Stopień utlenienia atomu azotu wynosi 3. Stopień utlenienia azotu - nauczmy się rozumieć. Stany utlenienia azotu w różnych związkach

DEFINICJA

Azot- siódmy element układu okresowego. Znajduje się w drugim okresie V podgrupy grupy A. Oznaczenie – N.

Azot jest typowym pierwiastkiem niemetalicznym, pod względem elektroujemności (3,0) ustępuje jedynie fluorowi i tlenowi.

Naturalny azot składa się z dwóch stabilnych izotopów 14 N (99,635%) i 15 N (0,365%).

Cząsteczka azotu jest dwuatomowa. Pomiędzy atomami azotu w cząsteczce występuje potrójne wiązanie, w wyniku czego cząsteczka N2 jest niezwykle silna. Azot cząsteczkowy jest chemicznie nieaktywny i słabo spolaryzowany.

W normalnych warunkach azot cząsteczkowy jest gazem. Temperatury topnienia (-210 o C) i wrzenia (-195,8 o C) azotu są bardzo niskie; jest słabo rozpuszczalny w wodzie i innych rozpuszczalnikach.

Stopień utlenienia azotu w związkach

Azot tworzy dwuatomowe cząsteczki składu N2 w wyniku utworzenia kowalencyjnych wiązań niepolarnych, a jak wiadomo, w związkach z wiązaniami niepolarnymi stopień utlenienia pierwiastków jest równy zero.

Azot charakteryzuje się całym spektrum stopni utlenienia, zarówno dodatnim, jak i ujemnym.

Stan utlenienia (-3) azot objawia się w związkach zwanych azotkami (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), z których najbardziej znanym jest amoniak (N -3 H +1 3).

Stan utlenienia (-2) azot objawia się w związkach typu nadtlenkowego – nadazotkach, których najprostszym przedstawicielem jest hydrazyna (diamid/nadazotek wodoru) – N -2 2 H 2.

W związku zwanym hydroksyloaminą - N-1H2OH-azot wykazuje stopień utlenienia (-1) .

Najbardziej stabilne dodatnie stopnie utlenienia azotu to (+3) I (+5) . Pierwszy z nich objawia się fluorkiem (N +3 F -1 3), tlenkiem (N +3 2 O -2 3), oksohalogenkami (N +3 OCl, N +3 OBr itp.), a także pochodnymi anion NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2 itp.). Stopień utlenienia (+5) azotu objawia się tlenkiem N +5 2 O 5, oksoazotkiem N +5 ON, dioksofluorkiem N +5 O 2 F, a także jonem trioksonitanowym (V) NO 3 - i diazozotanem (V) jon NH2 - .

Azot wykazuje również stopnie utlenienia (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O i (+4) N +4 O 2 w swoich związkach, ale znacznie rzadziej.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

PRZYKŁAD 2

Azot jest prawdopodobnie najpowszechniejszym pierwiastkiem chemicznym w całym Układzie Słonecznym. Mówiąc ściślej, azot zajmuje czwarte miejsce pod względem obfitości. Azot w przyrodzie jest gazem obojętnym.

Gaz ten nie ma koloru ani zapachu i jest bardzo trudno rozpuszczalny w wodzie. Jednakże sole azotanowe bardzo dobrze reagują z wodą. Azot ma niską gęstość.

Azot to niesamowity pierwiastek. Zakłada się, że ma swoją nazwę od starożytnego języka greckiego, co w tłumaczeniu z niego oznacza „martwy, zepsuty”. Skąd takie negatywne podejście do azotu? Przecież wiemy, że jest częścią białek, a oddychanie bez niego jest prawie niemożliwe. Azot odgrywa ważną rolę w przyrodzie. Ale w atmosferze gaz ten jest obojętny. Jeśli zażyjesz go w oryginalnej postaci, możliwych jest wiele skutków ubocznych. Ofiara może nawet umrzeć w wyniku uduszenia. W końcu azot nazywany jest martwym, ponieważ nie wspomaga ani spalania, ani oddychania.

