Nitrogen: ciri-ciri, sifat kimia, sifat fisik, senyawa, tempat di alam. Gas nitrogen

Properti elemen V-A subgrup

Elemen	Nitrogen N	Fosfor R	Arsenik Sebagai	Antimon Sb	Bismut Dua
Properti
Nomor seri elemen	7	15	33	51	83
Relatif massa atom	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Titik lebur, C 0	-210	44,1 (putih)	817 (4MPa)	631	271
Titik didih, C 0	-196	280 (putih)	613	1380	1560
Massa jenis g/cm 3	0,96 (padat)	1,82 (putih)	5,72	6,68	9,80
Keadaan oksidasi	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Struktur atom unsur kimia

Nama bahan kimia elemen	Diagram struktur atom	Struktur elektronik tingkat energi terakhir	Rumus oksida yang lebih tinggi R 2 O 5	Rumus senyawa hidrogen yang mudah menguap RH 3
1. Nitrogen	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N2O5	NH3
2. Fosfor	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P2O5	PH 3
3. Arsenik	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As2O5	abu3
4. Antimon	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb2O5	SbH 3
5. Bismut	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi2O5	BiH 3

Kehadiran tiga elektron tidak berpasangan pada tingkat energi terluar menjelaskan bahwa dalam keadaan normal dan tidak tereksitasi, valensi unsur-unsur subkelompok nitrogen adalah tiga.

Atom-atom unsur subkelompok nitrogen (kecuali nitrogen - tingkat terluar nitrogen hanya terdiri dari dua subtingkat - 2s dan 2p) memiliki sel-sel kosong subtingkat d pada tingkat energi terluar, sehingga mereka dapat menguapkan satu elektron dari s -sublevel dan transfer ke sublevel d. Jadi, valensi fosfor, arsenik, antimon, dan bismut adalah 5.

Unsur golongan nitrogen membentuk senyawa dengan komposisi RH 3 dengan hidrogen, dan oksida jenis R 2 O 3 dan R 2 O 5 dengan oksigen. Oksida berhubungan dengan asam HRO 2 dan HRO 3 (dan asam orto H 3 PO 4, kecuali nitrogen).

Bilangan oksidasi tertinggi unsur-unsur ini adalah +5, dan bilangan oksidasi terendah adalah -3.

Karena muatan inti atom meningkat, jumlah elektron per tingkat eksternal terus-menerus, jumlah tingkat energi dalam atom meningkat dan jari-jari atom meningkat dari nitrogen ke bismut, daya tarik elektron negatif ke inti positif melemah dan kemampuan melepaskan elektron meningkat, dan akibatnya, pada subkelompok nitrogen, dengan meningkatnya nomor atom, sifat non-logam berkurang, dan sifat logam meningkat.

Nitrogen adalah non-logam, bismut adalah logam. Dari nitrogen menjadi bismut, kekuatan senyawa RH3 menurun, dan kekuatan senyawa oksigen meningkat.

Yang paling penting di antara unsur-unsur subkelompok nitrogen adalah nitrogen dan fosfor .

Nitrogen, sifat fisik dan kimia, persiapan dan aplikasi

1. Nitrogen adalah unsur kimia

T +7) 2) 5

1 detik 2 2 detik 2 2 hal 3 tingkat eksternal yang belum selesai, P -elemen, bukan logam

Ar(N)=14

2. Kemungkinan keadaan oksidasi

Karena adanya tiga elektron tidak berpasangan, nitrogen sangat aktif dan hanya ditemukan dalam bentuk senyawa. Nitrogen menunjukkan bilangan oksidasi dalam senyawa dari “-3” hingga “+5”

3. Nitrogen adalah zat sederhana, struktur molekul, properti fisik

Nitrogen (dari bahasa Yunani ἀ ζωτος - tak bernyawa, lat. Nitrogenium), alih-alih nama sebelumnya (“phlogisticated”, “mephitic” dan “manja” air) yang diusulkan di 1787 Antoine Lavoisier . Seperti ditunjukkan di atas, pada saat itu telah diketahui bahwa nitrogen tidak mendukung pembakaran maupun respirasi. Properti ini dianggap yang paling penting. Meskipun belakangan diketahui bahwa nitrogen, sebaliknya, sangat penting bagi semua makhluk hidup, nama tersebut tetap dipertahankan dalam bahasa Prancis dan Rusia.

nomor 2 – ikatan kovalen nonpolar, rangkap tiga (σ, 2π), kisi kristal molekul

Kesimpulan:

1. Reaktivitas rendah pada suhu normal

2. Gas, tidak berwarna, tidak berbau, lebih ringan dari udara

Tn ( B udara)/ Tn ( N 2 ) = 29/28

4. Sifat kimia nitrogen

N – zat pengoksidasi (0 → -3)	N – zat pereduksi (0 → +5)
1. Dengan logam nitrida terbentuk MX Ny - saat dipanaskan dengan mg dan alkali tanah dan basa: 3С a + N 2= Ca 3 N 2 (pada t) - c Li di kamar kt Nitrida terurai oleh air Ca 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. Dengan hidrogen 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (kondisi - T, p, kat)	N 2 + O 2 ↔ 2 TIDAK – Q (pada t= 2000 C) Nitrogen tidak bereaksi dengan belerang, karbon, fosfor, silikon dan beberapa non-logam lainnya.

5. Tanda terima:

Di industri nitrogen diperoleh dari udara. Untuk melakukan ini, udara terlebih dahulu didinginkan, dicairkan, dan udara cair didistilasi. Nitrogen memiliki titik didih yang sedikit lebih rendah (–195,8°C) dibandingkan komponen udara lainnya, oksigen (–182,9°C), sehingga ketika udara cair dipanaskan perlahan, nitrogen akan menguap terlebih dahulu. Gas nitrogen disuplai ke konsumen dalam bentuk terkompresi (150 atm atau 15 MPa) dalam silinder hitam dengan tulisan “nitrogen” berwarna kuning. Simpan nitrogen cair dalam labu Dewar.

Di laboratoriumnitrogen murni (“kimiawi”) diperoleh dengan menambahkan larutan jenuh amonium klorida NH 4 Cl ke padatan natrium nitrit NaNO 2 ketika dipanaskan:

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

Anda juga dapat memanaskan amonium nitrit padat:

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

6. Aplikasi:

Dalam industri, gas nitrogen digunakan terutama untuk memproduksi amonia. Sebagai gas yang secara kimia inert, nitrogen digunakan untuk menyediakan lingkungan inert dalam berbagai proses kimia dan metalurgi, saat memompa cairan yang mudah terbakar. Nitrogen cair banyak digunakan sebagai zat pendingin, digunakan dalam pengobatan, terutama tata rias. Pupuk mineral nitrogen penting dalam menjaga kesuburan tanah.

7. Peran biologis

Nitrogen adalah elemen yang diperlukan untuk keberadaan hewan dan tumbuhan; itu adalah bagian dariprotein (16-18% berat), asam amino, asam nukleat, nukleoprotein, klorofil, hemoglobin dll. Dalam komposisi sel hidup, jumlah atom nitrogen sekitar 2%, dan fraksi massa sekitar 2,5% (tempat keempat setelah hidrogen, karbon dan oksigen). Dalam hal ini, sejumlah besar nitrogen terfiksasi terkandung dalam organisme hidup, “bahan organik mati” dan materi yang tersebar di laut dan samudera. Jumlah ini diperkirakan sekitar 1,9 · 10 11 ton Sebagai akibat dari proses pembusukan dan penguraian bahan organik yang mengandung nitrogen, tergantung pada faktor-faktor yang menguntungkan lingkungan, endapan mineral alami yang mengandung nitrogen dapat terbentuk, misalnya, “Chili sendawaN 2 → Li 3 N → NH 3

No.2. Tuliskan persamaan reaksi nitrogen dengan oksigen, magnesium, dan hidrogen. Untuk setiap reaksi, buatlah keseimbangan elektronik, tunjukkan zat pengoksidasi dan zat pereduksi.

Nomor 3. Satu silinder berisi gas nitrogen, silinder lainnya berisi oksigen, dan silinder ketiga berisi karbon dioksida. Bagaimana cara membedakan gas-gas tersebut?

Nomor 4. Beberapa gas yang mudah terbakar mengandung nitrogen bebas sebagai pengotor. Bisakah pembakaran gas-gas tersebut terjadi secara biasa kompor gas oksida nitrat (II) terbentuk. Mengapa?

MOBUSOSH No.2

Abstrak kimia dengan topik:

“Karakteristik unsur-unsur subkelompok nitrogen”

Disiapkan oleh: Nasertdinov K.

