosno ostaci biljaka i životinja koji se još nisu potpuno razgradili) . Biljke asimiliraju dušik iz tla i u obliku neorganskih i nekih organskih jedinjenja. U prirodnim uslovima veliki značaj za ishranu biljaka imaju zemljišni mikroorganizmi (amonifikatori), koji mineralizuju organski azot zemljišta u amonijumove soli. Nitratni dušik u tlu nastaje kao rezultat vitalne aktivnosti nitrificirajućih bakterija koje je otkrio S. N. Vinogradskii 1890. godine, a koje oksidiraju amonijak i amonijeve soli u nitrate. Dio nitratnog dušika koji asimiliraju mikroorganizmi i biljke se gubi, pretvarajući se u molekularni dušik pod djelovanjem denitrifikujućih bakterija. Biljke i mikroorganizmi dobro asimiliraju i amonijum i nitratni dušik, reducirajući potonji u amonijak i amonijeve soli. Mikroorganizmi i biljke aktivno pretvaraju neorganski amonijum dušik u organska jedinjenja dušika - amide (asparagin i glutamin) i aminokiseline. Kao što su pokazali D. N. Pryanishnikov i V. S. Butkevich, dušik u biljkama se skladišti i transportuje u obliku asparagina i glutamina. Prilikom stvaranja ovih amida, amonijak se čini bezopasnim, čije su visoke koncentracije otrovne ne samo za životinje, već i za biljke. Amidi se nalaze u mnogim proteinima u mikroorganizmima i biljkama, kao iu životinjama. Sinteza glutamina i asparagina enzimskom amidacijom glutamvične i asparaginske kiseline se odvija ne samo u mikroorganizmima i biljkama, već u određenim granicama i kod životinja.

Aminokiseline se sintetiziraju reduktivnom aminacijom niza aldehidnih kiselina i keto kiselina koje nastaju oksidacijom ugljikohidrata ili enzimskom transaminacijom. Krajnji produkti asimilacije amonijaka od strane mikroorganizama i biljaka su proteini koji su dio protoplazme i jezgra stanica, kao i deponovani u obliku proteina za skladištenje. Životinje i ljudi mogu sintetizirati aminokiseline samo u ograničenoj mjeri. Ne mogu sintetizirati osam esencijalnih aminokiselina (valin, izoleucin, leucin, fenilalanin, triptofan, metionin, treonin, lizin), pa su im glavni izvor dušika proteini koji se unose hranom, odnosno, u konačnici, biljni proteini i mikroorganizmi.

Proteini u svim organizmima prolaze kroz enzimsku degradaciju, čiji su krajnji proizvodi aminokiseline. U sljedećoj fazi, kao rezultat deaminacije, organski dušik aminokiselina ponovo se pretvara u neorganski amonijum dušik. U mikroorganizmima, a posebno u biljkama, amonijum dušik se može koristiti za novu sintezu amida i aminokiselina. Kod životinja se neutralizacija amonijaka koji nastaje pri razgradnji proteina i nukleinskih kiselina vrši sintezom mokraćne kiseline (kod gmizavaca i ptica) ili ureje (kod sisara, uključujući i čovjeka), koje se potom izlučuju iz organizma. Sa stajališta razmjene dušika, biljke, s jedne strane, i životinje (i ljudi), s druge strane, razlikuju se po tome što se kod životinja iskorištavanje nastalog amonijaka provodi samo u slaboj mjeri - većina uklanja se iz tijela; kod biljaka je razmjena dušika „zatvorena“ – dušik koji je ušao u biljku vraća se u tlo samo zajedno sa samom biljkom.

Nitrogen- element 2. perioda V A-grupe periodnog sistema, redni broj 7. Elektronska formula atoma [2 He] 2s 2 2p 3, karakteristična oksidaciona stanja su 0, -3, +3 i + 5, rjeđe +2 i +4 i drugo stanje N v se smatra relativno stabilnim.

Skala oksidacije dušika:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 - N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Dušik ima visoku elektronegativnost (3,07), treću iza F i O. Pokazuje tipična nemetalna (kisela) svojstva, pri čemu formira različite kiseline, soli i binarna jedinjenja koje sadrže kiseonik, kao i amonijum kation NH 4 i njegove soli .

U prirodi - sedamnaesti po hemijskom obilju elementa (deveti među nemetalima). Vitalni element za sve organizme.

N 2

Jednostavna supstanca. Sastoji se od nepolarnih molekula sa vrlo stabilnom ˚σππ-vezom N≡N, što objašnjava hemijsku inertnost elementa u normalnim uslovima.

Gas bez boje, mirisa i ukusa koji se kondenzuje u bezbojnu tečnost (za razliku od O 2).