W normalnych warunkach taki gaz reaguje tylko z litem, tworząc związek taki jak azotek litu Li3N. Jak widać stopień utlenienia azotu w takim związku wynosi -3. Oczywiście reaguje również z innymi metalami, ale tylko po podgrzaniu lub przy zastosowaniu różnych katalizatorów. Nawiasem mówiąc, -3 jest najniższym stopniem utlenienia azotu, ponieważ do całkowitego wypełnienia zewnętrznego poziomu energii potrzebne są tylko 3 elektrony.

Wskaźnik ten ma różne znaczenia. Każdy stopień utlenienia azotu ma swój własny związek. Lepiej po prostu zapamiętać takie połączenia.

5 to najwyższy stopień utlenienia azotu. Występuje we wszystkich solach azotanowych.

Azot- element drugiego okresu grupy V A układu okresowego, numer seryjny 7. Elektronowa formuła atomu [ 2 He]2s 2 2p 3, charakterystyczne stopnie utlenienia 0, -3, +3 i +5, mniej często +2 i +4 oraz inny stan N v uważa się za stosunkowo stabilny.

Skala stopni utlenienia azotu:
+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.

Azot ma wysoką elektroujemność (3,07), trzecią po F i O. Wykazuje typowe właściwości niemetaliczne (kwasowe), tworząc różne kwasy, sole i związki binarne zawierające tlen, a także kation amonowy NH 4 i jego sole.

W naturze - siedemnasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (dziewiąty wśród niemetali). Pierwiastek niezbędny dla wszystkich organizmów.

N 2

Prosta substancja. Składa się z niepolarnych cząsteczek z bardzo stabilnym wiązaniem ˚σππ N≡N, co wyjaśnia obojętność chemiczną pierwiastka w normalnych warunkach.

Bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu gaz, który skrapla się w bezbarwną ciecz (w przeciwieństwie do O2).

Główny składnik powietrza stanowi 78,09% objętościowych i 75,52% masowych. Azot wrze z ciekłego powietrza przed tlenem. Słabo rozpuszczalny w wodzie (15,4 ml/1 l H 2 O w temperaturze 20 ˚C), rozpuszczalność azotu jest mniejsza niż tlenu.

W temperaturze pokojowej N2 reaguje z fluorem i w bardzo małym stopniu z tlenem:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Odwracalna reakcja prowadząca do wytworzenia amoniaku zachodzi w temperaturze 200˚C, pod ciśnieniem do 350 atm i zawsze w obecności katalizatora (Fe, F 2 O 3, FeO, w laboratorium z Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost wydajności amoniaku powinien następować wraz ze wzrostem ciśnienia i spadkiem temperatury. Jednakże szybkość reakcji w niskich temperaturach jest bardzo niska, dlatego proces prowadzi się w temperaturze 450-500 ˚C, uzyskując 15% wydajność amoniaku. Nieprzereagowany N2 i H2 zawraca się do reaktora, zwiększając w ten sposób stopień reakcji.

Azot jest chemicznie pasywny w stosunku do kwasów i zasad i nie wspomaga spalania.

Paragon V przemysł– destylacja frakcyjna ciekłego powietrza lub usuwanie tlenu z powietrza środkami chemicznymi, np. w reakcji 2C (koks) + O 2 = 2CO po podgrzaniu. Otrzymuje się w nich azot, który zawiera także domieszki gazów szlachetnych (głównie argon).

W laboratorium niewielkie ilości chemicznie czystego azotu można otrzymać w wyniku reakcji komutacji przy umiarkowanym ogrzewaniu:

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

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

Stosowany do syntezy amoniaku. Kwas azotowy i inne produkty zawierające azot, jako medium obojętne w procesach chemicznych, metalurgicznych oraz magazynowaniu substancji palnych.

