Štádium oxidácie dusíka je ľahko pochopiteľné. Stupeň oxidácie na dusík Stupeň oxidácie atómu na dusík sa rovná 3 V

Dusík nie je najrozšírenejším chemickým prvkom v celom systéme Sonya. Aby som bol konkrétny, dusík zaberá 4. miesto, čo sa týka šírky. Dusík v prírode je inertný plyn.

Tento plyn nemá farbu ani zápach, čo je veľmi dôležité zistiť v pitnej vode. Avšak dusičnany soli môžu mať schopnosť dobre reagovať s vodou. Dusík trochu zhustne.

Dusík je úžasný prvok. Je to guláš, ktorý dostal svoje meno zo starého gréckeho jazyka, čo v preklade znamená „bez života, zipsovaniye“. Prečo taká negatívna orientácia na dusík? Aj keď vieme, že do skladu bielkovín je potrebné vojsť, bez toho sa prakticky nedá najesť. Dusík hrá v prírode dôležitú úlohu. Ale v atmosfére je tento plyn inertný. Ak to vezmete tak, že je to v pôvodnom vzhľade, potom nemusia byť žiadne vedľajšie účinky. Postihnutí môžu na jed zomrieť. Aj tak sa dusík nazýva slabý, pretože ho neovplyvňuje ani oheň, ani smrť.

Pre najextrémnejšie mysle takýto plyn reaguje iba s lítiom, pričom má rovnaký účinok ako nitrid lítny Li3N. V skutočnosti je oxidačný stupeň dusíka v takejto modernej prevádzke -3. So sitom kovov reaguje najmä pri zahriatí alebo pri pôsobení rôznych katalyzátorov. Predtým, ako sa povie, -3 je najnižší stupeň oxidácie dusíkom, pričom za sebou zanecháva 3 elektróny na úplné doplnenie vonkajšej úrovne energie.

Tento ukazovateľ má rôzne významy. Kožné štádium oxidácie dusíka si vyberá svoju daň. Tento druh informácií je lepší, ako si ich len zapamätať.

5 - najvyšší oxidačný stupeň dusíka. Vyskytuje sa vo všetkých dusičnanových soliach.

Dusík— prvok 2. periódy V A-skupiny periodickej tabuľky, poradové číslo 7. V prípade N v sa považuje za vodeodolný.

Stupnica oxidačných stupňov dusíka:
+5 - N205, N03, NaN03, AgN03

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

3 - NH3, NH4, NH3* H20, NH2CI, Li3N, Cl3N.

Dusík má vysokú elektronegativitu (3,07), tretiu po F a O. Prezrádza typické nekovové (kyslé) ​​vlastnosti, ktoré sú rozpustné v rôznych kyselinách, soliach a binárnych zlúčeninách a g amónnom katióne NH 4 a soli.

V prírode - sedemnásty za chemickou šírkou prvku (deviaty stred nekovov). Životne dôležitý prvok vo všetkých organizmoch.

N 2

Len prejav. Skladá sa z nepolárnych molekúl s veľmi stabilnou väzbou N≡N, čo vo väčšine myslí vysvetľuje chemickú inertnosť prvku.

Čistý plyn bez chuti a zápachu, kondenzuje v prostredí bez barov (na úrovni O 2).

Vedúci skladu pokrýva 78,09 % za obsyag, 75,52 za ​​hmotu. So zriedkavým vetrom dusík vrie skôr, ako sa stane kyslým. Nízky obsah vody (15,4 ml/1 l H 2 O pri 20 ˚C), menej dusíka, menej kyseliny.

Pri izbovej teplote N2 reaguje s fluórom a v menšej miere s kyselinou:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reverzná reakcia odstraňovania amoniaku prebieha pri teplote 200˚C, pod tlakom do 350 atm a v prítomnosti katalyzátora (Fe, F 2 O 3 FeO, v laboratóriu na Pt)

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

V súlade s Le Chatelierovým princípom môže dôjsť k zvýšeniu uvoľňovania amoniaku vždy, keď sa zvýši tlak a zníži sa teplota. Rýchlosť reakcie pri nízkych teplotách je však veľmi nízka, preto sa proces uskutočňuje pri 450-500 C, pričom sa dosahuje 15% výťažok amoniaku. Nezreagovali N2 a H2 do reaktora a tým zvýšili stupeň reakcie.