Diperiksa:

Agidel-2008

2.1.1 Sifat nitrogen

2.1.2 Penerapan nitrogen

2.2 Amonia

2.2.1 Sifat amonia

2.2.2 Penerapan amonia

2.2.3 Nitrogen oksida

2.3 Asam nitrat

2.3.3 Penggunaan asam nitrat dan garamnya

2.4 Fosfor

2.4.1 Senyawa fosfor

2.4.2 Penerapan fosfor dan senyawanya

2.5 Pupuk mineral

literatur

1. Ciri-ciri unsur subkelompok nitrogen

Nitrogen adalah yang paling penting komponen atmosfer (78% volumenya). Di alam, ditemukan dalam protein, dalam endapan natrium nitrat. Nitrogen alami terdiri dari dua isotop: 14 N (99,635% massa) dan 15 N (0,365% massa).

Fosfor adalah bagian dari semua organisme hidup. Terjadi di alam dalam bentuk mineral. Fosfor banyak digunakan dalam pengobatan, pertanian, penerbangan, dalam ekstraksi logam mulia.

Arsenik, antimon dan bismut tersebar luas, terutama dalam bentuk bijih sulfida. Arsenik adalah salah satu elemen kehidupan yang mendorong pertumbuhan rambut. Senyawa arsenik beracun, tetapi dalam dosis kecil dapat menimbulkan racun sifat obat. Arsenik digunakan dalam pengobatan dan kedokteran hewan.

2. Struktur dan ciri-ciri atom

Unsur subkelompok pada lapisan listrik terluar memiliki lima elektron. Mereka dapat melepaskannya, dan mereka dapat menarik tiga elektron lagi dari atom lain. Oleh karena itu, bilangan oksidasinya adalah dari -3 hingga +5. Hidrogen yang mudah menguap dan senyawa oksigen yang lebih tinggi bersifat asam dan diberi nama rumus umum: RH 3 dan R 2 O 5.

Unsur-unsur subkelompok memiliki sifat non-logam, dan pada saat yang sama kemampuan untuk menarik elektron lebih kecil dibandingkan dengan unsur-unsur subkelompok halogen dan oksigen.

Dalam subkelompok nitrogen dalam tabel periodik, sifat logam meningkat ketika unsur berpindah dari atas ke bawah.

Nitrogen dan fosfor adalah non-logam, arsenik dan antimon menunjukkan sifat logam, dan bismut adalah logam.

Nama zat	Formula molekul	Struktur	Properti fisik	Kepadatan, g/cm 3	Suhu, sekitar C
Nitrogen	nomor 2	Molekuler	Gas tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa, larut dalam air	0,81 (w)	tolong		bal
					-210		-195,8
Fosfor berwarna putih	hal 4	Molekul tetrahedral. Kisi kristal molekul.	Padat lunak, tidak berwarna, sedikit larut dalam air, larut dalam karbon belerang	1,82	44 (bawah air)		257
Abu-abu arsenik	Sebagai 4	Sama.	Zat kristal rapuh dengan logam. bersinar di istirahat baru. Tidak larut dalam air. Penghantar listrik yang sangat lemah	5,72	Menyublim, berpindah dari padat menjadi gas (uap) pada suhu 615 o C
Antimon	hal 4	--	Zat kristal berwarna putih keperakan, rapuh, penghantar panas dan listrik yang buruk	6,68	630,5	1634
Bismut	Tempat sampah	Kristal molekuler yang setiap atomnya terikat pada tiga atom tetangganya.	Zat kristal berwarna merah muda-putih, rapuh, menyerupai logam, konduktivitas listrik dapat diabaikan	9,8	271,3	1550

Tabel sifat-sifat zat sederhana dari unsur subkelompok nitrogen.

2.1 Nitrogen

Nitrogen adalah elemen awal dan terpenting dari subkelompok. Nitrogen adalah unsur non-logam yang khas. Tidak seperti unsur subkelompok lainnya, nitrogen tidak memiliki kemampuan untuk meningkatkan valensinya. Struktur elektronik diwakili oleh tujuh elektron yang terletak pada dua tingkat energi. Rumus elektronik: 1s 2 2s 2 2p 3. Derajat oksidasi nitrogen: - 3,+5,-2,-1,+1,+2,+3,+4. Atom nitrogen memiliki aktivitas kimia yang tinggi, ia mengikat elektron lebih aktif daripada atom belerang dan fosfor.

2.1.1 Sifat nitrogen

Nitrogen di kondisi normal- zat molekuler, gas, aktif rendah, molekulnya terdiri dari dua atom; gas tidak berwarna, tidak berbau, sedikit larut dalam air, sedikit lebih ringan dari udara, tidak bereaksi dengan oksigen, pada -196 o C terkompresi, pada -210 o C berubah menjadi massa seperti salju.

Nitrogen secara kimia tidak aktif. Itu tidak mendukung pernapasan atau pembakaran. Pada suhu kamar, ia hanya bereaksi dengan litium, membentuk Li 3 N. Untuk memecah molekul nitrogen, energi harus dikeluarkan sebesar 942 kJ/mol. Reaksi yang memasukkan nitrogen adalah redoks, di mana nitrogen menunjukkan sifat-sifat zat pengoksidasi dan zat pereduksi.

Pada suhu tinggi, nitrogen bergabung dengan banyak logam, pada suhu kamar - hanya dengan litium. Nitrogen berinteraksi dengan non-logam pada suhu yang lebih tinggi. Berkat ini, kehidupan di planet kita menjadi mungkin, karena jika nitrogen bereaksi pada suhu rendah, ia akan bereaksi dengan oksigen, yang merupakan bagian dari udara, dan makhluk hidup tidak akan dapat menghirup campuran gas tersebut.

2.1.2 Penerapan nitrogen

Nitrogen dalam industri diperoleh dari udara dengan menggunakan perbedaan titik didih nitrogen dan oksigen.

Nitrogen digunakan dalam industri kimia untuk menghasilkan amonia, urea, dll.; di bidang teknik elektro saat membuat lampu listrik, memompa cairan yang mudah terbakar, mengeringkan bahan peledak, dll.

2.2 Amonia

Amonia adalah salah satu senyawa hidrogen terpenting dari nitrogen. Ini sangat penting secara praktis. Kehidupan di Bumi berhutang banyak pada bakteri tertentu yang dapat mengubah nitrogen di atmosfer menjadi amonia.

2.2.1 Sifat amonia

Molekul amonia dibentuk dengan memasangkan tiga elektron p atom nitrogen dengan tiga elektron s atom hidrogen. Keadaan oksidasi: - 3. Molekul amonia sangat polar.

Amonia adalah gas tidak berwarna dengan bau menyengat, hampir dua kali lebih ringan dari udara. Ketika didinginkan hingga -33 o C, ia berkontraksi. Amonia sangat larut dalam air.

Amonia adalah senyawa kimia aktif yang bereaksi dengan banyak zat. Paling sering ini adalah reaksi oksidasi dan senyawa. Dalam reaksi redoks, amonia hanya bertindak sebagai zat pereduksi. Amonia terbakar dalam oksigen dan bergabung secara aktif dengan air dan asam.

2.2.2 Penerapan amonia

Amonia digunakan untuk menghasilkan asam nitrat dan mengandung nitrogen pupuk mineral, garam, soda. Dalam bentuk cair, digunakan dalam pendinginan. Amonia digunakan dalam pengobatan untuk membuat amonia; dalam kehidupan sehari-hari sebagai bagian dari penghilang noda, serta di laboratorium kimia. Garam amonium digunakan untuk produksi bahan peledak, pupuk, baterai listrik, dan untuk pemrosesan dan pengelasan logam.

2.2.3 Nitrogen oksida

Untuk nitrogen, oksida diketahui sesuai dengan semua bilangan oksidasi positifnya (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 HAI 5 . Dalam kondisi normal, nitrogen tidak berinteraksi dengan oksigen, hanya ketika pelepasan listrik dilewatkan melalui campurannya.

Tabel sifat nitrogen oksida.

2.3 Asam nitrat

2.3.1 Sifat asam nitrat

Molekul asam nitrat HNO 3 terdiri dari tiga unsur yang dihubungkan satu sama lain melalui ikatan kovalen. Ini adalah zat molekuler yang mengandung atom nitrogen yang sangat teroksidasi. Namun, valensi nitrogen dalam asam adalah empat, bukan bilangan oksidasi nitrogen biasa.

Asam nitrat murni adalah cairan tidak berwarna, berasap di udara, dan berbau menyengat. Asam nitrat pekat berwarna kuning. Massa jenis asam nitrat adalah 1,51 g/cm 3, titik didih 86 o C, dan pada suhu 41,6 o C membeku dalam bentuk massa kristal transparan. Asam larut dalam air dan larutan berair merupakan elektrolit.

Asam nitrat encer menunjukkan sifat-sifat yang umum untuk semua asam. Ini adalah zat pengoksidasi kuat. Pada suhu kamar, asam terurai menjadi oksida nitrat (IV), oksigen dan air, sehingga disimpan dalam botol gelap di tempat sejuk. Bereaksi dengan logam (kecuali emas dan platinum), baik aktif maupun tidak aktif.

Banyak nonlogam dioksidasi oleh asam nitrat. Asam nitrat, terutama asam pekat, mengoksidasi zat organik. Jaringan hewan dan tumbuhan cepat rusak bila terkena asam nitrat.