N.H. 3

Związek binarny, stopień utlenienia azotu wynosi – 3. Bezbarwny gaz o ostrym, charakterystycznym zapachu. Cząsteczka ma budowę niepełnego czworościanu [: N(H) 3 ] (hybrydyzacja sp 3). Obecność pary elektronów donorowych na orbitalu hybrydowym sp 3 azotu w cząsteczce NH 3 warunkuje charakterystyczną reakcję dodania kationu wodoru, w wyniku której powstaje kation amon NH4. Upłynnia się pod nadciśnieniem w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym wiąże się poprzez wiązania wodorowe. Termicznie niestabilny. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (ponad 700 l/1 l H 2 O w temperaturze 20˚C); udział w roztworze nasyconym wynosi 34% wagowych i 99% objętościowych, pH = 11,8.

Bardzo reaktywny, podatny na reakcje addycji. Spala się w tlenie, reaguje z kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N -3) i utleniające (ze względu na H +1). Suszy się wyłącznie tlenkiem wapnia.

Reakcje jakościowe – powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl, czernienie kartki papieru zwilżonej roztworem Hg 2 (NO3) 2.

Produkt pośredni w syntezie HNO 3 i soli amonowych. Stosowany do produkcji sody, nawozów azotowych, barwników, materiałów wybuchowych; ciekły amoniak jest czynnikiem chłodniczym. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) biały „dymny”
4NH 3 + 3O 2 (powietrze) = 2N 2 + 6 H 2 O (spalanie)
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 + 3 Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura pokojowa, ciśnienie)
Paragon. W laboratoria– wypieranie amoniaku z soli amonowych po ogrzaniu wapnem sodowanym: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Lub gotowanie wodnego roztworu amoniaku, a następnie suszenie gazu.
W przemyśle Amoniak powstaje z azotu i wodoru. Produkowany przemysłowo w postaci skroplonej lub w postaci stężonego roztworu wodnego pod nazwą techniczną woda amoniakalna.

Hydrat amoniakuN.H. 3 * H 2 O. Połączenie międzycząsteczkowe. Biały, w sieci krystalicznej – cząsteczki NH 3 i H 2 O połączone słabym wiązaniem wodorowym. Występuje w wodnym roztworze amoniaku, słabej zasadzie (produkty dysocjacji - kation NH4 i anion OH). Kation amonowy ma regularną strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp 3). Termicznie niestabilny, całkowicie rozkłada się po zagotowaniu roztworu. Neutralizowany mocnymi kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N-3) w stężonym roztworze. Podlega reakcjom wymiany jonowej i kompleksowania.

Reakcja jakościowa– powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl. Służy do wytworzenia lekko zasadowego środowiska w roztworze podczas wytrącania wodorotlenków amfoterycznych.
1 M roztwór amoniaku zawiera głównie hydrat NH3*H2O i tylko 0,4% jonów NH4OH (w wyniku dysocjacji hydratu); Zatem jonowy „wodorotlenek amonu NH 4 OH” praktycznie nie jest zawarty w roztworze i nie ma takiego związku w stałym hydracie.
Równania najważniejszych reakcji:
NH3H2O ​​(stężony) = NH3 + H2O (wrzenie z NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (rozcieńczony) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH3H2O) (stęż.) + CrCl3 = Cr(OH)3 ↓ + 3NH4Cl
8(NH3H2O) (stęż.) + 3Br2(p) = N2 + 6NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (stęż.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (stęż.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (stęż.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (stęż.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Często nazywany jest rozcieńczonym roztworem amoniaku (3-10%) amoniak(nazwa została wymyślona przez alchemików), a stężony roztwór (18,5 - 25%) to roztwór amoniaku (wytwarzany przez przemysł).

Tlenki azotu

Tlenek azotuNIE

Tlenek nie tworzący soli. Bezbarwny gaz. Rodnik zawiera kowalencyjne wiązanie σπ (N꞊O), w stanie stałym dimer N 2 O 2 z wiązaniem N-N. Wyjątkowo stabilny termicznie. Wrażliwy na tlen z powietrza (brązowieje). Słabo rozpuszczalny w wodzie i nie reaguje z nią. Chemicznie pasywny wobec kwasów i zasad. Po podgrzaniu reaguje z metalami i niemetalami. wysoce reaktywna mieszanina NO i NO 2 („gazy azotowe”). Produkt pośredni w syntezie kwasu azotowego.
Równania najważniejszych reakcji:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(czerwony) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reakcje na mieszaniny NO i NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(rozcieńczony) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Paragon V przemysł: utlenianie amoniaku tlenem na katalizatorze, w laboratoria— oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego z reduktorami:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NIE+ 4H2O
lub redukcja azotanów:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NIE + Ja 2 ↓ + 2 H 2 O + 2 Na 2 SO 4