Dusík je vo vzťahu ku kyselinám a lúkam chemicky pasívny a pec ho nepodporuje.

Otrimannya V priemyslu- frakčná destilácia vzácnej kvapaliny alebo odstránenie kyslosti z chemického roztoku, napríklad reakcia 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zahrievaní. V týchto prípadoch sa dusík odstraňuje, aby sa odstránili zvyšné vzácne plyny (hlavne argón).

V laboratóriu môžu byť malé množstvá chemicky čistého dusíka oddelené komutačnou reakciou počas mierneho zahrievania:

N-3H4N302(T) = N20 + 2H20 (60-70)

NH4CI(p) + KN02(p) = N20 + KCI + 2H20 (100 °C)

Farby na syntézu amoniaku. Kyselina dusičná a iné produkty na báze dusíka ako inertné médium pre chemické a metalurgické procesy a konzerváciu ohňovzdorných odpadov.

N.H. 3

Binárny plyn, stupeň oxidácie dusíka je rovnaký – 3. Čistý plyn so silným charakteristickým zápachom. Molekula sa podobá neúplnému štvorstenu [N(H)3] (hybridizácia sp3). Prítomnosť donorového páru elektrónov v dusíku v molekule NH 3 v hybridnom orbitáli sp 3 naznačuje charakteristickú reakciu vody pridanej ku katiónu, ktorý vytvára katión amonia NH4. Vhodné na použitie pri extrémnom tlaku pri izbovej teplote. V zriedkavých prípadoch je spojená s vývojom vodných väzov. Tepelne nestabilné. Dobrá distribúcia v blízkosti vody (nad 700 l/1 l H2O pri 20˚C); Podiel v pestovateľskom priemysle je stále 34 % hmotnosti a 99 % objemu, pH = 11,8.

Veľmi reakčné, skôr blízke reakcii prijatia. Horí v kyslosti, reaguje s kyselinami. Odhaľuje silu vody (pre vodný kameň N-3) a oxidov (pre vodný kameň H+1). Suší sa oxidom vápenatým.

Jasné reakcie - vznik bieleho „dimo“ pri kontakte s plynným HCl, čierny papier, nasiaknutý Hg 2 (NO3) 2.

Medziprodukt pri syntéze HN03 a amónnych solí. Stáva sa stagnáciou v sóde, dusíkatých hnojivách, kôrovcoch a sódach; Vzácny amoniak je chladivo. Otruiny.
Rebríček najdôležitejších reakcií:

2NH3 (g) ↔N2 + 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) biely dym
4NH3 + 3O2 (povrch) = 2N2 + 6 H20 (oheň)
4NH3 + 502 = 4NO+ 6 H20 (800 °C, kat. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H20 (500 °C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2 (600 °C)
NH3 (g) + CO2 (g) + H20 = NH4HC03 (izbová teplota, tlak)
Otrimannya. U laboratóriách– vyčerpanie amoniaku z amónnych solí pri zahrievaní sodíkovými parami: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Alebo vriaca voda uvoľní amoniak z výsledného suchého plynu.
V priemysle amoniak sa získava z dusíka a vody. Komerčne sa uvoľňuje buď v riedenej forme alebo v koncentrovanej vodnej forme pod technickým názvom čpavková voda.

Hydrát amoniakuN.H. 3 * H 2 O. Intermolekulárna semimolekulárna štruktúra. Biele, na kryštálovej mriežke – molekuly NH 3 a H 2 O, viazané slabou vodnou väzbou. Vodný roztok obsahuje amoniak a slabú zásadu (produkty disociácie – NH 4 katión a OH anión). Amónny katión je pravidelný tetraedrický (sp 3 -hybridizácia). Tepelne nestabilný povrch sa počas varu zrúti. Neutralizované silnými kyselinami. Odhaľuje významnú silu (pre trh N-3) v koncentrovanej distribúcii. Dochádza k reakcii výmeny iónov a tvorby komplexov.