Glavni sastojak vazduha je 78,09% po zapremini, 75,52% po masi. Azot isključuje iz tekućeg zraka ranije nego kisik. Slabo je rastvorljiv u vodi (15,4 ml / 1 L H 2 O na 20 ˚C), rastvorljivost azota je manja od rastvorljivosti kiseonika.

Na sobnoj temperaturi, N 2 reaguje sa fluorom i, u vrlo maloj meri, sa kiseonikom:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reverzibilna reakcija proizvodnje amonijaka odvija se na temperaturi od 200˚C, pod pritiskom do 350 atm i uvek u prisustvu katalizatora (Fe, F 2 O 3, FeO, u laboratoriji na Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

U skladu sa Le Chatelierovim principom, povećanje prinosa amonijaka treba da se dogodi sa povećanjem pritiska i smanjenjem temperature. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je vrlo niska, pa se proces odvija na 450-500 ˚C, čime se postiže 15% prinos amonijaka. Nereagirani N 2 i H 2 se recikliraju u reaktor i na taj način povećavaju brzinu reakcije.

Dušik je hemijski pasivan prema kiselinama i alkalijama i ne podržava sagorevanje.

Primanje v industrija- frakciona destilacija tečnog vazduha ili uklanjanje kiseonika iz vazduha hemijskim putem, na primer, reakcijom 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zagrevanju. U tim slučajevima se dobija azot koji sadrži i primese plemenitih gasova (uglavnom argona).

U laboratoriju se male količine kemijski čistog dušika mogu dobiti reakcijom kontaminacije uz umjereno zagrijavanje:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

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

Koristi se za sintezu amonijaka. Dušična kiselina i drugi proizvodi koji sadrže dušik kao inertni medij za hemijske i metalurške procese i skladištenje zapaljivih materija.

NH 3

Binarno jedinjenje, oksidaciono stanje azota je - 3. Bezbojni gas sa oštrim karakterističnim mirisom. Molekul ima strukturu nepotpunog tetraedra [: N (H) 3] (sp 3 -hibridizacija). Prisutnost donorskog para elektrona u molekuli NH 3 u dušiku u sp 3 -hibridnoj orbitali određuje karakterističnu reakciju dodavanja vodikovog katjona, sa stvaranjem kationa. amonijum NH 4. Ukapljuje se pod viškom pritiska na sobnoj temperaturi. U tekućem stanju je povezan zbog vodoničnih veza. Termički nestabilan. Dobro rastvoriti u vodi (više od 700 l / 1 l H 2 O na 20˚C); udio u zasićenom rastvoru je 34% po težini i 99% po zapremini, pH = 11,8.

Visoko reaktivan, sklon reakcijama adicije. Gori u kiseoniku, reaguje sa kiselinama. Pokazuje redukciona (zbog N -3) i oksidirajuća (zbog H +1) svojstva. Sušeno samo sa kalcijum oksidom.

Kvalitativne reakcije - stvaranje bijelog "dima" u dodiru s plinovitom HCl, pocrnjenje komada papira navlaženog otopinom Hg 2 (NO3) 2.

Intermedijarni proizvod u sintezi HNO 3 i amonijum soli. Koristi se u proizvodnji sode, azotnih đubriva, boja, eksploziva; tečni amonijak je rashladno sredstvo. Otrovno.
Jednačine najvažnijih reakcija:

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) bijeli "dim"
4NH 3 + 3O 2 (vazduh) = 2N 2 + 6 H 2 O (sagorevanje)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, kat.Pt / Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (sobna temperatura, pritisak)
Primanje. V laboratorije- istiskivanje amonijaka iz amonijevih soli kada se zagrije sa soda vapnom: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ili ključanje vodene otopine amonijaka nakon čega slijedi sušenje plina.
U industriji amonijak se dobija iz azota sa vodonikom. Proizveden u industriji ili u tečnom obliku ili u obliku koncentrirane vodene otopine pod tehničkim nazivom amonijačna voda.

Amonijak hidratNH 3 * H 2 O. Intermolekularno jedinjenje. Bijeli, u kristalnoj rešetki se nalaze molekuli NH 3 i H 2 O vezani slabom vodikovom vezom. Prisutan u vodenom rastvoru amonijaka, slaba baza (produkti disocijacije - NH 4 kation i OH anjon). Amonijum kation ima pravilnu tetraedarsku strukturu (sp 3 -hibridizacija). Termički nestabilan, potpuno se raspada kada se otopina prokuha. Neutralisan jakim kiselinama. Pokazuje redukciona svojstva (zbog N -3) u koncentrovanom rastvoru. Ulazi u reakciju jonske izmjene i kompleksiranja.