Dwutlenek azotuNIE 2

Tlenek kwasowy, warunkowo odpowiada dwóm kwasom - HNO 2 i HNO 3 (kwas dla N 4 nie istnieje). Brązowy gaz, w temperaturze pokojowej monomer NO 2, w zimnej cieczy bezbarwny dimer N 2 O 4 (tetratlenek diazotu). Całkowicie reaguje z wodą i zasadami. Bardzo silny utleniacz powodujący korozję metali. Stosowany jest do syntezy kwasu azotowego i bezwodnych azotanów, jako utleniacz paliwa rakietowego, oczyszczacz oleju z siarki oraz katalizator utleniania związków organicznych. Trujący.
Równanie najważniejszych reakcji:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (na zimno)
3NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NIE
2NO 2 + 2NaOH (rozcieńczony) = 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)
NIE 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Paragon: V przemysł - utlenianie NO przez tlen atmosferyczny, w laboratoria– oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z reduktorami:
6HNO 3 (stężony, poziomy) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (stężony, poziomy) + P (czerwony) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (stężony, poziomy) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Tlenek diazotuN 2 O

Bezbarwny gaz o przyjemnym zapachu („gaz rozweselający”), N꞊N꞊О, formalny stopień utlenienia azotu +1, słabo rozpuszczalny w wodzie. Wspomaga spalanie grafitu i magnezu:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Otrzymywany w wyniku termicznego rozkładu azotanu amonu:
NH 4NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
stosowany w medycynie jako środek znieczulający.

Trójtlenek diazotuN 2 O 3

W niskich temperaturach – niebieska ciecz, ON꞊NO 2, formalny stopień utlenienia azotu +3. W temperaturze 20 ˚C rozkłada się w 90% na mieszaninę bezbarwnego NO i brunatnego NO 2 („gazy azotowe”, dym przemysłowy – „lisi ogon”). N 2 O 3 jest tlenkiem kwasowym, na zimno z wodą tworzy HNO 2, po podgrzaniu reaguje inaczej:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Z zasadami daje sole HNO 2, na przykład NaNO 2.
Otrzymywany w reakcji NO z O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) lub z NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
z mocnym chłodzeniem. „Gazy azotowe” są również niebezpieczne dla środowiska i działają jako katalizatory niszczenia warstwy ozonowej atmosfery.

Pięciotlenek diazotu N 2 O 5

Substancja stała, bezbarwna, O 2 N – O – NO 2, stopień utlenienia azotu +5. W temperaturze pokojowej rozkłada się na NO 2 i O 2 w ciągu 10 godzin. Reaguje z wodą i zasadami w postaci tlenku kwasowego:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + H 2
Otrzymywany przez odwodnienie dymiącego kwasu azotowego:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
lub utlenianie NO 2 ozonem w temperaturze -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Azotyny i azotany

Azotyn potasuKNO 2 . Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu. Stabilny w suchym powietrzu. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (tworząc bezbarwny roztwór), hydrolizuje przy anionie. Typowy środek utleniający i redukujący w środowisku kwaśnym, w środowisku zasadowym reaguje bardzo wolno. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Reakcje jakościowe na jonie NO 2 - odbarwienie fioletowego roztworu MnO 4 i pojawienie się czarnego osadu po dodaniu jonów I. Stosowany jest do produkcji barwników, jako odczynnik analityczny do aminokwasów i jodków oraz składnik odczynników fotograficznych. .
równanie najważniejszych reakcji:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (stęż.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (rozcieńcz.)+ O 2 (np.) → 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
3NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (nasycony) + NH 4 + (nasycony) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (czarny) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (rozcieńczony) + Ag + = AgNO 2 (jasnożółty) ↓
Paragon Vprzemysł– redukcja azotanu potasu w procesach:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (stęż.) + Pb (gąbka) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO4 (300 ˚C)