Jasná reakcia- Tvorba bieleho „dimo“ pri kontakte s plynným HCl. Používa sa na vytváranie slabých lúk v procese zrážania amfotérnych hydroxidov.
Pri 1 M obsahuje amoniak hlavne hydrát NH3*H2O a menej ako 0,4 % iónov NH4OH (pre rýchlosť disociácie hydrátu); Iónový hydroxid amónny NH4OH teda v zmesi prakticky neexistuje a v pevnom hydráte takéto spojenie neexistuje.
Rebríček najdôležitejších reakcií:
NH3H20 (konc.) = NH3 + H20 (var s NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (nebalené) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH3H20) (konc.) + CrCl3 = Cr(OH)3↓ + 3 NH4Cl
8(NH3H20) (konc.) + 3Br2(p) = N2 + 6 NH4Br + 8H20 (40-50 °C)
2(NH3H20) (konc.) + 2KMn04 = N2 + 2Mn02↓ + 4H20 + 2KOH
4(NH3H20) (konc.) + Ag20 = 2OH + 3H20
4(NH3H20) (konc.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H20
6(NH3H20) (konc.) + NiCl2 = Cl2 + 6H20
Často sa nazývajú chovy amoniaku (3-10%) amoniak(názov vymysleli alchymisti) a koncentrácie produktov (18,5 - 25%) sú čpavok (priemyselne vyrábaný).

Oxidy dusíka

Oxid dusnatýNIE

Nesolný oxid. Čistý plyn. Radikál, ktorý nahrádza kovalentnú σπ-väzbu (N꞊O), je v pevnom stave dimér N 2 Asi 2 s N-N väzbou. Extrémne tepelne odolný. Citlivý až do kyslosti (búrka). Malý pri vode na to nereaguje. Chemicky pasívny vo vzťahu ku kyselinám a lúkam. Pri zahrievaní reaguje s kovmi a nekovmi. Dokonca aj reakcia je súčtom NO a NO 2 („dusíkové plyny“). Medziprodukt pri syntéze kyseliny dusičnej.
Rebríček najdôležitejších reakcií:
2NO + O2 (poz.) = 2NO2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N2 + CO2 (400-500 °C)
10NO + 4P (červená) = 5N2 + 2P205 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N2 + 2 Cu20 (500-600˚C)
Reakcie na sumishu NO a NO 2:
NO + N02 + H20 = 2HN02 (p)
NO + N02 + 2KOH (neštiepené) = 2KN02 + H20
NO + N02 + Na2C03 = 2Na2N02 + CO2 (450-500˚C)
Otrimannya V priemyslu: oxidácia amoniaku kyselinou na katalyzátore, laboratóriách- Interakcia zriedenej kyseliny dusičnej s hydrantmi:
8HN03 + 6Hg = 3Hg2 (N03)2 + 2 NIE+ 4 H20
alebo obnova dusičnanov:
2NaN02 + 2H2S04 + 2NaI = 2 NIE + I2↓ + 2 H20 + 2Na2S04

Oxid dusičitýNIE 2

Oxid kyseliny je mentálne podobný dvom kyselinám - HNO 2 a HNO 3 (kyselina pre N 4 nie je totožná). Hnedý plyn, pri izbovej teplote je monomér NO 2 v chlade vzácny bezbariérový dimér N 2 Pro 4 (oxid dusný). Primárne reaguje s vodou a lúkami. Aj silné oxidačné činidlo spôsobuje koróziu kovov. Používa sa na syntézu kyseliny dusičnej a bezvodých dusičnanov, ako okysličovadlo raketového paliva, čistenie olejov od síry a katalyzátor oxidácie organických zlúčenín. Otruiny.
Rebríček najdôležitejších reakcií:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 Pro 3 (modrý) (v chlade)
3N02 + H20 = 3HN03 + NO
2N02 + 2NaOH (rozpustený) = NaN02 + NaN03 + H20
4N02 + 02 + 2 H20 = 4 HN03
4N02 + 02 + KOH = KN03 + 2 H20
2N02 + 7H2 = 2NH3 + 4 H20 (kat. Pt, Ni)
N02 + 2HI(p) = NO + I2↓ + H20
N02 + H20 + SO2 = H2S04 + NO (50-60 °C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO2 + Bi(NO3)3 + 3NO (70-110˚C)
Otrimannya: V priemysel -ŽIADNA oxidácia nezkysne, laboratóriách– interakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s hydrantmi:
6HN03 (konc., vodík) + S = H2S04 + 6N02 + 2H20
5HN03 (konc., vodík) + P (červená) = H3P04 + 5N02 + H20
2HN03 (konc., hydro.) + S02 = H2S04 + 2 N02