2.3.2 Garam asam nitrat dan sifat-sifatnya

Garam asam nitrat, nitrat, terbentuk ketika asam bereaksi dengan logam, oksida logam, basa, amonia, dan juga dengan beberapa garam.

Nitrat adalah padatan kristal yang larut dengan baik dalam air. elektrolit kuat. Ketika dipanaskan, mereka terurai dan melepaskan oksigen. Ia memiliki sejumlah sifat spesifik sebagai zat pengoksidasi. Tergantung pada sifat logamnya, reaksi penguraian berlangsung secara berbeda.

Reaksi kualitatif terhadap ion nitrat (larutan asam nitrat dan garamnya) dilakukan sebagai berikut: serutan tembaga ditambahkan ke tabung reaksi dengan zat uji, konsentrat asam sulfat ditambahkan dan dipanaskan. Pelepasan gas berwarna coklat menunjukkan adanya ion nitrat.

Senyawa nitrogen - sendawa, asam nitrat, amonia - telah dikenal jauh sebelum nitrogen diperoleh dalam keadaan bebas. Pada tahun 1772, D. Rutherford, dengan membakar fosfor dan zat lain dalam bel kaca, menunjukkan bahwa gas yang tersisa setelah pembakaran, yang disebutnya “udara yang menyesakkan”, tidak mendukung respirasi dan pembakaran. Pada tahun 1787, A. Lavoisier menetapkan bahwa gas “vital” dan “sesak napas” yang menyusun udara adalah zat sederhana, dan mengusulkan nama “Nitrogen”. Pada tahun 1784, G. Cavendish menunjukkan bahwa Nitrogen adalah bagian dari sendawa; Dari sinilah nama latin Nitrogen berasal (dari bahasa Latin Akhir nitrum - sendawa dan bahasa Yunani gennao - saya melahirkan, saya menghasilkan), diusulkan pada tahun 1790 oleh J. A. Chaptal. Pada awal abad ke-19, kelembaman kimiawi Nitrogen dalam keadaan bebas dan perannya yang luar biasa dalam senyawa dengan unsur lain sebagai nitrogen terikat telah dijelaskan. Sejak itu, “pengikatan” nitrogen dari udara telah menjadi salah satu masalah teknis kimia yang paling penting.

Distribusi Nitrogen di alam. Nitrogen adalah salah satu unsur paling umum di Bumi, dan sebagian besarnya (sekitar 4·10 15 ton) terkonsentrasi dalam keadaan bebas di atmosfer. Di udara, Nitrogen bebas (dalam bentuk molekul N2) berjumlah 78,09% volume (atau 75,6% massa), belum termasuk pengotor kecilnya dalam bentuk amonia dan oksida. Kandungan nitrogen rata-rata di litosfer adalah 1,9·10 -3% massa. Senyawa nitrogen alami adalah amonium klorida NH 4 Cl dan berbagai nitrat. Akumulasi sendawa dalam jumlah besar merupakan ciri khas iklim gurun kering (Chili, Asia Tengah). Untuk waktu yang lama nitrat adalah pemasok utama Nitrogen untuk industri (sekarang sintesis industri amonia dari Nitrogen di udara dan hidrogen merupakan hal yang sangat penting untuk mengikat Nitrogen). Nitrogen terikat dalam jumlah kecil ditemukan di batu bara (1-2,5%) dan minyak (0,02-1,5%), serta di perairan sungai, laut, dan samudera. Nitrogen terakumulasi di tanah (0,1%) dan organisme hidup (0,3%).

Meskipun nama "Nitrogen" berarti "tidak menopang kehidupan", sebenarnya ia merupakan elemen penting bagi kehidupan. Protein hewani dan manusia mengandung 16-17% Nitrogen. Pada organisme hewan karnivora, protein terbentuk karena konsumsi zat protein yang terdapat pada organisme hewan herbivora dan tumbuhan. Tumbuhan mensintesis protein dengan mengasimilasi zat nitrogen yang terkandung di dalam tanah, terutama zat anorganik. Artinya sejumlah Nitrogen masuk ke dalam tanah berkat mikroorganisme pengikat nitrogen yang mampu mengubah Nitrogen bebas dari udara menjadi senyawa Nitrogen.

Di alam, siklus Nitrogen terjadi, di mana peran utama dimainkan oleh mikroorganisme - nitrofik, denitrofi, pengikat nitrogen, dan lain-lain. Namun, sebagai akibat dari ekstraksi sejumlah besar Nitrogen yang terikat dari tanah oleh tanaman (terutama selama pertanian intensif), tanah menjadi kekurangan Nitrogen. Defisiensi nitrogen umum terjadi pada pertanian di hampir semua negara, defisiensi nitrogen juga terjadi pada peternakan (“kelaparan protein”). Pada tanah yang miskin nitrogen, tanaman tidak akan berkembang dengan baik. Pupuk nitrogen dan pemberian protein pada hewan merupakan cara paling penting untuk meningkatkan pertanian. Aktivitas ekonomi manusia mengganggu siklus nitrogen. Dengan demikian, pembakaran bahan bakar memperkaya atmosfer dengan Nitrogen, dan pabrik-pabrik yang memproduksi pupuk mengikat Nitrogen dari udara. Transportasi pupuk dan produk pertanian mendistribusikan kembali Nitrogen ke permukaan bumi. Nitrogen adalah unsur paling melimpah keempat di tata surya (setelah hidrogen, helium, dan oksigen).

Isotop, atom dan molekul Nitrogen. Nitrogen Alam terdiri dari dua isotop stabil: 14 N (99,635%) dan 15 N (0,365%). Isotop 15N digunakan dalam penelitian kimia dan biokimia sebagai atom berlabel. Dari isotop radioaktif buatan Nitrogen periode terpanjang memiliki waktu paruh 13 N (T ½ = 10,08 menit), sisanya berumur sangat pendek. Di lapisan atas atmosfer, di bawah pengaruh neutron dari radiasi kosmik, 14 N berubah menjadi isotop karbon radioaktif 14 C. Proses ini juga digunakan dalam reaksi nuklir untuk mendapatkan 14 C. Kulit elektron terluar atom Nitrogen terdiri dari 5 elektron (satu pasangan elektron bebas dan tiga tidak berpasangan - konfigurasi 2s 2 2p 3. Paling sering, Nitrogen dalam senyawa bersifat 3-kovalen karena elektron tidak berpasangan (seperti pada amonia NH 3). Kehadiran pasangan elektron bebas dapat menyebabkan pembentukan ikatan kovalen lain, dan Nitrogen menjadi 4-kovalen (seperti pada ion amonium NH 4). Bilangan oksidasi Nitrogen berubah dari +5 (dalam N 2 O 5) hingga -3 (dalam NH 3) dalam kondisi normal dalam keadaan bebas, Nitrogen membentuk molekul N 2, dimana atom N dihubungkan oleh tiga ikatan kovalen. Molekul Nitrogen sangat stabil: energi disosiasinya menjadi atom adalah 942,9 kJ/mol (225,2 kkal/mol), oleh karena itu, bahkan pada t sekitar 0,3300°C derajat disosiasi nitrogen hanya sekitar 0,1%.

Sifat fisik Nitrogen. Nitrogen sedikit lebih ringan dari udara; kepadatan 1,2506 kg/m 3 (pada 0°C dan 101325 n/m 2 atau 760 mm Hg), titik leleh -209,86°C, titik didih -195,8°C. Nitrogen sulit mencair: suhu kritisnya cukup rendah (-147,1 ° C) dan tekanan kritisnya tinggi 3,39 Mn/m 2 (34,6 kgf/cm 2); massa jenis nitrogen cair adalah 808 kg/m3. Dalam air, Nitrogen kurang larut dibandingkan oksigen: pada 0°C, 23,3 g Nitrogen larut dalam 1 m 3 H 2 O. Nitrogen larut dalam beberapa hidrokarbon lebih baik daripada air.