H powtórz potas KNO 3
Nazwa techniczna potaż, Lub indyjski sól , saletra. Biały, topi się bez rozkładu i rozkłada się podczas dalszego ogrzewania. Stabilny w powietrzu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (o wysokiej endo-efekt, = -36 kJ), brak hydrolizy. Silny utleniacz podczas stapiania (w wyniku uwalniania tlenu atomowego). W roztworze ulega redukcji jedynie przez wodór atomowy (w środowisku kwaśnym do KNO 2, w środowisku zasadowym do NH 3). Stosowany jest w produkcji szkła, jako środek konserwujący żywność, składnik mieszanin pirotechnicznych i nawozów mineralnych.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

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

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

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

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)

Paragon: w przemyśle
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

oraz w laboratorium:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Istnieją pierwiastki chemiczne, które wykazują różne stopnie utlenienia, co pozwala na utworzenie podczas reakcji chemicznych dużej liczby związków o określonych właściwościach. Znając budowę elektronową atomu, możemy odgadnąć, jakie substancje zostaną utworzone.

Stopień utlenienia azotu może wahać się od -3 do +5, co wskazuje na różnorodność opartych na nim związków.

Charakterystyka elementu

Azot należy do pierwiastków chemicznych znajdujących się w grupie 15, w drugim okresie układu okresowego D.I. Mendelejewa. Przypisany jest mu numer seryjny 7 i skrócone oznaczenie literowe N. W normalnych warunkach do reakcji potrzebne są stosunkowo obojętne pierwiastki; wystąpić.

W przyrodzie występuje w postaci dwuatomowego, bezbarwnego gazu zawartego w powietrzu atmosferycznym o udziale objętościowym przekraczającym 75%. Zawarte w cząsteczkach białek, kwasach nukleinowych i substancjach zawierających azot pochodzenia nieorganicznego.

Struktura atomowa

Aby określić stopień utlenienia azotu w związkach, należy poznać jego strukturę jądrową i zbadać powłoki elektronowe.

Pierwiastek naturalny reprezentowany jest przez dwa stabilne izotopy o liczbie masowej 14 lub 15. Pierwsze jądro zawiera 7 cząstek neutronów i 7 protonów, a drugie zawiera 1 cząstkę więcej neutronu.

Istnieją sztuczne odmiany jego atomu o masach 12-13 i 16-17, które mają niestabilne jądra.

Badając strukturę elektronową atomowego azotu, jasne jest, że istnieją dwie powłoki elektronowe (wewnętrzna i zewnętrzna). Orbital 1s zawiera jedną parę elektronów.

Na drugiej powłoce zewnętrznej znajduje się tylko pięć ujemnie naładowanych cząstek: dwie na podpoziomie 2s i trzy na orbicie 2p. Poziom energii walencyjnej nie ma wolnych komórek, co wskazuje na niemożność rozdzielenia jego pary elektronów. Uważa się, że orbital 2p jest wypełniony elektronami tylko w połowie, co pozwala na dodanie 3 ujemnie naładowanych cząstek. W tym przypadku stopień utlenienia azotu wynosi -3.

Biorąc pod uwagę strukturę orbitali, możemy stwierdzić, że ten pierwiastek o liczbie koordynacyjnej 4 jest maksymalnie związany tylko z czterema innymi atomami. Aby utworzyć trzy wiązania, stosuje się mechanizm wymiany, kolejne tworzy się w sposób przed-ni-nieakceptorowy.

Stany utlenienia azotu w różnych związkach

Maksymalna liczba cząstek ujemnych, które może przyłączyć jego atom, wynosi 3. W tym przypadku jego stopień utlenienia wydaje się równy -3, nieodłącznie związany ze związkami takimi jak NH3 lub amoniak, NH4 + lub azotki amonu i Me3N2. Te ostatnie substancje powstają wraz ze wzrostem temperatury w wyniku oddziaływania azotu z atomami metali.

Największa liczba ujemnie naładowanych cząstek, jaką może wytworzyć pierwiastek, wynosi 5.

