ММО: N2 МВЗ: N2

Нітроген та азот. Будова молекули азоту за МВЗ та ММО. Гідрогеновмісні сполуки нітрогену, їх молекулярна будова, властивості та порівняльна характеристика. Особливості поведінки сполук нітрогену з гідрогеном у водних розчинах.

Білет № 5

Теми рефератів

1. Соціологічна інтерпретація понять "індивід", "індивідуальність", "особистість".

2. Специфіка етапів соціалізації індивіда.

3. Структура соціального статусу особистості.

4. Характеристики визначальних чинників соціальної діяльності.

& Використана і рекомендована література

1. Кон И.С. Социология личности.— М., 1967.

2. Соціологія. Посібник для студентів вищих навчальних закладів / За ред. проф. В.Г.Городяненка.— К., 1999.

3. Современная западная социология. Словарь.— М., 1996.

5. Социология. Наука об обществе. Учебное пособие для студентов высших учебных заведений / Под ред. В.П.Андрущенко.— Харків, 1996

5. Щекин Г.В. Система социологического знания. Уч. пособие._К. 1995

6. Якуба О.О. Соціологія.— Харків, 1996.

Нітроген –перший елемент VА групи Періодичної системи. На зовнішньому електронному рівні містить 5 електронів – 2 s ²2 p ³:

Завдяки наявності трьох неспарених р -електронів, атом Нітрогену може утворювати три ковалентні хімічні зв’язки за обмінним механізмом і ще один – за донорно-акцепторним, за рахунок неподіленої пари 2 s -електронів. Тому максимальна валентність Нітрогену дорівнює 4. Ступені окиснення Нітрогену змінюються від –3 (приймає 3 електрони) до +5 (віддає 5 електронів).

Проста речовина–азот –двоатомний газ N₂, атоми у молекулі якого сполучені трьома ковалентними неполярними зв’язками: N≡N. Завдяки такому зв’язку молекула азоту міцна і хімічно інертна.

Поширення у природі. Основна маса азоту зосереджена в атмосферному повітрі (78% за об’ємом). У великій кількості зв’язаний азот міститься в чилійській селітрі NaNO₃. Зв’язаний азот міститься в усіх живих організмах у складі білків та нуклеїнових кислот.

Одержання. У лабораторії азот одержують нагріванням амоній нітриту NH₄NO₂: NH₄NO₂=N₂+2H₂O, або дією газоподібного амоніаку NH₃ на розпечений CuO: 3CuO+2NH₃=N₂+Cu+3H₂O.

У промисловості азот одержують з повітря шляхом глибокого охолодження і наступною фракційною перегонкою.

Фізичні властивості. За н. у. азот – безбарвний газ без запаху і смаку, легший за повітря. При –195,8 ⁰С зріджується. Малорозчинний у воді (при 20 ⁰С у 100 г води розчиняється 15,4 мл азоту).

Хімічні властивості. 1)6Li + N₂ = 2Li₃N; 3Mg + N₂ = Mg₃N₂;2)N₂ + 3H₂ = 2NH₃­; 3)NO:N₂ + O₂ ↔ 2NO,який на повітрі окиснюється до NO₂: 2NO + O₂ ↔ NO₂.

Застосування. Основну масу азоту використовують у промисловості для синтезу амоніаку; заповнюють електролампи; для створення інертної атмосфери при зварювальних роботах. Рідкий-використовують у холодильних установках для одержання низьких температур.

Гідрогеновмісні сполуки Нітрогену: NH3 – аміак; N2H4 (або H2N–NH2) – гідразин; NH2OH – гідроксиламін; HN3 – азидна кислота.

Аміак, NH3 – безбарвний газ з різким специфічним запахом. При підвищеному тиску аміак легко зріджується навіть за кімнатної температури. Добре розчинний у воді. Розчин аміаку у воді називають аміачної водою або нашатирним спиртом. У медицині застосовують нашатирний спирт, що містить 10% NH3.

В лабораторії: NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O.

В промисловості: N2 + 3H2  2NH3,каталізатором є пористе залізо з активними добавками – Al2O3 i K2O.

В невеликих кількостях аміак утворюється при коксуванні вугілля. До розробки методу синтезу аміаку з водню та азоту його отримували так званим ціанамідним методом: з карбіду кальцію отримували ціанамід кальцію, який потім обробляли водяною парою: CaC2 + N2 = CaCN2 + C; CaCN2 + 3H2O = CaCO3 + 2NH3.

Рідкий аміак – іонізуючий розчинник. У ньому розчиняються різні солі, кислоти, деякі прості речовини (сірка, йод, фосфор, лужні та лужноземельні метали).