Sifat kimia Nitrogen. Nitrogen hanya berinteraksi dengan logam aktif seperti litium, kalsium, magnesium ketika dipanaskan hingga suhu yang relatif rendah. Nitrogen bereaksi dengan sebagian besar unsur lainnya pada suhu tinggi dan dengan adanya katalis. Senyawa nitrogen dengan oksigen N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 dan N 2 O 5 telah dipelajari dengan baik. Dari sini, melalui interaksi langsung unsur-unsur (4000°C), NO oksida terbentuk, yang jika didinginkan, mudah teroksidasi lebih lanjut menjadi oksida (IV) NO 2. Nitrogen oksida terbentuk di udara ketika pembuangan atmosfer. Mereka juga dapat diperoleh dengan bekerja pada campuran Nitrogen dan oksigen radiasi pengion. Ketika anhidrida nitrat N 2 O 3 dan nitrat N 2 O 5 dilarutkan dalam air, masing-masing diperoleh asam nitrat HNO 2 dan asam nitrat HNO 3, membentuk garam - nitrit dan nitrat. Nitrogen bergabung dengan hidrogen hanya pada suhu tinggi dan dengan adanya katalis, dan amonia NH 3 terbentuk. Selain amonia, banyak senyawa nitrogen dengan hidrogen lainnya yang diketahui, misalnya hidrazin H 2 N-NH 2, diimida HN=NH, asam hidronitrat HN 3 (H-N=N≡N), oktazon N 8 H 14 dan lain-lain ; Sebagian besar senyawa nitrogen dengan hidrogen hanya diisolasi dalam bentuk turunan organik. Nitrogen tidak berinteraksi langsung dengan halogen, oleh karena itu semua nitrogen halida diperoleh hanya secara tidak langsung, misalnya nitrogen fluorida NF 3 - dengan mereaksikan fluor dengan amonia. Biasanya, Nitrogen halida adalah senyawa dengan resistensi rendah (dengan pengecualian NF 3); Nitrogen oksihalida lebih stabil - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F dan NO 2 Cl. Nitrogen juga tidak bergabung langsung dengan belerang; belerang nitrogen N 4 S 4 diperoleh sebagai hasil reaksi belerang cair dengan amonia. Ketika kokas panas bereaksi dengan nitrogen, sianogen (CN) 2 terbentuk. Dengan memanaskan Nitrogen dengan asetilena C 2 H 2 hingga 1500°C, hidrogen sianida HCN dapat diperoleh. Interaksi Nitrogen dengan logam pada suhu tinggi menyebabkan pembentukan nitrida (misalnya Mg 3 N 2).

Ketika Nitrogen biasa terkena pelepasan listrik [tekanan 130-270 n/m 2 (1-2 mm Hg)] atau selama penguraian B, Ti, Mg dan Ca nitrida, serta selama pelepasan listrik, Nitrogen aktif dapat menjadi terbentuk di udara , yang merupakan campuran molekul Nitrogen dan atom dengan cadangan energi yang meningkat. Tidak seperti nitrogen molekuler, nitrogen aktif berinteraksi sangat aktif dengan oksigen, hidrogen, uap belerang, fosfor, dan beberapa logam.

Nitrogen merupakan bagian dari banyak senyawa organik penting (amina, asam amino, senyawa nitro dan lain-lain).

Memperoleh Nitrogen. Di laboratorium, Nitrogen dapat diperoleh dengan mudah dengan memanaskan larutan pekat amonium nitrit: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Metode teknis Produksi nitrogen didasarkan pada pemisahan udara pra-cair, yang kemudian dilakukan distilasi.

Penerapan Nitrogen. Bagian utama dari nitrogen bebas yang diekstraksi digunakan untuk produksi industri amonia, yang kemudian jumlah yang signifikan diolah menjadi asam nitrat, pupuk, bahan peledak, dll. Selain sintesis langsung amonia dari unsur-unsur, metode sianamida, yang dikembangkan pada tahun 1905, memiliki kepentingan industri untuk mengikat nitrogen dari udara, berdasarkan fakta bahwa pada 1000°C kalsium karbida (diperoleh dengan memanaskan campuran kapur dan batu bara di dalamnya oven listrik) bereaksi dengan Nitrogen bebas: CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C. Kalsium sianamida yang dihasilkan, bila terkena uap air super panas, terurai menghasilkan amonia: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3.

Nitrogen Bebas digunakan di banyak industri: sebagai media inert dalam berbagai proses kimia dan metalurgi, untuk mengisi ruang kosong di termometer air raksa, saat memompa cairan yang mudah terbakar, dll. Nitrogen Cair digunakan dalam berbagai cara unit pendingin. Itu disimpan dan diangkut dalam bejana Dewar baja, gas nitrogen dalam bentuk terkompresi - dalam silinder. Banyak senyawa nitrogen yang banyak digunakan. Produksi nitrogen terikat mulai berkembang pesat setelah Perang Dunia I dan kini telah mencapai proporsi yang sangat besar.

Nitrogen dalam tubuh. Nitrogen adalah salah satu unsur biogenik utama yang membentuk zat terpenting sel hidup - protein dan asam nukleat. Namun jumlah Nitrogen dalam tubuh sedikit (1-3% berat kering). Hanya beberapa mikroorganisme dan ganggang biru-hijau yang dapat mengasimilasi molekul nitrogen di atmosfer.

Cadangan nitrogen yang signifikan terkonsentrasi di dalam tanah dalam bentuk berbagai mineral (garam amonium, nitrat) dan senyawa organik (nitrogen dari protein, asam nukleat dan produk pemecahannya, yaitu sisa-sisa tumbuhan dan hewan yang belum terurai sempurna). Tumbuhan menyerap nitrogen dari dalam tanah baik dalam bentuk senyawa anorganik maupun beberapa senyawa organik. Dalam kondisi alami, mikroorganisme tanah (amonifier), yang memineralisasi nitrogen organik tanah menjadi garam amonium, sangat penting untuk nutrisi tanaman. Nitrogen nitrat di dalam tanah terbentuk sebagai hasil aktivitas vital bakteri nitrifikasi yang ditemukan oleh S. N. Vinogradsky pada tahun 1890, yang mengoksidasi garam amonia dan amonium menjadi nitrat. Bagian dari nitrogen nitrat yang diasimilasi oleh mikroorganisme dan tanaman hilang, berubah menjadi nitrogen molekuler di bawah aksi bakteri denitrifikasi. Tumbuhan dan mikroorganisme menyerap nitrogen amonium dan nitrat dengan baik, mereduksi nitrogen menjadi amonia dan garam amonium. Mikroorganisme dan tumbuhan secara aktif mengubah nitrogen amonium anorganik menjadi senyawa nitrogen organik - Amida (asparagin dan glutamin) dan asam amino. Seperti yang ditunjukkan oleh D.N. Pryanishnikov dan V.S. Butkevich, nitrogen dalam tanaman disimpan dan diangkut dalam bentuk asparagin dan glutamin. Selama pembentukan Amida ini, amonia dinetralkan, konsentrasi tinggi yang beracun tidak hanya bagi hewan, tetapi juga bagi tumbuhan. Amida adalah bagian dari banyak protein, baik pada mikroorganisme dan tumbuhan, serta pada hewan. Sintesis glutamin dan asparagin melalui perantaraan enzimatik asam glutamat dan aspartat terjadi tidak hanya pada mikroorganisme dan tumbuhan, tetapi, sampai batas tertentu, pada hewan.

Sintesis asam amino terjadi melalui aminasi reduktif sejumlah asam aldehida dan asam keto yang dihasilkan dari oksidasi karbohidrat, atau melalui transaminasi enzimatik. Produk akhir asimilasi amonia oleh mikroorganisme dan tumbuhan adalah protein yang merupakan bagian dari protoplasma dan inti sel, serta disimpan sebagai protein cadangan. Hewan dan manusia hanya mampu mensintesis asam amino sampai batas tertentu. Mereka tidak dapat mensintesis delapan asam amino esensial (valin, isoleusin, leusin, fenilalanin, triptofan, metionin, treonin, lisin), dan oleh karena itu sumber utama nitrogen adalah protein yang dikonsumsi bersama makanan, yaitu protein nabati dan mikroorganisme.

Protein di semua organisme mengalami pemecahan enzimatik, produk akhirnya adalah asam amino. Pada tahap selanjutnya Akibat deaminasi, nitrogen organik dari asam amino diubah kembali menjadi nitrogen amonium anorganik. Dalam mikroorganisme dan khususnya pada tumbuhan, amonium nitrogen dapat digunakan untuk sintesis baru Amida dan asam amino. Pada hewan, netralisasi amonia yang terbentuk selama pemecahan protein dan asam nukleat dilakukan melalui sintesis asam urat (pada reptil dan burung) atau urea (pada mamalia, termasuk manusia), yang kemudian dikeluarkan dari tubuh. Dari sudut pandang metabolisme nitrogen, tumbuhan, di satu sisi, dan hewan (dan manusia), di sisi lain, berbeda dalam hal bahwa pada hewan, pemanfaatan amonia yang dihasilkan hanya dilakukan pada tingkat yang lemah - sebagian besar. dikeluarkan dari tubuh; Pada tumbuhan, pertukaran nitrogen “tertutup” - nitrogen yang masuk ke dalam tumbuhan kembali ke tanah hanya bersama dengan tanaman itu sendiri.

Nitrogen- unsur periode ke-2 golongan V A Tabel Periodik, nomor seri 7. Rumus elektronik atom [ 2 He]2s 2 2p 3, karakteristik bilangan oksidasi 0, -3, +3 dan +5, lebih jarang +2 dan +4, dst. keadaan N v dianggap relatif stabil.

Skala bilangan oksidasi nitrogen:
+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.

Nitrogen memiliki keelektronegatifan tinggi (3,07), ketiga setelah F dan O. Nitrogen menunjukkan sifat non-logam (asam), membentuk berbagai asam, garam dan senyawa biner yang mengandung oksigen, serta kation amonium NH 4 dan garamnya.