Dwa atomy azotu mogą łączyć się ze sobą, tworząc trwałe związki o stopniu utlenienia -2. Takie wiązanie obserwuje się w N2H4 lub hydrazynach, w azydkach różnych metali lub MeN3. Atom azotu dodaje 2 elektrony do wolnych orbitali.

Stopień utlenienia -1 występuje, gdy dany pierwiastek otrzymuje tylko 1 cząstkę ujemną. Na przykład w NH2OH lub hydroksyloaminie jest naładowany ujemnie.

Istnieją pozytywne oznaki stopnia utlenienia azotu, gdy cząstki elektronów są pobierane z zewnętrznej warstwy energetycznej. Różnią się od +1 do +5.

Ładunek 1+ występuje na azocie w N 2 O (jednowartościowy tlenek) i podazotynie sodu o wzorze Na 2 N 2 O 2.

W NO (tlenku dwuwartościowym) pierwiastek oddaje dwa elektrony i zostaje naładowany dodatnio (+2).

Istnieje stopień utlenienia azotu 3 (w związku NaNO 2 lub azotku, a także w tlenku trójwartościowym). W tym przypadku 3 elektrony zostają oddzielone.

Ładunek +4 występuje w tlenku o wartościowości IV lub jego dimerze (N 2 O 4).

Dodatni znak stopnia utlenienia (+5) pojawia się w N 2 O 5 lub w tlenku pięciowartościowym, w kwasie azotowym i jego pochodnych solach.

Związki azotu i wodoru

Naturalne substancje na bazie powyższych dwóch pierwiastków przypominają organiczne węglowodory. Jedynie wodoroazotany tracą swoją stabilność wraz ze wzrostem ilości azotu atomowego.

Do najważniejszych związków wodoru zaliczają się cząsteczki amoniaku, hydrazyny i kwasu azotowodorowego. Otrzymuje się je w reakcji wodoru z azotem, przy czym ta ostatnia substancja zawiera także tlen.

Co to jest amoniak

Nazywa się go również azotkiem wodoru, a jego wzór chemiczny to NH 3 o masie 17. W warunkach normalnej temperatury i ciśnienia amoniak ma postać bezbarwnego gazu o ostrym zapachu amoniaku. Jest 2 razy mniej gęsty od powietrza i łatwo rozpuszcza się w środowisku wodnym ze względu na polarną strukturę jego cząsteczki. Odnosi się do substancji stwarzających niewielkie zagrożenie.

W ilościach przemysłowych amoniak wytwarzany jest na drodze syntezy katalitycznej z cząsteczek wodoru i azotu. Istnieją laboratoryjne metody wytwarzania soli amonowych i azotynu sodu.

Struktura amoniaku

Cząsteczka piramidalna zawiera jeden atom azotu i 3 atomy wodoru. Znajdują się one względem siebie pod kątem 107 stopni. W cząsteczce w kształcie czworościanu azot znajduje się w środku. Dzięki trzem niesparowanym p-elektronom jest on połączony wiązaniami polarnymi o charakterze kowalencyjnym z 3 atomowymi wodorami, z których każdy ma 1 s-elektron. W ten sposób powstaje cząsteczka amoniaku. W tym przypadku azot wykazuje stopień utlenienia -3.

Pierwiastek ten nadal ma niewspólną parę elektronów na poziomie zewnętrznym, która tworzy wiązanie kowalencyjne z jonem wodorowym o ładunku dodatnim. Jeden pierwiastek jest donorem cząstek naładowanych ujemnie, a drugi jest akceptorem. W ten sposób powstaje jon amonowy NH 4 +.

Co to jest amon

Jest klasyfikowany jako dodatnio naładowany jon lub kation wieloatomowy. Amon jest również klasyfikowany jako substancja chemiczna, która nie może istnieć w postaci cząsteczki. Składa się z amoniaku i wodoru.

Amon o ładunku dodatnim w obecności różnych anionów o znaku ujemnym może tworzyć sole amonowe, w których zachowują się jak metale o wartościowości I. Przy jego udziale syntetyzuje się także związki amonowe.