Взаємодія аміаку з водою полягає в утворенні водневих зв’язків між атомами Гідрогену води й атомами Нітрогену аміаку. Цей зв’язок наближається до донорно-акцепторного. Під час розведення NH3H2O дисоціація на іони відбувається лише частково:

NH3 + H2O  NH3H2O  NH4++ OH–.

Водний розчин аміаку – це слабка основа, за традицією його зображають формулою NH4OН і називають гідроксидом амонію.

NH3H2O + HCl = NH4Сl + H2O;

2NH3H2O + CO2 = (NH4)2CO3 + H2O.

З кислотами також взаємодіє сухий аміак, утворюючи солі амонію:

NH3 + HCl = NH4Сl;

NH3 + HNO3 = NH4NO3.

Більшість солей амонію добре розчинні у воді.

Амонійні солі летких кислот під час нагрівання розкладаються повністю:

(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O;

NH4Cl = NH3 + HCl.

Солі, утворені нелеткими кислотами, розкладаються тільки частково:

(NH4)2SO4 = NH3 + NH4HSO4.

Окремі солі амонію і нелетких кислот розкладаються під час нагрівання за такими реакціями:

(NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4;

2MgNH4PO4 = Mg2P2O7 + 2NH3 + H2O.

(пірофосфат магнію)

Нітрат та нітрит амонію розкладаються відповідно з утворенням оксиду Нітрогену (І) і води та азоту і води:

NH4NO3 = N2O + 2H2O;

NH4NO2 = N2 + 2H2O.

NH4+ + HOH  NH4OH + H+.

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без каталізатора);

4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O (каталізатор – Pt-Rh, T = 750 oC);

2Al + 2NH3 = 2AlN + 3H2.

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2; амід натрію

2Na + NH3 = Na2NH + H2. імід натрію

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3.

K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = K2SO4 + Cr2O3 + N2 + 4H2O;

NaNO2 + NH4Cl = N2 + NaCl + 2H2O;

2NH3 + NaOCl = NaCl + N2H4 + H2O.

Застосування аміаку: – у холодильних установках; – водні розчини аміаку – у медицині та побуті;– для виготовлення нітратної кислоти та азотних добрив (сульфат і нітрат амонію, карбамід). Нітрат амонію є цінним мінеральним добривом, в ньому дуже високий відсотковий вміст Нітрогену. що засвоюється рослинами; – хлорид амонію, NH4Cl, застосовується для паяння (сприяє видаленню з поверхні металу оксидних плівок), при фарбуванні, у гальванічних елементах.

Гідразин, N2H4 – безбарвна рідина з температурою плавлення 2 оС і температурою кипіння 113,5 оС. З водою і спиртом гідразин змішується у будь-яких співвідношеннях. Водні розчини гідразину мають лужну реакцію. Оскільки в молекулі гідразину атоми нітрогену мають неподілені пари електронів, гідразин здатний до реакцій приєднання. Подібно до аміаку, гідразин має підвищену електроно-донорну здатність, основні властивості гідразину виражені сильніше, ніж в аміаку. Гідразин може приєднувати не лише протон, але й поляризований атом Гідрогену:

N2H4 + 2H2O  N2H6(OH)2  N2H62++ 2OH–.

N2H6(OH)2 – слабка двохкислотна основа. З кислотами гідразин утворює два ряди солей – солі гідразонію [N2H6]Cl2 i [N2H5]Cl.

5N2H4 + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O.

Гідразин і всі його сполуки дуже отруйні.

Гідроксиламін, NH2OH – біла кристалічна речовина з температурою плавлення 33 оС, його пара шкідливо впливає на організм людини. Гідроксиламін можна добути при електрохімічному відновленні нітратної кислоти атомарним воднем:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O.

NH2OH + H2O  NH3OH++ OH–(Кдис = 210–8)

4FeSO4 + 2NH2OH + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O (окисник);

2NH2OH + J2 + 2KOH = N2 + 2KJ + 4H2O (відновник).

Гідроксиламін та його солі застосовують у органічному синтезі.

N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O

Азидна кислота, HN3 – безбарвна рідина з різким запахом і температурою плавлення 36оС. Азидну кислоту також добувають з її солей – азидів, діючи на них іншими кислотами. HN3  H++ N3–.

Азиди, як і азидна кислота, мають низьку термічну стійкість. Азиди малоактивних металів (меркурію, аргентуму, плюмбуму) розкладаються з вибухом під час удару. Азидом плюмбуму Pb(N3)2 наповнюють капсули-детонатори.

Дата добавления: 2015-05-24