Di alam - ketujuhbelas berdasarkan kelimpahan kimia unsur (kesembilan di antara non-logam). Elemen penting untuk semua organisme.

N 2

Substansi sederhana. Ia terdiri dari molekul non-polar dengan ikatan ˚σππ N≡N yang sangat stabil, hal ini menjelaskan kelembaman kimia suatu unsur dalam kondisi normal.

Gas tidak berwarna, tidak berasa dan tidak berbau yang mengembun menjadi cairan tidak berwarna (tidak seperti O2).

Komponen utama udara adalah 78,09% volume, 75,52% massa. Nitrogen mendidih dari udara cair sebelum oksigen mendidih. Sedikit larut dalam air (15,4 ml/1 l H 2 O pada 20 ˚C), kelarutan nitrogen lebih kecil dibandingkan oksigen.

Pada suhu kamar N2 bereaksi dengan fluor dan, dalam jumlah yang sangat kecil, dengan oksigen:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reaksi reversibel menghasilkan amonia terjadi pada suhu 200˚C, pada tekanan hingga 350 atm dan selalu dengan adanya katalis (Fe, F 2 O 3, FeO, di laboratorium dengan Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Menurut prinsip Le Chatelier, peningkatan hasil amonia harus terjadi dengan meningkatnya tekanan dan penurunan suhu. Namun, laju reaksi pada suhu rendah sangat kecil sehingga proses dilakukan pada suhu 450-500 ˚C sehingga menghasilkan rendemen amonia sebesar 15%. N 2 dan H 2 yang tidak bereaksi dikembalikan ke reaktor dan dengan demikian meningkatkan derajat reaksi.

Nitrogen secara kimia pasif terhadap asam dan basa dan tidak mendukung pembakaran.

Kuitansi V industri– distilasi fraksional udara cair atau penghilangan oksigen dari udara secara kimia, misalnya dengan reaksi 2C (kokas) + O 2 = 2CO bila dipanaskan. Dalam kasus ini, nitrogen diperoleh, yang juga mengandung pengotor gas mulia (terutama argon).

Di laboratorium, sejumlah kecil nitrogen murni secara kimia dapat diperoleh melalui reaksi pergantian dengan pemanasan sedang:

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)

Digunakan untuk sintesis amonia. Asam nitrat dan produk yang mengandung nitrogen lainnya, sebagai media inert untuk proses kimia dan metalurgi serta penyimpanan zat yang mudah terbakar.

N.H. 3

Senyawa biner, bilangan oksidasi nitrogen adalah – 3. Gas tidak berwarna dengan bau khas yang tajam. Molekulnya memiliki struktur tetrahedron tidak lengkap [: N(H) 3 ] (hibridisasi sp 3). Kehadiran pasangan elektron donor pada orbital hibrid sp 3 nitrogen dalam molekul NH 3 menentukan reaksi karakteristik penambahan kation hidrogen, yang menghasilkan pembentukan kation amonium NH4. Ini mencair di bawah tekanan berlebih pada suhu kamar. Dalam keadaan cair, ia terikat melalui ikatan hidrogen. Tidak stabil secara termal. Sangat larut dalam air (lebih dari 700 l/1 l H 2 O pada 20˚C); bagian dalam larutan jenuh adalah 34% berat dan 99% volume, pH = 11,8.

Sangat reaktif, rentan terhadap reaksi adisi. Terbakar dalam oksigen, bereaksi dengan asam. Ia menunjukkan sifat reduksi (karena N -3) dan pengoksidasi (karena H +1). Itu dikeringkan hanya dengan kalsium oksida.

Reaksi kualitatif – terbentuknya “asap” putih jika bersentuhan dengan gas HCl, menghitamnya selembar kertas yang dibasahi dengan larutan Hg 2 (NO3) 2.

Produk antara dalam sintesis HNO 3 dan garam amonium. Digunakan dalam produksi soda, pupuk nitrogen, pewarna, bahan peledak; amonia cair adalah zat pendingin. Beracun.
Persamaan reaksi yang paling penting:

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) “asap” putih
4NH 3 + 3O 2 (udara) = 2N 2 + 6 H 2 O (pembakaran)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, cat. 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 (suhu ruangan, tekanan)
Kuitansi. DI DALAM laboratorium– perpindahan amonia dari garam amonium bila dipanaskan dengan soda kapur: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Atau merebus larutan amonia dalam air dan kemudian mengeringkan gasnya.
Di industri Amonia dihasilkan dari nitrogen dan hidrogen. Diproduksi oleh industri baik dalam bentuk cair atau dalam bentuk larutan air pekat dengan nama teknis air amonia.

Amonia hidratN.H. 3 * H 2 HAI. Koneksi antarmolekul. Putih, dalam kisi kristal – molekul NH 3 dan H 2 O dihubungkan oleh ikatan hidrogen lemah. Hadir dalam larutan amonia berair, basa lemah (produk disosiasi - kation NH 4 dan anion OH). Kation amonium memiliki struktur tetrahedral beraturan (hibridisasi sp 3). Tidak stabil secara termal, terurai sempurna saat larutan direbus. Dinetralkan dengan asam kuat. Menunjukkan sifat pereduksi (karena N-3) dalam larutan pekat. Ia mengalami pertukaran ion dan reaksi kompleksasi.

Reaksi kualitatif– pembentukan “asap” putih jika bersentuhan dengan gas HCl. Ini digunakan untuk menciptakan lingkungan yang sedikit basa dalam larutan selama pengendapan hidroksida amfoter.
Larutan amonia 1 M sebagian besar mengandung NH 3 *H 2 O hidrat dan hanya 0,4% ion NH 4 OH (akibat disosiasi hidrat); Jadi, ion “amonium hidroksida NH 4 OH” praktis tidak terkandung dalam larutan, dan tidak ada senyawa seperti itu dalam hidrat padat.
Persamaan reaksi yang paling penting:
NH 3 H 2 O (konsentrasi) = NH 3 + H 2 O (mendidih dengan NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (encer) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konsentrasi) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Larutan amonia encer (3-10%) sering disebut amonia(nama itu ditemukan oleh para alkemis), dan larutan pekat (18,5 - 25%) adalah larutan amonia (diproduksi oleh industri).

Nitrogen oksida

Nitrogen monoksidaTIDAK

Oksida yang tidak membentuk garam. Gas tidak berwarna. Radikal, mengandung ikatan kovalen σπ (N꞊O), dalam keadaan padat dimer N 2 O 2 co koneksi N-N. Sangat stabil secara termal. Sensitif terhadap oksigen udara (berubah menjadi coklat). Sedikit larut dalam air dan tidak bereaksi dengannya. Secara kimia pasif terhadap asam dan basa. Ketika dipanaskan, ia bereaksi dengan logam dan nonlogam. campuran NO dan NO 2 (“gas nitrogen”) yang sangat reaktif. Produk antara dalam sintesis asam nitrat.
Persamaan reaksi yang paling penting:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(merah) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reaksi terhadap campuran NO dan NO 2:
TIDAK + TIDAK 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Kuitansi V industri: oksidasi amonia dengan oksigen pada katalis, in laboratorium— interaksi asam nitrat encer dengan zat pereduksi:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 TIDAK+ 4 H 2 O
atau reduksi nitrat:
2NaNO 2 + 2H 2 JADI 4 + 2NaI = 2 TIDAK + Saya 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 JADI 4

Nitrogen dioksidaTIDAK 2

Oksida asam, secara kondisional berhubungan dengan dua asam - HNO 2 dan HNO 3 (asam untuk N 4 tidak ada). Gas coklat, pada suhu kamar merupakan monomer NO 2, dalam suhu dingin berupa dimer cair tidak berwarna N 2 O 4 (dianitrogen tetroksida). Bereaksi sempurna dengan air dan basa. Zat pengoksidasi yang sangat kuat yang menyebabkan korosi pada logam. Ini digunakan untuk sintesis asam nitrat dan nitrat anhidrat, sebagai pengoksidasi bahan bakar roket, pembersih minyak dari belerang, dan katalis untuk oksidasi senyawa organik. Beracun.
Persamaan reaksi yang paling penting:
2TIDAK 2 ↔ 2TIDAK + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (dalam keadaan dingin)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (encer) = 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 (kucing. 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)
TIDAK 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Kuitansi: V industri - oksidasi NO oleh oksigen atmosfer, in laboratorium– interaksi asam nitrat pekat dengan zat pereduksi:
6HNO 3 (konsentrasi, hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konsentrasi, hor.) + P (merah) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konsentrasi, hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Dianitrogen oksidaN 2 HAI

Gas tidak berwarna dengan bau sedap (“gas tertawa”), N꞊N꞊О, bilangan oksidasi formal nitrogen +1, sulit larut dalam air. Mendukung pembakaran grafit dan magnesium:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Diperoleh dengan dekomposisi termal amonium nitrat:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
digunakan dalam pengobatan sebagai obat bius.