Kvalitativna reakcija- stvaranje bijelog "dima" pri kontaktu sa gasovitim HCl. Koristi se za stvaranje blago alkalne sredine u rastvoru, tokom taloženja amfoternih hidroksida.
1 M rastvor amonijaka sadrži uglavnom NH 3 * H 2 O hidrat i samo 0,4% jona NH 4 OH (zbog disocijacije hidrata); tako, jonski "amonijum hidroksid NH 4 OH" praktično nije sadržan u rastvoru, a takvog jedinjenja nema u čvrstom hidratu.
Jednačine najvažnijih reakcija:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (kupanje sa NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (razd.) = NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Često se naziva i razrijeđena otopina amonijaka (3-10%) amonijak(ime su izmislili alhemičari), a koncentrirani rastvor (18,5 - 25%) je rastvor amonijaka (proizveden u industriji).

Oksidi dušika

Azot monoksidNO

Oksid koji ne stvara soli. Bezbojni gas. Radikal, sadrži kovalentnu σπ-vezu (N꞊O), u čvrstom stanju je N 2 O 2 dimer sa N-N vezom. Izuzetno termički stabilan. Osetljiv na kiseonik u vazduhu (postaje smeđi). Slabo je rastvorljiv u vodi i ne reaguje sa njom. Hemijski pasivan prema kiselinama i alkalijama. Reaguje sa metalima i nemetalima kada se zagreva. visoko reaktivna mješavina NO i NO 2 ("dušišni plinovi"). Intermedijer u sintezi dušične kiseline.
Jednačine najvažnijih reakcija:
2NO + O 2 (gas) = ​​2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (crveno) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reakcije na mješavine NO i NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (razd.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Primanje v industrija: oksidacija amonijaka kiseonikom na katalizatoru, in laboratorije- interakcija razrijeđene dušične kiseline sa redukcijskim agensima:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
ili smanjenje nitrata:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dušikov dioksidNO 2

Kiseli oksid, konvencionalno odgovara dvema kiselinama - HNO 2 i HNO 3 (kiselina za N 4 ne postoji). Smeđi gas, monomer NO 2 na sobnoj temperaturi, na hladnom, tečni bezbojni dimer N 2 O 4 (dizot tetroksid). Potpuno reaguje sa vodom, alkalijama. Vrlo jak oksidant, korozivan za metale. Koristi se za sintezu azotne kiseline i bezvodnih nitrata, kao oksidaciono sredstvo za raketno gorivo, prečistač ulja od sumpora i katalizator za oksidaciju organskih jedinjenja. Otrovno.
Jednadžba najvažnijih reakcija:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (na hladnom)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (dil.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (kat.Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Primanje: v industrija - oksidacija NO sa atmosferskim kiseonikom, in laboratorije- interakcija koncentrirane dušične kiseline sa redukcijskim agensima:
6HNO 3 (konc., horizontalno) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., horizontalno) + P (crveno) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., vruće) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Dinitrogen oksidN 2 O

Bezbojni gas prijatnog mirisa ("gas za smejanje"), N꞊N꞊O, formalno oksidaciono stanje azota je +1, slabo rastvorljiv u vodi. Podržava sagorevanje grafita i magnezijuma:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Dobijeno termičkom razgradnjom amonijum nitrata:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
koristi se u medicini kao anestetik.

Dinitrogen trioksidN 2 O 3

Na niskim temperaturama, plava tečnost, ON꞊NO 2, formalno stanje oksidacije azota +3. Na 20 ˚C razlaže se za 90% u mješavinu bezbojnog NO i smeđeg NO 2 („dušišni plinovi“, industrijski dim – „lisičji rep“). N 2 O 3 je kiseli oksid, na hladnom sa vodom stvara HNO 2, kada se zagrije drugačije reaguje:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Sa alkalijama daje soli HNO 2, na primjer NaNO 2.
Dobija se interakcijom NO sa O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ili sa NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
uz jako hlađenje. "Dušitni plinovi" i opasni po okoliš, djeluju kao katalizatori za uništavanje ozonskog omotača atmosfere.

Dinitrogen pentoksid N 2 O 5

Bezbojan, čvrst, O 2 N - O - NO 2, oksidaciono stanje azota je +5. Na sobnoj temperaturi se razlaže na NO 2 i O 2 za 10 sati. Reaguje sa vodom i alkalijama kao kiseli oksid:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Primljeno dehidracijom dimljene dušične kiseline:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
ili oksidacija NO 2 ozonom na -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitriti i nitrati