Oxid dusitýN 2 O

Čistý plyn s príjemnou vôňou („plyn na smiech“), N꞊N꞊О, formálny oxidačný stupeň pre dusík +1, horší pre vodu. Podporuje grafit a horčík:

2N20 + C = CO2 + 2N2 (450 °C)
N20 + Mg = N2 + MgO (500 °C)
Odstráňte dusičnan amónny z tepelného rozkladu:
NH4NO3 = N20 + 2 H20 (195-245 °C)
je v medicíne uznávaný ako anestetikum.

Oxid dusnýN 2 O 3

Pri nízkych teplotách - modrý rozsah, ON꞊NO 2 formálny stupeň oxidácie na dusík +3. Pri 20 ˚C sa 90 % rozloží na zmes bezbariérového a hnedého NO 2 („dusité plyny“, priemyselný dym – „líščí chvost“). N 2 O 3 je kyslý oxid, za studena s vodou rozpúšťa HNO 2 pri zahriatí reaguje inak:
3N203 + H20 = 2HN03 + 4NO
Lúky produkujú soli HNO 2 ako je NaNO 2.
Určite interakciu NO s O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) alebo s NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
keď je veľmi chladno. „Nitrogénne plyny“ sú tiež nebezpečné pre životné prostredie ako katalyzátory ničenia ozónovej vrstvy atmosféry.

Oxid dusičitý N 2 O 5

Holá, pevná rieka, O 2 N - O - NO 2. stupeň oxidácie dusíka je +5. Pri izbovej teplote sa za 10 rokov rozkladá na NO2 a O2. Reaguje s vodou a lúkami ako kyslý oxid:
N205 + H20 = 2HN03
N205 + 2NaOH = 2NaN03 + H2
Odstráňte dehydrotáciou kyseliny dusičnej, potom varte:
2HN03 + P205 = N205 + 2HP03
alebo oxidácia NO 2 ozónom pri -78 °C:
2N02 + O3 = N205 + O2

Dusitany a dusičnany

Dusitan draselnýKNO 2 . Biela, hygroskopická. Roztopiť bez rozpletenia. Odolné voči suchému vetru. Veľmi dobrý roztok vo vode (vytvorenie roztoku bez tyčiniek), ktorý je hydrolyzovaný aniónom. Typické okysličovadlo a okysličovadlo v kyslom prostredí veľmi silno reaguje v kyslom prostredí. Zadajte iónomeničovú reakciu. Jasné reakcie na ión NO 2 - uvoľnenie fialového sfarbenia MnO 4 a výskyt čiernej zrazeniny po pridaní iónov I Je prítomný v čučoriedkach ako analytické činidlo pre aminokyseliny a jodid, súčasť fotografických činidiel.
poradie najdôležitejších reakcií:
2KN02 (t) + 2HN03 (konc.) = N02 + NO + H20 + 2KN03
2KNO 2 (nebalené) + O 2 (poz.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KN02 + H20 + Br2 = KN03 + 2HBr
5N02- + 6H+ + 2MnO4- (viol.) = 5N03- + 2Mn02+ (bts.) + 3H20
3N02- + 8H+ + Cr072- = 3N03- + 2Cr3+ + 4H20
N02 - (nasýtený) + NH4 + (nasýtený) = N2 + 2H20
2NO2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I2 (čierne) ↓ = 2H20
NO 2 - (voliteľné) + Ag + = AgN02 (svetlo žltá)↓
Otrimannya Vpriemyslu- Aktualizovaný dusičnan draselný v procesoch:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (Konc.) + Pb (huba) + H20 = KNO 2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO4 (300 ˚C)