Dianitrogen trioksidaN 2 HAI 3

Pada suhu rendah – cairan biru, ON꞊NO 2, bilangan oksidasi formal nitrogen +3. Pada suhu 20 ˚C, 90% terurai menjadi campuran NO tidak berwarna dan NO 2 coklat (“gas nitrogen”, asap industri – “ekor rubah”). N 2 O 3 – oksida asam, dalam keadaan dingin dengan air membentuk HNO 2, bila dipanaskan bereaksi berbeda:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Dengan basa menghasilkan garam HNO 2, misalnya NaNO 2.
Diperoleh dengan mereaksikan NO dengan O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) atau dengan NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
dengan pendinginan yang kuat. “Gas nitrogen” juga berbahaya bagi lingkungan dan berperan sebagai katalisator rusaknya lapisan ozon di atmosfer.

Dianitrogen pentoksida N 2 HAI 5

Zat padat tidak berwarna, O 2 N – O – NO 2, bilangan oksidasi nitrogen +5. Pada suhu kamar terurai menjadi NO 2 dan O 2 dalam 10 jam. Bereaksi dengan air dan basa sebagai oksida asam:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Disiapkan dengan dehidrasi asam nitrat berasap:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
atau oksidasi NO 2 dengan ozon pada -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrit dan nitrat

Kalium nitritTAHU 2 . Putih, higroskopis. Meleleh tanpa dekomposisi. Stabil di udara kering. Sangat larut dalam air (membentuk larutan tidak berwarna), terhidrolisis pada anion. Zat pengoksidasi dan pereduksi yang khas dalam lingkungan asam, bereaksi sangat lambat dalam lingkungan basa. Masuk ke dalam reaksi pertukaran ion. Reaksi kualitatif pada ion NO 2 - perubahan warna larutan ungu MnO 4 dan munculnya endapan hitam ketika ion I ditambahkan.Ini digunakan dalam produksi pewarna, sebagai reagen analitik untuk asam amino dan iodida, dan komponen reagen fotografi .
persamaan reaksi yang paling penting:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konsentrasi) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (mis.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (jenuh) + NH 4 + (jenuh) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (hitam) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (encer) + Ag + = AgNO 2 (kuning muda)↓
Kuitansi Vindustri– reduksi kalium nitrat dalam proses:
KNO3 + Pb = TAHU 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (spons) + H 2 O = TAHU 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 TAHU 2+ CaSO 4 (300˚C)

H ulangi kalium TAHU 3
Nama teknis kalium karbonat, atau Indian garam , sendawa. Putih, meleleh tanpa dekomposisi dan terurai jika dipanaskan lebih lanjut. Stabil di udara. Sangat larut dalam air (dengan tinggi endo-efek, = -36 kJ), tidak ada hidrolisis. Zat pengoksidasi kuat selama fusi (karena pelepasan oksigen atom). Dalam larutan hanya direduksi oleh atom hidrogen (dalam suasana asam menjadi KNO 2, dalam suasana basa menjadi NH 3). Digunakan dalam produksi kaca sebagai pengawet produk makanan, komponen campuran kembang api dan pupuk mineral.

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, konsentrasi 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 (pembakaran)

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)

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

dan di laboratorium:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Isi artikel

NITROGEN, N (nitrogenium), unsur kimia (di nomor 7) subkelompok VA tabel periodik elemen. Atmosfer bumi mengandung 78% (vol.) nitrogen. Untuk menunjukkan seberapa besar cadangan nitrogen ini, kami mencatat bahwa di atmosfer di atas setiap kilometer persegi permukaan bumi terdapat begitu banyak nitrogen sehingga terdapat hingga 50 juta ton natrium nitrat atau 10 juta ton amonia (senyawa nitrogen dengan hidrogen) dapat diperoleh darinya, namun ini mewakili sebagian kecil dari nitrogen yang terkandung di dalamnya kerak bumi. Keberadaan nitrogen bebas menunjukkan kelembamannya dan sulitnya berinteraksi dengan unsur lain pada suhu biasa. Nitrogen tetap adalah bagian dari bahan organik dan anorganik. Sayuran dan dunia Hewan mengandung nitrogen yang terikat pada karbon dan oksigen dalam protein. Selain itu, senyawa anorganik yang mengandung nitrogen seperti nitrat (NO 3 –), nitrit (NO 2 –), sianida (CN –), nitrida (N 3 –) dan azida (N 3 –) telah diketahui dan dapat diperoleh di jumlah besar ).

Referensi sejarah.

Eksperimen A. Lavoisier, yang ditujukan untuk mempelajari peran atmosfer dalam memelihara kehidupan dan proses pembakaran, menegaskan keberadaan zat yang relatif lembam di atmosfer. Tanpa menetapkan sifat unsur gas yang tersisa setelah pembakaran, Lavoisier menyebutnya azote, yang berarti “tak bernyawa” dalam bahasa Yunani kuno. Pada tahun 1772, D. Rutherford dari Edinburgh menetapkan bahwa gas ini adalah suatu unsur dan menyebutnya “udara berbahaya”. nama latin nitrogen berasal dari kata Yunani nitron dan gen, yang berarti "pembentuk sendawa".

Fiksasi nitrogen dan siklus nitrogen.

Istilah "fiksasi nitrogen" mengacu pada proses pengikatan nitrogen atmosfer N 2 . Di alam, hal ini dapat terjadi dalam dua cara: baik tanaman polong-polongan, misalnya kacang polong, semanggi, dan kedelai, menumpuk bintil-bintil di akarnya, di mana bakteri pengikat nitrogen mengubahnya menjadi nitrat, atau oksidasi nitrogen di atmosfer dengan oksigen terjadi dalam kondisi pelepasan petir. S. Arrhenius menemukan bahwa hingga 400 juta ton nitrogen difiksasi setiap tahun dengan cara ini. Di atmosfer, nitrogen oksida bergabung dengan air hujan membentuk asam nitrat dan asam nitrat. Selain itu, telah diketahui bahwa dengan hujan dan salju, kira-kira. 6700 gram nitrogen; mencapai tanah, mereka berubah menjadi nitrit dan nitrat. Tumbuhan menggunakan nitrat untuk membentuk protein nabati. Hewan, yang memakan tumbuhan ini, mengasimilasi zat protein tumbuhan dan mengubahnya menjadi protein hewani. Setelah kematian hewan dan tumbuhan, mereka membusuk dan senyawa nitrogen berubah menjadi amonia. Amonia digunakan dalam dua cara: bakteri yang tidak membentuk nitrat memecahnya menjadi unsur-unsur, melepaskan nitrogen dan hidrogen, dan bakteri lain membentuk nitrit darinya, yang dioksidasi oleh bakteri lain menjadi nitrat. Beginilah siklus nitrogen terjadi di alam, atau siklus nitrogen.

Struktur inti dan kulit elektron.

Ada dua isotop nitrogen yang stabil di alam: c nomor massa 14 (mengandung 7 proton dan 7 neutron) dan dengan nomor massa 15 (mengandung 7 proton dan 8 neutron). Perbandingannya adalah 99,635:0,365, jadi massa atom nitrogen adalah 14,008. Isotop nitrogen tidak stabil 12 N, 13 N, 16 N, 17 N diperoleh secara buatan. Secara skematis, struktur elektronik atom nitrogen adalah sebagai berikut: 1 S 2 2S 2 2hal x 1 2hal y 1 2hal 1 . Oleh karena itu, pada bagian luar (kedua) kulit elektron terdapat 5 elektron yang dapat ikut serta dalam pembentukan ikatan kimia; orbital nitrogen juga dapat menerima elektron, mis. pembentukan senyawa dengan bilangan oksidasi dari (–III) sampai (V) dimungkinkan, dan diketahui.

Nitrogen molekuler.

Dari penentuan massa jenis gas diketahui bahwa molekul nitrogen bersifat diatomik, yaitu. rumus molekul nitrogen adalah Nє N (atau N 2). Dua atom nitrogen mempunyai tiga atom terluar 2 P-elektron setiap atom membentuk ikatan rangkap tiga:N:::N:, membentuk pasangan elektron. Jarak antar atom N–N yang diukur adalah 1,095 Å. Seperti halnya hidrogen ( cm. HIDROGEN), ada molekul nitrogen dengan putaran inti yang berbeda - simetris dan antisimetris. Pada suhu biasa, perbandingan bentuk simetris dan antisimetris adalah 2:1. Dalam keadaan padat, dua modifikasi nitrogen diketahui: A– kubik dan B– heksagonal dengan suhu transisi A ® B–237.39°C. Modifikasi B meleleh pada –209,96°C dan mendidih pada –195,78°C pada 1 atm ( cm. meja 1).

Energi disosiasi satu mol (28,016 g atau 6,023 H 10 23 molekul) molekul nitrogen menjadi atom (N 2 2N) kira-kira –225 kkal. Oleh karena itu, atom nitrogen dapat terbentuk dalam keadaan tenang pelepasan listrik dan secara kimia lebih aktif daripada nitrogen molekuler.