Kalijum nitritKNO 2 ... Bijela, higroskopna. Topi se bez raspadanja. Otporan na suv vazduh. Da se vrlo dobro rastvori u vodi (formirajući bezbojni rastvor), hidrolizovan anjonom. Tipično oksidaciono i redukciono sredstvo u kiseloj sredini, reaguje veoma sporo u alkalnoj sredini. Ulazi u reakcije jonske izmjene. Kvalitativne reakcije za jon NO 2 - promjena boje ljubičaste otopine MnO 4 i pojava crnog taloga pri dodavanju jona I. Koristi se u proizvodnji boja, kao analitički reagens za aminokiseline i jodide, sastavni dio fotografskih reagensa.
jednadžba najvažnijih reakcija:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (konc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (razd.) + O 2 (plin) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (filol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (zas.) + NH 4 + (zas.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (crna) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (prošireno) + Ag + = AgNO 2 (svijetložuto) ↓
Primanje vindustrija- obnavljanje kalijum nitrata u procesima:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (spužva) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kalijum KNO 3
Tehnički naziv potaša, ili indijanac sol , salitra. Bijela, topi se bez raspadanja daljim zagrijavanjem se raspada. Otporan na vazduh. Dobro otopiti u vodi (sa visokom endo-efekat, = -36 kJ), nema hidrolize. Jak oksidant tokom fuzije (zbog oslobađanja atomskog kiseonika). U rastvoru se redukuje samo atomskim vodonikom (u kiseloj sredini u KNO 2, u alkalnoj u NH 3). Koristi se u proizvodnji stakla kao konzervans za hranu, sastavni dio pirotehničkih smjesa i mineralnih đubriva.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

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

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

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (sagorevanje)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Primanje: u industriji
4KOH (vruće) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

iu laboratoriji:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓

Sadržaj članka

NITROGEN, N (azot), hemijski element (na broju 7) VA podgrupe periodnog sistema elemenata. Zemljina atmosfera sadrži 78% (vol.) dušika. Da bismo pokazali koliko su velike te rezerve azota, zapazimo da postoji toliko azota u atmosferi iznad svakog kvadratnog kilometra zemljine površine da do 50 miliona tona natrijum nitrata ili 10 miliona tona amonijaka (jedinjenje azota) sa vodonikom) se može dobiti iz njega, a ipak to čini mali dio dušika sadržanog u zemljinoj kori. Postojanje slobodnog dušika ukazuje na njegovu inertnost i poteškoće u interakciji s drugim elementima na uobičajenim temperaturama. Vezani dušik je dio i organske i neorganske tvari. Flora i fauna sadrže dušik vezan za ugljik i kisik u proteinima. Osim toga, poznata su anorganska jedinjenja koja sadrže dušik i mogu se dobiti u velikim količinama, kao što su nitrati (NO 3 -), nitriti (NO 2 -), cijanidi (CN -), nitridi (N 3–) i azidi (N 3 - ).

Istorijat.

Eksperimenti A. Lavoisier-a, posvećeni proučavanju uloge atmosfere u održavanju života i procesa sagorevanja, potvrdili su postojanje relativno inertne supstance u atmosferi. Pošto nije uspeo da utvrdi elementarnu prirodu gasa preostalog nakon sagorevanja, Lavoisier ga je nazvao azot, što na starogrčkom znači "beživotni". Godine 1772. D. Rutherford iz Edinburga je ustanovio da je ovaj gas element i nazvao ga "štetnim vazduhom". Latinski naziv za dušik dolazi od grčkih riječi nitron i gen, što znači formiranje šalitre.

Fiksacija dušika i ciklus dušika.

Termin "fiksacija dušika" označava proces fiksiranja atmosferskog dušika N 2. U prirodi se to može dogoditi na dva načina: ili mahunarke, kao što su grašak, djetelina i soja, nakupljaju kvržice na svom korijenu, u kojima ga bakterije koje fiksiraju dušik pretvaraju u nitrate, ili se atmosferski dušik oksidira kisikom u uvjetima munje. pražnjenje. S. Arrhenius je otkrio da se na ovaj način godišnje fiksira do 400 miliona tona azota. U atmosferi, dušikovi oksidi se spajaju s kišnicom i stvaraju dušičnu i dušičnu kiselinu. Osim toga, utvrđeno je da je sa kišom i snijegom cca. 6700 g dušika; dospevši u tlo, pretvaraju se u nitrite i nitrate. Biljke koriste nitrate za formiranje biljnih proteina. Životinje, hraneći se ovim biljkama, asimiliraju proteinske supstance biljaka i pretvaraju ih u životinjske proteine. Nakon uginuća životinja i biljaka dolazi do njihovog raspadanja, dušikovi spojevi se pretvaraju u amonijak. Amonijak se koristi na dva načina: bakterije koje ne stvaraju nitrate ga razlažu na elemente, oslobađajući dušik i vodik, a druge bakterije iz njega stvaraju nitrite koje druge bakterije oksidiraju u nitrate. Dakle, ciklus azota se dešava u prirodi, ili ciklus azota.

Struktura jezgra i elektronske ljuske.

U prirodi postoje dva stabilna izotopa dušika: masenog broja 14 (sadrži 7 protona i 7 neutrona) i masenog broja 15 (sadrži 7 protona i 8 neutrona). Njihov odnos je 99,635:0,365, tako da je atomska masa azota 14,008. Nestabilni izotopi dušika 12 N, 13 N, 16 N, 17 N dobiveni su umjetnim putem. Šematski, elektronska struktura atoma dušika je sljedeća: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z jedan . Posljedično, na vanjskoj (drugoj) elektronskoj ljusci nalazi se 5 elektrona, koji mogu sudjelovati u formiranju kemijskih veza; azotne orbitale mogu prihvatiti i elektrone, tj. moguće je formiranje spojeva sa oksidacionim stanjem od (–III) do (V), a oni su poznati.