Wiele soli amonowych występuje w postaci krystalicznych, bezbarwnych substancji, które są łatwo rozpuszczalne w wodzie. Jeśli związki jonu NH4 + tworzą lotne kwasy, wówczas w warunkach ogrzewania rozkładają się z uwolnieniem substancji gazowych. Ich późniejsze ochłodzenie prowadzi do procesu odwracalnego.

Trwałość takich soli zależy od mocy kwasów, z których są utworzone. Stabilne związki amonowe odpowiadają reszcie silnie kwasowej. Na przykład stabilny chlorek amonu wytwarza się z kwasu solnego. W temperaturach do 25 stopni taka sól nie rozkłada się, czego nie można powiedzieć o węglanie amonu. Ten ostatni związek jest często stosowany w kuchni do wyrastania ciasta, zastępując sodę oczyszczoną.

Cukiernicy nazywają po prostu węglan amonu amonem. Sól ta stosowana jest przez piwowarów w celu usprawnienia fermentacji drożdży piwnych.

Jakościową reakcją wykrywania jonów amonowych jest działanie wodorotlenków metali alkalicznych na ich związki. W obecności NH 4 + uwalnia się amoniak.

Struktura chemiczna amonu

Konfiguracja jego jonu przypomina regularny czworościan z azotem w środku. Atomy wodoru znajdują się w wierzchołkach figury. Aby obliczyć stopień utlenienia azotu w amonie, należy pamiętać, że całkowity ładunek kationu wynosi +1, a każdemu jonowi wodoru brakuje jednego elektronu, a jest ich tylko 4. Całkowity potencjał wodoru wynosi +4. Jeśli od ładunku kationu odejmiemy ładunek wszystkich jonów wodorowych, otrzymamy: +1 - (+4) = -3. Oznacza to, że azot ma stopień utlenienia -3. W tym przypadku dodaje trzy elektrony.

Co to są azotki

Azot może łączyć się z bardziej elektrododatnimi atomami o charakterze metalicznym i niemetalicznym. W rezultacie powstają związki podobne do wodorków i węglików. Takie substancje zawierające azot nazywane są azotkami. Pomiędzy metalem a atomem azotu w związkach występują wiązania kowalencyjne, jonowe i pośrednie. To właśnie ta cecha leży u podstaw ich klasyfikacji.

Azotki kowalencyjne obejmują związki, w których wiązania chemiczne nie przenoszą elektronów z azotu atomowego, ale tworzą wspólną chmurę elektronów wraz z ujemnie naładowanymi cząstkami innych atomów.

Przykładami takich substancji są azotki wodoru, takie jak cząsteczki amoniaku i hydrazyny, a także halogenki azotu, do których zaliczają się trichlorki, tribromki i trifluorki. Ich wspólna para elektronów należy w równym stopniu do obu atomów.

Azotki jonowe obejmują związki z wiązaniem chemicznym utworzonym w wyniku przejścia elektronów z pierwiastka metalicznego do wolnych poziomów azotu. Cząsteczki takich substancji wykazują polarność. Azotki mają stopień utlenienia azotu 3-. Odpowiednio całkowity ładunek metalu wyniesie 3+.

Do takich związków należą azotki magnezu, litu, cynku lub miedzi, z wyjątkiem metali alkalicznych. Mają wysoką temperaturę topnienia.

Azotki z wiązaniem pośrednim to substancje, w których atomy metalu i azotu są równomiernie rozmieszczone i nie ma wyraźnego przemieszczenia chmury elektronów. Takie obojętne związki obejmują azotki żelaza, molibdenu, manganu i wolframu.

Opis trójwartościowego tlenku azotu

Nazywa się go także bezwodnikiem otrzymywanym z kwasu azotawego i ma wzór HNO2. Biorąc pod uwagę stopnie utlenienia azotu (3+) i tlenu (2-) w trójtlenku, stosunek atomów pierwiastków wynosi 2 do 3 lub N 2 O 3.

Ciekłe i gazowe formy bezwodnika są związkami bardzo nietrwałymi, łatwo rozkładają się na 2 różne tlenki o wartościowości IV i II.