Tanda terima dan aplikasi.

Metode memperoleh unsur nitrogen bergantung pada kemurnian yang dibutuhkan. Nitrogen diperoleh dalam jumlah besar untuk sintesis amonia, sementara campuran kecil gas mulia dapat diterima.

Nitrogen dari atmosfer.

Secara ekonomi, pelepasan nitrogen dari atmosfer disebabkan oleh rendahnya biaya metode pencairan udara murni (uap air, CO 2, debu, dan kotoran lainnya dihilangkan). Siklus kompresi, pendinginan, dan perluasan udara yang berurutan menyebabkan pencairannya. Udara cair mengalami distilasi fraksional dengan kenaikan suhu yang lambat. Gas mulia dilepaskan terlebih dahulu, kemudian nitrogen, dan oksigen cair tetap ada. Pemurnian dicapai melalui proses fraksinasi berulang. Metode ini menghasilkan jutaan ton nitrogen setiap tahunnya, terutama untuk sintesis amonia, yang merupakan bahan baku dalam teknologi produksi berbagai senyawa yang mengandung nitrogen untuk industri dan pertanian. Selain itu, atmosfer nitrogen yang dimurnikan sering digunakan ketika keberadaan oksigen tidak dapat diterima.

Metode laboratorium.

Nitrogen dapat diperoleh dalam jumlah kecil di laboratorium cara yang berbeda, mengoksidasi amonia atau ion amonium, misalnya:

Proses oksidasi ion amonium dengan ion nitrit sangat mudah:

Metode lain juga diketahui - penguraian azida ketika dipanaskan, penguraian amonia dengan tembaga(II) oksida, interaksi nitrit dengan asam sulfamat atau urea:

Dekomposisi katalitik amonia pada suhu tinggi juga dapat menghasilkan nitrogen:

Properti fisik.

Beberapa sifat fisik nitrogen diberikan dalam tabel. 1.

Tabel 1. BEBERAPA SIFAT FISIK NITROGEN
Kepadatan, g/cm 3	0,808 (cair)
Titik lebur, °C	–209,96
Titik didih, °C	–195,8
Suhu kritis, °C	–147,1
Tekanan kritis, atm a	33,5
Massa jenis kritis, g/cm 3 a	0,311
Kapasitas panas spesifik, J/(molCH)	14,56 (15°C)
Keelektronegatifan menurut Pauling	3
radius kovalen,	0,74
Jari-jari kristal,	1.4 (M 3–)
Potensi ionisasi, V b
Pertama	14,54
Kedua	29,60
a Suhu dan tekanan di mana massa jenis nitrogen cair dan gas adalah sama. b Jumlah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar pertama dan elektron berikutnya, per 1 mol atom nitrogen.

Sifat kimia.

Seperti telah disebutkan, sifat utama nitrogen dalam kondisi suhu dan tekanan normal adalah kelembamannya, atau aktivitas kimianya yang rendah. Struktur elektronik nitrogen mengandung pasangan elektron 2 S-level dan tiga setengah terisi 2 R-orbital, sehingga satu atom nitrogen dapat mengikat tidak lebih dari empat atom lainnya, mis. bilangan koordinasinya empat. Kecilnya ukuran suatu atom juga membatasi jumlah atom atau kelompok atom yang dapat berasosiasi dengannya. Oleh karena itu, banyak senyawa dari anggota subkelompok VA lainnya tidak memiliki analog sama sekali di antara senyawa nitrogen, atau senyawa nitrogen serupa menjadi tidak stabil. Jadi PCl 5 merupakan senyawa stabil, tetapi NCl 5 tidak ada. Sebuah atom nitrogen mampu berikatan dengan atom nitrogen lain sehingga membentuk beberapa senyawa yang cukup stabil, seperti hidrazin N 2 H 4 dan logam azida MN 3. Jenis ikatan ini tidak biasa untuk unsur kimia (kecuali karbon dan silikon). Pada suhu tinggi, nitrogen bereaksi dengan banyak logam, membentuk nitrida ionik parsial M X N kamu. Dalam senyawa ini, nitrogen bermuatan negatif. Di meja Tabel 2 menunjukkan bilangan oksidasi dan contoh senyawa terkait.

Nitrida.

Senyawa nitrogen dengan unsur yang lebih elektropositif, logam dan non-logam - nitrida - mirip dengan karbida dan hidrida. Mereka dapat dibagi tergantung pada sifat ikatan M–N menjadi ionik, kovalen, dan jenis ikatan perantara. Biasanya, ini adalah zat kristal.

Nitrida ionik.

Ikatan pada senyawa ini melibatkan transfer elektron dari logam ke nitrogen untuk membentuk ion N3–. Nitrida tersebut termasuk Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 dan Cu 3 N 2. Selain litium, logam alkali lainnya tidak membentuk subkelompok IA dari nitrida. Nitrida ionik memiliki titik leleh yang tinggi dan bereaksi dengan air membentuk NH3 dan logam hidroksida.

Nitrida kovalen.

Ketika elektron nitrogen berpartisipasi dalam pembentukan ikatan bersama dengan elektron unsur lain tanpa mentransfernya dari nitrogen ke atom lain, nitrida dengan ikatan kovalen terbentuk. Hidrogen nitrida (seperti amonia dan hidrazin) sepenuhnya kovalen, begitu pula nitrogen halida (NF 3 dan NCl 3). Nitrida kovalen meliputi, misalnya, Si 3 N 4, P 3 N 5 dan BN - zat putih yang sangat stabil, dan BN memiliki dua modifikasi alotropik: heksagonal dan seperti berlian. Yang terakhir ini terbentuk ketika tekanan tinggi dan suhu serta memiliki kekerasan yang mendekati berlian.

Nitrida dengan jenis ikatan perantara.

Unsur transisi bereaksi dengan NH 3 pada suhu tinggi untuk membentuk golongan senyawa yang tidak biasa di mana atom nitrogen tersebar di antara atom logam yang berjarak teratur. Tidak ada perpindahan elektron yang jelas dalam senyawa ini. Contoh nitrida tersebut adalah Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Senyawa ini biasanya bersifat inert dan mempunyai daya hantar listrik yang baik.

Senyawa hidrogen dari nitrogen.

Nitrogen dan hidrogen bereaksi membentuk senyawa yang samar-samar menyerupai hidrokarbon. Stabilitas hidrogen nitrat menurun seiring bertambahnya jumlah atom nitrogen dalam rantai, berbeda dengan hidrokarbon yang stabil dalam rantai panjang. Hidrogen nitrida yang paling penting adalah amonia NH 3 dan hidrazin N 2 H 4. Ini juga termasuk asam hidronitrat HNNN (HN 3).

Amonia NH3.

Amonia adalah salah satu produk industri terpenting dalam perekonomian modern. Pada akhir abad ke-20. Amerika memproduksi sekitar. 13 juta ton amonia setiap tahunnya (dalam bentuk amonia anhidrat).

Struktur molekul.

Molekul NH 3 memiliki struktur hampir piramidal. Sudut ikatan H–N–H adalah 107°, mendekati sudut tetrahedral 109°. Pasangan elektron bebas setara dengan gugus terikat, sehingga bilangan koordinasi nitrogen menjadi 4 dan nitrogen terletak di pusat tetrahedron.

Sifat amonia.

Beberapa sifat fisik amonia dibandingkan dengan air diberikan dalam tabel. 3.

Titik didih dan titik leleh amonia jauh lebih rendah dibandingkan air, meskipun berat molekul dan struktur molekulnya serupa. Hal ini dijelaskan oleh kekuatan ikatan antarmolekul yang relatif lebih besar dalam air dibandingkan dengan amonia (ikatan antarmolekul seperti itu disebut ikatan hidrogen).

Amonia sebagai pelarut.

Konstanta dielektrik dan momen dipol amonia cair yang tinggi memungkinkannya digunakan sebagai pelarut zat anorganik polar atau ionik. Pelarut amonia menempati posisi perantara antara air dan Pelarut organik jenis etil alkohol. Logam alkali dan alkali tanah larut dalam amonia, membentuk larutan berwarna biru tua. Dapat diasumsikan bahwa solvasi dan ionisasi elektron valensi terjadi dalam larutan sesuai skema

Warna biru dikaitkan dengan solvasi dan pergerakan elektron atau mobilitas “lubang” dalam suatu cairan. Pada konsentrasi natrium yang tinggi dalam amonia cair, larutan memperoleh warna perunggu dan sangat konduktif secara listrik. Logam alkali yang tidak terikat dapat dipisahkan dari larutan tersebut dengan penguapan amonia atau penambahan natrium klorida. Larutan logam dalam amonia merupakan zat pereduksi yang baik. Autoionisasi terjadi pada amonia cair

mirip dengan proses yang terjadi di air:

Beberapa sifat kimia dari kedua sistem dibandingkan dalam Tabel. 4.