Molekularni azot.

Iz definicija gustine gasa ustanovljeno je da je molekul azota dvoatomski, tj. molekulska formula dušika je Nê N (ili N 2). Dva atoma dušika imaju tri vanjska 2 str-elektroni svakog atoma formiraju trostruku vezu: N ::: N:, formirajući elektronske parove. Izmjerena međuatomska N – N udaljenost je 1,095 Å. Kao iu slučaju vodonika ( cm... VODIK), postoje molekule dušika s različitim nuklearnim spinovima - simetričnim i antisimetričnim. Na normalnim temperaturama, omjer simetričnih i antisimetričnih oblika je 2:1. Poznate su dvije modifikacije dušika u čvrstom stanju: a- kubni i b- heksagonalni s prijelaznom temperaturom a ® b–237,39 ° C. Modifikacija b topi se na -209,96 °C i ključa na -195,78 °C na 1 atm ( cm... tab. jedan).

Energija disocijacije mola (28,016 g ili 6,023X 10 23 molekula) molekularnog dušika u atome (N 2 2N) je približno –225 kcal. Stoga se atomski dušik može formirati tijekom tihog električnog pražnjenja i kemijski je aktivniji od molekularnog dušika.

Prijem i prijava.

Način dobijanja elementarnog azota zavisi od zahtevane čistoće. Azot se dobija u velikim količinama za sintezu amonijaka, dok su male primese plemenitih gasova dozvoljene.

Azot iz atmosfere.

Ekonomski gledano, oslobađanje dušika iz atmosfere je posljedica jeftinosti metode ukapljivanja pročišćenog zraka (uklanjaju se vodena para, CO 2, prašina i druge nečistoće). Uzastopni ciklusi kompresije, hlađenja i ekspanzije takvog zraka dovode do njegovog ukapljivanja. Tečni zrak se podvrgava frakcijskoj destilaciji sa polaganim porastom temperature. Prvo se oslobađaju plemeniti plinovi, zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Prečišćavanje se postiže višestrukim procesima frakcionisanja. Ova metoda proizvodi više miliona tona dušika godišnje, uglavnom za sintezu amonijaka, koji je sirovina u tehnologiji za proizvodnju različitih spojeva koji sadrže dušik za industriju i poljoprivredu. Osim toga, pročišćena atmosfera dušika se često koristi kada je prisustvo kisika neprihvatljivo.

Laboratorijske metode.

Male količine dušika mogu se dobiti u laboratoriju na različite načine, oksidacijom amonijaka ili amonijum jona, na primjer:

Proces oksidacije amonijum jona nitrit ionom je vrlo pogodan:

Poznate su i druge metode - razlaganje azida zagrijavanjem, razlaganje amonijaka bakar (II) oksidom, interakcija nitrita sa sulfamskom kiselinom ili ureom:

Tokom katalitičke razgradnje amonijaka na visokim temperaturama može se dobiti i azot:

Fizička svojstva.

Neka fizička svojstva dušika data su u tabeli. jedan.

Tabela 1. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA DUHOTA
Gustina, g / cm 3	0,808 (tečnost)
Tačka topljenja, °C	–209,96
Tačka ključanja, °C	–195,8
Kritična temperatura, °C	–147,1
Kritični pritisak, atm a	33,5
Kritična gustina, g/cm 3 a	0,311
Specifična toplota, J / (molChK)	14,56 (15 °C)
Paulingova elektronegativnost	3
Kovalentni radijus,	0,74
Kristalni radijus,	1,4 (M 3–)
Potencijal jonizacije, V b
prvo	14,54
sekunda	29,60
a Temperatura i pritisak pri kojima su gustine tečnog i gasovitog azota iste. b Količina energije potrebna za uklanjanje prvog vanjskog i sljedećih elektrona, po 1 molu atomskog dušika.

Hemijska svojstva.