H itrat draslík KNO 3
Technický názov potaš, alebo iný indický soľ , ľadok. Biela, topí sa bez rozvinutia, pri ďalšom zahrievaní sa rozvinie. Odolný voči vetru. Dobre razchinniy pri vode (s vysokou endo-účinok, = -36 kJ), nedochádza k hydrolýze. Silná oxidácia za hodinu fúzie (pre rýchlosť atómovej kyseliny). V Rusku sa používa iba atómová voda (v kyslom prostredí do KNO 2, v kyslom prostredí do NH 3). V sklade zeleniny sa vyskytuje ako konzervačná látka kukuričných produktov, zložka pyrotechnických zmesí a minerálne prísady.

2KN03 = 2KN02 + O2 (400-500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, rozpustená HCl) = KNO2 + H20

KNO3 + 8H0 (Al, konc. KOH) = NH3 + 2H20 + KOH (80 °C)

KNO3 + NH4CI = N20 + 2H20 + KCI (230-300 °C)

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

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

KNO3 + 2KOH + Mn02 = K2MnO4 + KNO2 + H20 (350 - 400 ˚C)

Otrimannya: v priemysle
4KOH (hor.) + 4N02 + O2 = 4KN03 + 2H20

a v laboratóriu:
KCl + AgN03 = KNO3 + AgCl↓

VIŇACHENNYA

Dusík– siedmy prvok periodickej tabuľky. Rotácie v inom období V skupina A podskupina. Menovanie – N.

Dusík je typický nekovový prvok, z hľadiska elektronegativity (3,0) je horší ako fluór a kyslosť.

Prírodný dusík je zložený z dvoch stabilných izotopov 14N (99,635 %) a 15N (0,365 %).

Molekula dusíka je dvojatómová. Medzi atómami dusíka v molekule je trojitá väzba, preto je molekula N 2 vinyatkovo. Molekulový dusík je chemicky neaktívny a slabo polarizovaný.

V bežných mysliach je molekulárny dusík plyn. Teploty topenia (-210 o C) a teploty varu (-195,8 o C) pre dusík sú veľmi nízke; Je zlé byť potrestaný vodou a inými zločincami.

Stupeň oxidácie dusíka

Dusík oxiduje dvojatómové molekuly v sklade N 2 za účelom indukcie kovalentných nepolárnych väzieb a ako je známe, v tých, ktoré sú spojené s nepolárnymi väzbami, je oxidačný stupeň prvkov podobný. nula.

Dusík sa vyznačuje celým spektrom oxidačných stupňov, z ktorých niektoré sú pozitívne a niektoré negatívne.

Oxidačné štádium (-3) Dusík sa objavuje v zlúčeninách nazývaných nitridy (Mg +2 3 N -3 2 B +3 N -3), najčastejšie známych ako amoniak (N -3 H +1 3).

Oxidačné štádium (-2) Dusík sa vyskytuje v zlúčeninách peroxidového typu - pernitridoch, ktorých najjednoduchším predstaviteľom je hydrazín (diamid/pernitrid vodný) - N -2 2 H 2.

Pod názvom hydroxylamín - N -1 H 2 OH-dusík ukazuje oxidačné štádium (-1) .

Najstabilnejšie pozitívne štádiá oxidácie dusíka sú (+3) і (+5) . Prvý z nich sa nachádza vo fluoride (N +3 F -1 3), oxide (N +3 2 O -2 3), oxohalogenidoch (N +3 OCl, N +3 OBr, atď.), ako aj v podobných anión N02- (KN+302, NaN+302 a ін). Oxidačný stupeň (+5) dusík sa objavuje v oxide N +5 2 O 5, oxonitridoch N +5 ON, dioxoforidoch N +5 O 2 F, ako aj v trioxonitrátových (V) -iónoch NO 3 - a dinitridonirátoch (V) - ióny NH2-.

Dusík tiež vykazuje oxidačné štádium (+1) - N + 1 2 O, (+2) -N+20 (+4) N +4 O 2 vo vašich vlastných mysliach, ale oveľa skôr.