Amonia cair sebagai pelarut memiliki keunggulan dalam beberapa kasus dimana tidak memungkinkan untuk melakukan reaksi di dalam air karena cepatnya interaksi komponen dengan air (misalnya oksidasi dan reduksi). Misalnya, dalam amonia cair, kalsium bereaksi dengan KCl membentuk CaCl 2 dan K, karena CaCl 2 tidak larut dalam amonia cair, dan K larut, dan reaksi berlangsung sempurna. Di dalam air, reaksi seperti itu tidak mungkin terjadi karena interaksi cepat Ca dengan air.

Produksi amonia.

Gas NH 3 dilepaskan dari garam amonium di bawah aksi basa kuat, misalnya NaOH:

Metode ini dapat diterapkan dalam kondisi laboratorium. Produksi amonia skala kecil juga didasarkan pada hidrolisis nitrida, seperti Mg 3 N 2, dengan air. Kalsium sianamida CaCN 2 bila berinteraksi dengan air juga membentuk amonia. Utama metode industri Produksi amonia adalah sintesis katalitiknya dari nitrogen dan hidrogen di atmosfer pada suhu dan tekanan tinggi:

Hidrogen untuk sintesis ini diperoleh melalui perengkahan termal hidrokarbon, aksi uap air pada batu bara atau besi, penguraian alkohol dengan uap air, atau elektrolisis air. Banyak paten telah diperoleh untuk sintesis amonia, berbeda dalam kondisi proses (suhu, tekanan, katalis). Ada metode produksi industri melalui distilasi termal batubara. Nama F. Haber dan K. Bosch dikaitkan dengan perkembangan teknologi sintesis amonia.

Tabel 4. PERBANDINGAN REAKSI LINGKUNGAN AIR DAN AMONIA
Lingkungan air	Lingkungan amonia
Penetralan
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hidrolisis (protolisis)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Pengganti
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Solvasi (kompleksasi)
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoterisitas
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–

Sifat kimia amonia.

Selain reaksi yang disebutkan dalam tabel. 4, amonia bereaksi dengan air membentuk senyawa NH 3 N H 2 O, yang sering disalahartikan sebagai amonium hidroksida NH 4 OH; nyatanya keberadaan NH 4 OH dalam larutan belum terbukti. Larutan amonia berair (" amonia") sebagian besar terdiri dari NH 3, H 2 O dan konsentrasi rendah ion NH 4 + dan OH – yang terbentuk selama disosiasi

Sifat dasar amonia dijelaskan oleh adanya pasangan elektron bebas nitrogen:NH 3 . Oleh karena itu, NH 3 adalah basa Lewis, yang memiliki aktivitas nukleofilik tertinggi, yang diwujudkan dalam bentuk asosiasi dengan proton, atau inti atom hidrogen:

Setiap ion atau molekul yang mampu menerima pasangan elektron (senyawa elektrofilik) akan bereaksi dengan NH 3 membentuk senyawa koordinasi. Misalnya:

Simbol M N+ mewakili ion logam transisi (subgrup B tabel periodik, misalnya Cu 2+, Mn 2+, dan seterusnya). Setiap asam protik (yaitu yang mengandung H) bereaksi dengan amonia dalam larutan berair untuk membentuk garam amonium, seperti amonium nitrat NH 4 NO 3, amonium klorida NH 4 Cl, amonium sulfat (NH 4) 2 SO 4, amonium fosfat (NH 4) 3 PO 4. Garam ini banyak digunakan di bidang pertanian sebagai pupuk untuk memasukkan nitrogen ke dalam tanah. Amonium nitrat juga digunakan sebagai bahan peledak murah; pertama kali digunakan dengan bahan bakar minyak bumi (minyak solar). Larutan amonia berair digunakan langsung untuk dimasukkan ke dalam tanah atau dengan air irigasi. Urea NH 2 CONH 2, diperoleh melalui sintesis dari amonia dan karbon dioksida, juga merupakan pupuk. Gas amonia bereaksi dengan logam seperti Na dan K membentuk Amida:

Amonia juga bereaksi dengan hidrida dan nitrida membentuk Amida:

Amida logam alkali (misalnya NaNH 2) bereaksi dengan N 2 O ketika dipanaskan membentuk azida:

Gas NH 3 mereduksi oksida logam berat menjadi logam pada suhu tinggi, tampaknya karena hidrogen yang terbentuk sebagai hasil penguraian amonia menjadi N 2 dan H 2:

Atom hidrogen dalam molekul NH 3 dapat digantikan oleh halogen. Yodium bereaksi dengan larutan pekat NH 3 membentuk campuran zat yang mengandung NI 3. Zat ini sangat tidak stabil dan meledak jika terkena dampak mekanis sekecil apa pun. Ketika NH 3 bereaksi dengan Cl 2, terbentuk kloramin NCl 3, NHCl 2 dan NH 2 Cl. Ketika amonia terkena natrium hipoklorit NaOCl (terbentuk dari NaOH dan Cl 2), produk akhirnya adalah hidrazin:

Hidrazin.

Reaksi di atas merupakan metode pembuatan hidrazin monohidrat dengan komposisi N 2 H 4 P H 2 O. Hidrazin anhidrat dibentuk melalui distilasi khusus monohidrat dengan BaO atau zat penghilang air lainnya. Sifat hidrazin sedikit mirip dengan hidrogen peroksida H 2 O 2. Hidrazin anhidrat murni adalah cairan higroskopis tidak berwarna, mendidih pada suhu 113,5° C; larut dengan baik dalam air, membentuk basa lemah

Dalam lingkungan asam (H+), hidrazin terbentuk garam yang larut tipe hidrazonium + X – . Kemudahan hidrazin dan beberapa turunannya (seperti metilhidrazin) bereaksi dengan oksigen memungkinkannya digunakan sebagai komponen bahan bakar roket cair. Hidrazin dan semua turunannya sangat beracun.

Nitrogen oksida.

Dalam senyawa dengan oksigen, nitrogen menunjukkan semua bilangan oksidasi, membentuk oksida: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Hanya ada sedikit informasi tentang pembentukan nitrogen peroksida (NO 3, NO 4). 2HNO2. N 2 O 3 murni dapat diperoleh sebagai cairan biru pada suhu rendah (-20

Pada suhu kamar, NO 2 merupakan gas berwarna coklat tua yang memiliki sifat magnetis karena adanya elektron yang tidak berpasangan. Pada suhu di bawah 0° C, molekul NO 2 dimerisasi menjadi dinitrogen tetroksida, dan pada –9,3° C, dimerisasi sempurna terjadi: 2NO 2 N 2 O 4. Dalam keadaan cair, hanya 1% NO 2 yang tidak terdimerisasi, dan pada 100° C 10% N 2 O 4 tetap berbentuk dimer.

NO 2 (atau N 2 O 4) bereaksi air hangat dengan terbentuknya asam nitrat: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Oleh karena itu, teknologi NO 2 sangat penting sebagai tahap perantara dalam produksi produk industri yang penting - asam nitrat.

Oksida nitrat(V)

N2O5( ketinggalan jaman. nitrat anhidrida) adalah zat kristal putih yang diperoleh dengan mendehidrasi asam nitrat dengan adanya fosfor oksida P 4 O 10:

2MX + H 2 N 2 O 2 . Ketika larutan diuapkan, bahan peledak putih terbentuk dengan struktur yang diharapkan H–O–N=N–O–H.

Asam nitrat

HNO 2 tidak ada dalam bentuk murni, namun larutan berair dengan konsentrasi rendah dibentuk dengan menambahkan asam sulfat ke barium nitrit:

Asam nitrat juga terbentuk ketika campuran ekuimolar NO dan NO 2 (atau N 2 O 3) dilarutkan dalam air. Asam nitrat sedikit lebih kuat dari asam asetat. Bilangan oksidasi nitrogen di dalamnya adalah +3 (strukturnya adalah H–O–N=O), mis. itu bisa menjadi zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Di bawah pengaruh zat pereduksi biasanya tereduksi menjadi NO, dan ketika berinteraksi dengan zat pengoksidasi, ia teroksidasi menjadi asam nitrat.

Laju pelarutan beberapa zat, seperti logam atau ion iodida, dalam asam nitrat bergantung pada konsentrasi asam nitrat yang ada sebagai pengotor. Garam asam nitrat - nitrit - larut dengan baik dalam air, kecuali perak nitrit. NaNO 2 digunakan dalam produksi pewarna.

Asam sendawa

HNO 3 adalah salah satu produk anorganik terpenting dalam industri kimia utama. Ini digunakan dalam teknologi banyak zat anorganik dan organik lainnya, seperti bahan peledak, pupuk, polimer dan serat, pewarna, obat-obatan, dll.

Literatur:

Direktori Nitrogenist. M., 1969
Nekrasov B.V. Dasar-dasar kimia umum. M., 1973
Masalah fiksasi nitrogen. Kimia anorganik dan fisik. M., 1982



Kembali