Kao što je već napomenuto, dominantna osobina azota u normalnim uslovima temperature i pritiska je njegova inertnost, odnosno niska hemijska aktivnost. Elektronska struktura dušika sadrži elektronski par za 2 s-nivo i tri do pola popunjena 2 R-orbitale, pa jedan atom dušika ne može vezati više od četiri druga atoma, tj. njegov koordinacijski broj je četiri. Mala veličina atoma također ograničava broj atoma ili grupa atoma koji se mogu povezati s njim. Prema tome, mnoga jedinjenja drugih članova VA podgrupe ili uopšte nemaju analoga među jedinjenjima azota, ili su analogna jedinjenja azota nestabilna. Dakle, PCl 5 je stabilno jedinjenje, dok NCl 5 ne postoji. Atom dušika se može vezati za drugi atom dušika, formirajući nekoliko prilično stabilnih spojeva, kao što su hidrazin N 2 H 4 i metalni azidi MN 3. Ova vrsta veze je neobična za hemijske elemente (sa izuzetkom ugljenika i silicijuma). Na povišenim temperaturama, azot reaguje sa mnogim metalima i formira delimično ionske nitride M x N y... U ovim jedinjenjima dušik je negativno nabijen. Table 2 prikazuje oksidaciona stanja i primjere odgovarajućih spojeva.

Nitridi.

Jedinjenja dušika s više elektropozitivnih elemenata, metali i nemetali - nitridi - slični su karbidima i hidridima. Mogu se podijeliti, ovisno o prirodi M – N veze, na jonske, kovalentne i sa srednjim tipom veze. U pravilu su to kristalne tvari.

Jonski nitridi.

Veza u ovim jedinjenjima uključuje prijenos elektrona s metala na dušik uz formiranje jona N 3–. Ovi nitridi uključuju Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 i Cu 3 N 2. Osim litijuma, drugi alkalni metali IA ne čine nitridnu podgrupu. Jonski nitridi imaju visoke tačke topljenja i reaguju sa vodom stvarajući NH 3 i hidrokside metala.

Kovalentni nitridi.

Kada dušikovi elektroni sudjeluju u stvaranju veze zajedno s elektronima drugog elementa bez njihovog prijenosa s dušika na drugi atom, nastaju nitridi s kovalentnom vezom. Nitridi vodonika (npr. amonijak i hidrazin) su potpuno kovalentni, kao i dušikovi halogenidi (NF 3 i NCl 3). Kovalentni nitridi uključuju, na primjer, Si 3 N 4, P 3 N 5 i BN - visoko stabilne bijele tvari, a BN ima dvije alotropne modifikacije: heksagonalnu i dijamantu. Potonji se formira pri visokim pritiscima i temperaturama i ima tvrdoću blisku tvrdoći dijamanta.

Nitridi sa srednjim tipom veze.

Prijelazni elementi reagiraju s NH 3 na visokim temperaturama i formiraju neobičnu klasu spojeva u kojima su atomi dušika raspoređeni između pravilno raspoređenih atoma metala. Nema jasnog pomaka elektrona u ovim jedinjenjima. Primjeri takvih nitrida su Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Ova jedinjenja su generalno potpuno inertna i imaju dobru električnu provodljivost.

Vodikova jedinjenja azota.

Azot i vodonik u interakciji formiraju spojeve koji nejasno podsjećaju na ugljovodonike. Stabilnost vodikovog dušika opada s povećanjem broja atoma dušika u lancu, za razliku od ugljovodonika, koji su stabilni i u dugim lancima. Najvažniji nitridi vodonika su amonijak NH 3 i hidrazin N 2 H 4. Oni također uključuju hidrazojsku kiselinu HNNN (HN 3).

Amonijak NH3.

Amonijak je jedan od najvažnijih industrijskih proizvoda moderne privrede. Krajem 20. vijeka. SAD je proizveo cca. 13 miliona tona amonijaka godišnje (u smislu bezvodnog amonijaka).

Struktura molekula.

Molekul NH 3 ima gotovo piramidalnu strukturu. Vezni ugao H – N – H je 107°, što je blizu tetraedarskog ugla od 109°. Nepodijeljeni elektronski par je ekvivalentan spojenoj grupi; kao rezultat toga, koordinacijski broj dušika je 4, a dušik se nalazi u centru tetraedra.

Svojstva amonijaka.

Neka fizička svojstva amonijaka u poređenju sa vodom data su u tabeli. 3.

Tačke ključanja i topljenja amonijaka su mnogo niže od onih u vodi, uprkos bliskosti molekulskih masa i sličnosti molekularne strukture. To je zbog relativno veće čvrstoće međumolekulskih veza u vodi nego u amonijaku (ova međumolekularna veza se naziva vodonik).

Amonijak kao rastvarač.

Visoka dielektrična konstanta i dipolni moment tečnog amonijaka čine ga pogodnim za upotrebu kao rastvarač za polarne ili jonske neorganske supstance. Rastvarač amonijaka je srednji između vode i organskih rastvarača kao što je etil alkohol. Alkalni i zemnoalkalni metali se otapaju u amonijaku, formirajući tamnoplave otopine. Može se pretpostaviti da se solvatacija i ionizacija valentnih elektrona događa u otopini prema shemi

Plava je povezana sa solvatacijom i kretanjem elektrona, ili sa mobilnošću "rupa" u tečnosti. Pri visokoj koncentraciji natrijuma u tekućem amonijaku, otopina poprima brončanu boju i ima visoku električnu provodljivost. Nevezani alkalni metali mogu se dobiti iz takve otopine isparavanjem amonijaka ili dodatkom natrijum hlorida. Otopine metala u amonijaku su dobra redukciona sredstva. Autojonizacija se javlja u tečnom amonijaku

sličan procesu koji se odvija u vodi:

Neka hemijska svojstva oba sistema su upoređena u tabeli. 4.