Aplikujte na riešenie problémov

ZADOK 1

Zavdannya	Uveďte oxidačný stupeň kyslosti v kyselinách: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2.
Vidpovid	Kyslosť je produkovaná množstvom typov binárnych zlúčenín, ktoré vykazujú charakteristické oxidačné stupne. Ak teda oxidácia vstúpi do skladu oxidov, potom je jej oxidačný stupeň starší (-2), ako v prípade La 2 O 3 a Cl 2 O 7. V peroxidoch je oxidačný stupeň kyseliny rovnaký (-1): H 2 O 2 Na 2 O 2 BaO 2 . V kombinácii s fluórom (OF 2) je úroveň kyslej oxidácie vyššia (+2). Oxidačný stupeň prvku v jednoduchej látke je vždy nulový (O o 2). Ide o KO 2 a KO 3 - superperoxid (superoxid) a ozonid draselný, v ktorých oxidačné stupne vykazujú výstrelové hodnoty: (-1/2) a (-1/3).
Vidpovid	(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 a (+2).

BUTT 2

Zavdannya	Uveďte stupne oxidácie dusíka v plynoch: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5.
rozhodnutie	Stupeň oxidácie prvku v jednoduchej látke je vždy rovný nule (N o 2). Zdá sa, že v oxidoch je oxidačný stupeň kyseliny starší (-2). Okrem toho je úroveň elektrickej neutrality určená oxidačným stupňom dusíka v oxidoch toho istého: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3 N +4 O 2 N +5 2 O 5.

Objaviť chemické prvky, ktoré vykazujú rôzne stupne oxidácie, čo umožňuje vytvárať širokú škálu efektov počas chemických reakcií. Keď poznáte elektronickú štruktúru atómu, môžete predpokladať, ako sa budú vytvárať reči.

Úrovne oxidácie dusíka sa môžu meniť od -3 do +5, čo naznačuje variabilitu výsledkov na tomto základe.

Charakteristika prvku

Dusík sa privádza k chemickým prvkom rozpusteným v skupine 15 v inom období v periodickom systéme Mendeleva D. I. Je mu priradené poradové číslo 7 a skrátené písmeno N. V normálnych mysliach je na uskutočnenie reakcie potrebný špeciálny druh mysle;

V prírode sa v atmosférickom vzduchu vyskytuje barbarský diatomický plyn s objemovým zlomkom vyšším ako 75%. Nachádzať sa v blízkosti skladu molekúl bielkovín, nukleových kyselín a dusíkatých látok anorganického pôvodu.

Atómová štruktúra

Na určenie úrovne oxidácie dusíka v polovodičoch je potrebné poznať jeho jadrovú štruktúru a zvážiť jeho elektrónové obaly.

Prírodný prvok obsahuje dva stabilné izotopy s hmotnosťou 14 alebo 15. Prvé jadro obsahuje 7 neutrónových a 7 protónových častíc a druhé obsahuje o 1 neutrónovú časticu viac.

Existujú jednotlivé odrody atómu s hmotnosťou 12-13 a 16-17, ktoré sú nestabilnými jadrami.

Pri skúmaní elektrónovej štruktúry atómového dusíka je možné vidieť, že existujú dva elektrónové obaly (vnútorný a vonkajší). Orbitál 1s obsahuje jeden pár elektrónov.

Na druhom vonkajšom obale je celkom päť záporne nabitých častíc: dve v 2s-suborbitáloch a tri v 2p-orbitáloch. Valenčná energetická rebarbora nemá silné stredné body, čo naznačuje nemožnosť elektronickej stávky. Orbitál 2p je len do polovice naplnený elektrónmi, čo umožňuje pridanie 3 záporne nabitých častíc. V každom prípade sa oxidačný stupeň dusíka rovná -3.

Úpravou orbitálov je možné dosiahnuť nenáročný záver, takže tento prvok s koordinačným číslom 4 je maximálne asociovaný s takmer všetkými ostatnými atómami. Na vytvorenie troch väzov sa vykoná mechanická výmena a ďalšia sa vytvorí úplne iným spôsobom.

Etapy oxidácie dusíka v rôznych zlúčeninách

Maximálny počet negatívnych častíc, ktoré je možné pridať k atómu, sú 3. V tomto prípade je oxidačný stupeň atómu -3, čo je spojené s typom NH 3 alebo amoniak, NH 4+ alebo amónium a nitridy Me 3 N 2. Zvyšné zlúčeniny sa tvoria, keď sa teplota zvyšuje v dôsledku interakcie dusíka s atómami kovu.