Tečni amonijak kao otapalo je povoljan u nekim slučajevima kada je nemoguće provesti reakcije u vodi zbog brze interakcije komponenti s vodom (na primjer, oksidacija i redukcija). Na primjer, u tekućem amonijaku, kalcij reagira s KCl i formira CaCl 2 i K, budući da je CaCl 2 nerastvorljiv u tekućem amonijaku, a K je rastvorljiv i reakcija se odvija u potpunosti. U vodi je takva reakcija nemoguća zbog brze interakcije Ca s vodom.

Dobivanje amonijaka.

Plinoviti NH 3 oslobađa se iz amonijevih soli pod djelovanjem jake baze, na primjer, NaOH:

Metoda je primenljiva u laboratorijskim uslovima. Proizvodnja amonijaka malog obima se takođe zasniva na hidrolizi nitrida, na primer Mg 3 N 2, sa vodom. Kalcijum cijanamid CaCN 2, kada je u interakciji sa vodom, takođe formira amonijak. Glavna industrijska metoda za proizvodnju amonijaka je njegova katalitička sinteza iz atmosferskog dušika i vodika na visokim temperaturama i pritiscima:

Vodik za ovu sintezu se dobija termičkim krekovanjem ugljovodonika, delovanjem vodene pare na ugalj ili gvožđe, razlaganjem alkohola vodenom parom ili elektrolizom vode. Pribavljeni su mnogi patenti za sintezu amonijaka, koji se razlikuju u uslovima procesa (temperatura, pritisak, katalizator). Postoji način industrijske proizvodnje termičkom destilacijom uglja. Imena F. Gabera i K. Boscha vezuju se za tehnološki razvoj sinteze amonijaka.

Tabela 4. POREĐENJE REAKCIJA U VODENIM I AMONIJAKOVIM MEDIJIMA
Vodeno okruženje	Okolina amonijaka
Neutralizacija
OH - + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3
Hidroliza (protoliza)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl -	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl -
Zamjena
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Rešenje (kompleksiranje)
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl -	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl -
Amfoteričnost
Zn 2+ + 2OH - Zn (OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 - Zn (NH 2) 2
Zn (OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn (NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn (OH) 2 + 2OH - Zn (OH) 4 2–	Zn (NH 2) 2 + 2NH 2 - Zn (NH 2) 4 2–

Hemijska svojstva amonijaka.

Pored reakcija navedenih u tabeli. 4, amonijak reaguje sa vodom i formira jedinjenje NH 3 CH H 2 O, za koje se često pogrešno misli da je amonijum hidroksid NH 4 OH; u stvari, postojanje NH 4 OH u rastvoru nije dokazano. Vodeni rastvor amonijaka ("amonijak") sastoji se uglavnom od NH 3, H 2 O i malih koncentracija NH 4 + i OH - jona koji nastaju tokom disocijacije

Glavni karakter amonijaka objašnjava se prisustvom usamljenog elektronskog para azota: NH 3. Dakle, NH 3 je Lewisova baza, koja ima veću nukleofilnu aktivnost, koja se manifestuje u obliku asocijacije sa protonom, ili jezgrom atoma vodika:

Svaki ion ili molekul sposoban da prihvati elektronski par (elektrofilno jedinjenje) će reagovati sa NH 3 i formirati koordinaciono jedinjenje. Na primjer:

Simbol M n+ predstavlja ion prelaznog metala (B-podgrupe periodnog sistema, na primer, Cu 2+, Mn 2+, itd.). Bilo koja protonska kiselina (tj. koja sadrži H) reaguje sa amonijakom u vodenom rastvoru i formira amonijumove soli kao što su amonijum nitrat NH 4 NO 3, amonijum hlorid NH 4 Cl, amonijum sulfat (NH 4) 2 SO 4, fosfat amonijum (NH 4) 3 PO 4. Ove soli se široko koriste u poljoprivredi kao gnojiva za unošenje dušika u tlo. Amonijum nitrat se takođe koristi kao jeftin eksploziv; prvo je korišteno sa loživim uljem (dizel uljem). Vodeni rastvor amonijaka koristi se direktno za unošenje u tlo ili sa vodom za navodnjavanje. Urea NH 2 CONH 2, dobijena sintezom iz amonijaka i ugljičnog dioksida, također je gnojivo. Plinoviti amonijak reagira s metalima kao što su Na i K da bi formirali amide:

Amonijak reaguje sa hidridima i nitridima da bi formirao amide:

Amidi alkalnih metala (npr. NaNH 2) reaguju sa N 2 O kada se zagrevaju i formiraju azide:

Plinoviti NH 3 reducira okside teških metala u metale na visokim temperaturama, očito zbog vodika koji nastaje kao rezultat razgradnje amonijaka na N 2 i H 2:

Atomi vodika u molekuli NH 3 mogu se zamijeniti halogenom. Jod reaguje sa koncentrovanim rastvorom NH 3 da bi se formirala smeša koja sadrži NI 3. Ova supstanca je vrlo nestabilna i eksplodira pri najmanjem mehaničkom udaru. Kada NH 3 reaguje sa Cl 2, nastaju hloramini NCl 3, NHCl 2 i NH 2 Cl. Kada je amonijak izložen natrijevom hipokloritu NaOCl (nastalom od NaOH i Cl 2), konačni proizvod je hidrazin:

Hidrazin.

Navedene reakcije predstavljaju metodu za dobijanje hidrazin monohidrata sastava N 2 H 4 CH H 2 O. Bezvodni hidrazin nastaje specijalnom destilacijom monohidrata sa BaO ili drugim dehidrirajućim supstancama. Po svojstvima, hidrazin malo podsjeća na vodikov peroksid H 2 O 2. Čisti bezvodni hidrazin je bezbojna higroskopna tečnost koja ključa na 113,5°C; dobro rastvorljiv u vodi, formirajući slabu bazu

U kiseloj sredini (H+) hidrazin formira rastvorljive hidrazonijeve soli tipa +X-. Lakoća s kojom hidrazin i neki od njegovih derivata (na primjer, metilhidrazin) reagiraju s kisikom omogućava mu da se koristi kao komponenta tekućeg pogonskog goriva. Hidrazin i svi njegovi derivati ​​su vrlo toksični.

Oksidi dušika.

U jedinjenjima sa kiseonikom, azot ispoljava sva oksidaciona stanja, formirajući okside: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Malo je podataka o stvaranju dušikovih peroksida (NO 3, NO 4). 2HNO 2. Čisti N 2 O 3 može se dobiti kao plava tečnost na niskim temperaturama (-20

Na sobnoj temperaturi, NO 2 je tamno smeđi gas koji ima magnetna svojstva zbog prisustva nesparenog elektrona. Na temperaturama ispod 0°C, molekula NO2 dimerizira u dizot-tetroksid, a na –9,3°C dimerizacija se odvija u potpunosti: 2NO 2 N 2 O 4. U tečnom stanju samo 1% NO 2 je nedimerizovano, a na 100°C ostaje u obliku dimera od 10% N 2 O 4.

NO 2 (ili N 2 O 4) reaguje u toploj vodi i formira azotnu kiselinu: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Tehnologija NO 2 je stoga vrlo važna kao međufaza u proizvodnji industrijsko važnog proizvoda - dušične kiseline.

dušikov oksid (V)

N 2 O 5 ( zastarjelo... anhidrid azotne kiseline) - bijela kristalna tvar, dobivena dehidracijom dušične kiseline u prisustvu fosfornog oksida P 4 O 10:

2MX + H 2 N 2 O 2. Isparavanjem otopine nastaje bijeli eksploziv pretpostavljene strukture H – O – N = N – O – H.

Dušična kiselina

HNO 2 ne postoji u svom čistom obliku, međutim, vodeni rastvori njegove niske koncentracije nastaju kada se sumporna kiselina doda barijum nitritu:

Dušična kiselina takođe nastaje rastvaranjem ekvimolarne mešavine NO i NO 2 (ili N 2 O 3) u vodi. Dušična kiselina je nešto jača od sirćetne kiseline. Oksidacijsko stanje dušika u njemu je +3 (struktura mu je H – O – N = O); može biti i oksidacijski i redukcijski agens. Pod djelovanjem redukcijskih sredstava obično se reducira u NO, a u interakciji s oksidansima oksidira u dušičnu kiselinu.

Brzina rastvaranja nekih supstanci, na primjer metala ili jodid-jona, u dušičnoj kiselini ovisi o koncentraciji azotne kiseline prisutne kao nečistoće. Soli azotne kiseline - nitriti - su lako rastvorljive u vodi, osim srebrovog nitrita. NaNO 2 se koristi u proizvodnji boja.

Azotna kiselina

HNO 3 je jedan od najvažnijih anorganskih proizvoda glavne hemijske industrije. Koristi se u tehnologijama mnogih drugih neorganskih i organskih supstanci, na primjer, eksploziva, gnojiva, polimera i vlakana, boja, farmaceutskih proizvoda itd.

književnost:

Azotchikov priručnik... M., 1969
B.V. Nekrasov Osnove opšte hemije... M., 1973
Problemi sa fiksacijom dušika. Neorganska i fizička hemija... M., 1982



Povratak