Najvyšší počet záporne nabitých častíc, ktoré prvok obsahuje, je 5.

Dva atómy dusíka sa navzájom spájajú a vytvárajú stabilné reakcie v oxidačnom stupni -2. Takáto väzba je prítomná v N2H4 alebo hydrazínoch, azidoch rôznych kovov alebo MeN3. Atóm dusíka dostane 2 elektróny do svojho voľného orbitálu.

Prvý oxidačný stupeň je -1, v ktorom tento prvok odstraňuje aspoň 1 negatívnu časticu. Napríklad NH20H alebo hydroxylamín majú záporné náboje.

Pozitívnym znakom štádia oxidácie dusíka je, keď sú časti elektrónov odoberané z vonkajšej energetickej sféry. Smrad sa pohybuje od +1 do +5.

Náboj je 1+ v dusíku N20 (monovalentný oxid) a v hypodusitane sodnom so vzorcom Na2N202.

V NO (dvojmocný oxid) prvok odovzdá dva elektróny a nabije sa kladne (+2).

Prvým stupňom oxidácie je dusík 3 (pre pridaný NaNO 2 alebo nitrid a trojmocný oxid). V tomto prípade sa pridajú 3 elektróny.

Náboj +4 je v oxide s valenciou IV alebo dimérom (N 2 O 4).

Kladné znamienko oxidačného stupňa (+5) sa objavuje v N 2 O 5 alebo v päťmocnom oxide, kyseline dusičnej a podobných soliach.

Spojenie s dusíkom a vodou

Prirodzené slová založené na dvoch prediktívnych prvkoch predpovedajú organické sacharidy. Len vodík dusičné kyseliny strácajú stabilitu v dôsledku zvýšeného množstva atómového dusíka.

Molekuly amoniaku, hydrazínu a kyseliny dusnej a hydrogénovej prenášajú najvýznamnejšie hladiny vody. Vyznačujú sa interakciou medzi vodou a dusíkom a zostávajúca kvapalina je stále kyslá.

Čo je amoniak?

Nazýva sa tiež vodný nitrid a jeho chemický vzorec je NH 3 s hmotnosťou 17. Vo výlevkách normálnej teploty a tlaku má amoniak formu nebarbarského plynu s prenikavým zápachom amoniaku. Vďaka hrúbke vína, ktorá sa delí dvakrát za kolo, sa ľahko delí na vodné médium pre štruktúru polárnej molekuly. Pokračujte až do nebezpečných prejavov.

V priemyselných aplikáciách sa amoniak používa na pomoc pri katalytickej syntéze molekúl vody a dusíka. Existujú laboratórne metódy na koncentráciu amónnych solí a dusitanu sodného.

Budova Amiaku

Pyramídová molekula obsahuje jeden dusík a 3 atómy vody. Zhnitý smrad jeden za druhým pod 107 stupňov. Molekula, ktorá má tvar štvorstenu, má v strede rozmiestnený dusík. Pre kombináciu troch nepárových p-elektrónov sú žily spojené polárnymi väzbami kovalentnej povahy s 3 atómovými vodami, z ktorých každá obsahuje 1 s-elektrón. Takto vzniká molekula amónia. V tomto prípade dusík vykazuje oxidačný stupeň -3.

Tento prvok má na vonkajšej strane stále nezdieľaný elektrónový pár, ktorý vytvára kovalentnú väzbu s vodným iónom, ktorý má kladný náboj. Jeden prvok je donorom záporne nabitých častíc, druhý je akceptor. Takto vzniká amónny ión NH4+.

Čo je to za amóniu?

Patria sem kladne nabité polyatomické ióny alebo katióny. Amónium sa môže redukovať aj na chemické látky, ktoré nemôžu existovať vo forme molekuly. Víno sa skladá z amoniaku a vody.

Amónium s kladným nábojom v prítomnosti rôznych aniónov so záporným znamienkom môže vytvárať amónne soli, ako sú kovy s valenciou I. Týmto procesom sa syntetizujú aj amónne zlúčeniny.

Mnohé amónne soli majú vzhľad kryštalických kvapalín bez barov, ktoré sa ľahko rozpúšťajú vo vode. Keďže ión NH 4 + rozpúšťajú prchavé kyseliny, zahrievanie výleviek spôsobí ich rozpustenie v prítomnosti plynných látok. Po vychladnutí sa proces obráti.

Stabilita takýchto solí závisí od sily kyselín, čím sa eliminuje aj zápach. Pretrvávajúci amoniak má za následok silné preťaženie kyselinou. Napríklad stabilný chlorid amónny vibruje z kyseliny chlorovodíkovej. Pri teplotách do 25 stupňov sa táto soľ nerozkladá, čo sa nedá povedať o uhličitane amónnom. Zvyšná zmes sa často používa pri varení cesta, čím sa nahrádza grubová sóda.

Cukrári jednoducho nazývajú uhličitan amónny amónny. Takto ho používajú pivovarníci na farbenie kvasenia pivovarských kvasníc.

Jasnou reakciou na detekciu amónnych iónov je pôsobenie hydroxidov kovov na povrch. Prítomnosť NH 4+ má za následok uvoľňovanie amoniaku.

Chemická štruktúra amónia

Konfigurácia tohto iónu predpovedá pravidelný štvorsten, ktorého stred tvorí dusík. Na vrchnej časti figúrky sa rozprestierajú vody Atomi. Aby sa rozvinul stupeň oxidácie dusíka v amoniaku, je potrebné pamätať na to, že solárny náboj katiónu je +1 a ión kože má jeden elektrón za deň a 4. Celkový potenciál vody je +4. Ak náboj katiónu zvyšuje náboj všetkých iónov vo vode, potom odčítame: +1 - (+4) = -3. Dusík má potom oxidačný stupeň -3. Ktorá cesta dostane tri elektróny.

Čo sú to nitridy?

Dusík je kombinovaný s elektropozitívnejšími atómami kovovej a nekovovej povahy. V dôsledku toho vznikajú zlúčeniny podobné hydridom a karbidom. Takéto zlúčeniny obsahujúce dusík sa nazývajú nitridy. Medzi kovom a atómom dusíka existuje kovalentná, iónová a intermediárna väzba. Práve táto charakteristika je základom ich klasifikácie.

Predtým, ako sú nitridy kovalentné, chemická väzba neprenáša elektróny z atómového dusíka, ale vytvára naraz negatívny elektrónový odpad zo záporne nabitých častíc iných atómov.

Príkladmi takýchto látok sú nitridy vody, ako sú molekuly amónia a hydrazínu, ako aj halogenidy dusíka, ktoré zahŕňajú trichloridy, tribromidy a trifluoridy. Majú jeden elektrónový pár, ale patria dvom atómom.

K týmto nitridom sa pridávajú zlúčeniny s chemickou väzbou vytvorenou prechodom elektrónov z prvku na kov na rovnakej úrovni ako dusík. Molekuly takýchto zlúčenín sú chránené pred polaritou. Nitridy sú v stupni oxidácie dusíka 3-. Podľa všetkého bude požiarna nálož kovu 3+.

K takýmto výsledkom sa okrem základných kovov pridávajú aj nitridy horčíka, lítia, zinku alebo medi. Zápach zvyšuje teplotu topenia.

Pred nitridmi sú zlúčeniny s medziľahlým spojením, ktoré majú rovnomerné rozloženie atómov kovov a dusíka a jasný posun elektrónov. Pred takýmito inertnými zlúčeninami sú nitridy kovov, molybdén, mangán a volfrám.

Opis trojmocného oxidu dusíka

Nazýva sa tiež anhydrid, odvodený od kyseliny dusnej, ktorá má vzorec HNO 2. Konečným štádiom oxidácie dusíka (3+) a kyseliny (2-) v oxide trioxide je spojenie atómov prvkov 2 až 3 alebo N203.

Táto vzácna plynom podobná forma anhydridu je veľmi nestabilná a ľahko sa rozkladá na dva rôzne oxidy s valenciou IV a II.