أكسيد النيتريك (II) NO (أول أكسيد النيتروجين، أكسيد النيتريك، جذر النتروسيل) هو أكسيد النيتريك غير الملح. وهو غاز عديم اللون، ضعيف الذوبان في الماء. يسيل بصعوبة. في شكل سائل وصلب له لون أزرق.
إن وجود إلكترون غير متزاوج يحدد ميل NO لتكوين ثنائيات N 2 O 2 ضعيفة الارتباط. هذه مركبات ضعيفة مع ΔH° من dimerization = 17 كيلوجول. يتكون أكسيد النيتروجين السائل (II) من جزيئات N2O2 بنسبة 25%، ويتكون منها الأكسيد الصلب بالكامل.
إيصال
أكسيد النيتروجين (II) هو أكسيد النيتروجين الوحيد الذي يمكن الحصول عليه مباشرة من العناصر الحرة عن طريق الجمع بين النيتروجين والأكسجين عند درجات حرارة عالية (1200-1300 درجة مئوية) أو في التفريغ الكهربائي. في الطبيعة يتشكل في الغلاف الجوي أثناء تفريغ البرق:
N 2 + O 2 → 2NO - 180.9 كيلوجول 2NO + O 2 → 2NO 2.
عندما تنخفض درجة الحرارة، يتحلل أكسيد النيتروجين (II) إلى نيتروجين وأكسجين، ولكن إذا انخفضت درجة الحرارة بشكل حاد، فإن الأكسيد الذي لم يتح له الوقت للتحلل موجود لفترة طويلة: في درجات حرارة منخفضة، يكون معدل التحلل منخفضًا . ويسمى هذا التبريد المفاجئ "التبريد" ويستخدم في إحدى طرق إنتاج حمض النيتريك.
يتم الحصول عليه في المختبر عادة عن طريق تفاعل 30% HNO 3 مع معادن معينة، على سبيل المثال النحاس:
3Cu + 8HNO3 (30%) → 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O.
يمكن الحصول على NO النقي غير الملوث بالشوائب عن طريق التفاعلات التالية:
FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H2O؛ 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.
تعتمد الطريقة الصناعية على أكسدة الأمونيا عند درجة حرارة وضغط مرتفعين بمشاركة Cr 2 O 3 (كمحفزات):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
الخواص الكيميائية
في درجة حرارة الغرفة و الضغط الجويتحدث أكسدة NO بواسطة الأكسجين الجوي على الفور:
2NO + يا 2 → 2NO 2
يتميز NO أيضًا بتفاعلات إضافة الهالوجينات مع تكوين هاليدات النتروسيل؛ في هذا التفاعل، يُظهر NO خصائص عامل اختزال:
2NO + Cl 2 → 2NOCl (كلوريد النتروسيل).
في وجود عوامل اختزال أقوى، لا يُظهر NO خصائص مؤكسدة:
2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.
NO قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء ولا يتفاعل معه، كونه أكسيدًا لا يشكل الملح.
العمل الفسيولوجي
أكسيد النيتريك (أبيض) في السيتوبلازم لخلايا الأشجار الصنوبرية بعد ساعة من التأثير الميكانيكي.
مثل جميع أكاسيد النيتروجين (باستثناء N 2 O)، فإن NO سام، وإذا تم استنشاقه، فإنه يؤثر على الجهاز التنفسي.
في اثنين العقود الاخيرةلقد وجد أن جزيء NO هذا له مجموعة واسعة من التأثيرات البيولوجية، والتي يمكن تقسيمها إلى تنظيمية ووقائية وضارة. لا، كونه أحد الرسل، يشارك في تنظيم أنظمة الإشارات داخل الخلايا وبينها. أكسيد النيتريك، الذي تنتجه الخلايا البطانية الوعائية، هو المسؤول عن استرخاء العضلات الملساء الوعائية وتوسيعها (توسع الأوعية)، ويمنع تراكم الصفائح الدموية والتصاق الخلايا العصبية بالبطانة، ويشارك في عمليات مختلفة في الجهاز العصبي والإنجابي والمناعي. . NO له أيضًا خصائص سامة للخلايا ومثبطة للخلايا. تستخدم الخلايا القاتلة في الجهاز المناعي أكسيد النيتريك لتدمير البكتيريا والخلايا السرطانية. ترتبط الاضطرابات في التخليق الحيوي واستقلاب NO بأمراض مثل ارتفاع ضغط الدم الشرياني الأساسي، وأمراض القلب التاجية، واحتشاء عضلة القلب، وارتفاع ضغط الدم الرئوي الأولي، والربو القصبي، والاكتئاب العصبي، والصرع، والأمراض التنكسية العصبية (مرض الزهايمر، ومرض باركنسون)، ومرض السكري، العجز الجنسي، الخ.
يمكن تصنيع أكسيد النيتريك بعدة طرق. تستخدم النباتات تفاعلًا كيميائيًا ضوئيًا غير إنزيمي بين NO 2 والكاروتينات. في الحيوانات، يتم تنفيذ عملية التوليف بواسطة عائلة NO سينسيز (NOS). إنزيمات NOS هي أعضاء في فصيلة إنزيمات تحتوي على الهيم تسمى أحاديات الأكسجين. بناءً على البنية والوظيفة، يمكن تقسيم NOS إلى ثلاث مجموعات: الخلايا البطانية (eNOS)، والخلايا العصبية (nNOS)، والمحفزة (iNOS). يشتمل المركز النشط لأي سينسيز NO على مركب بورفيرين الحديد الذي يحتوي على السيستين أو الميثيونين المنسق محوريًا. على الرغم من أن جميع الأشكال الإسوية NOS تحفز تكوين NO، إلا أنها جميعها نتاج لجينات مختلفة، ولكل منها خصائصها الخاصة سواء في آليات العمل أو التوطين أو في الأهمية البيولوجيةللجسم. لذلك، عادةً ما يتم تقسيم هذه الأشكال الإسوية أيضًا إلى تركيبات أكسيد النيتريك التأسيسية (cNOS) والمحفزة (iNOS). يقع cNOS باستمرار في السيتوبلازم، ويعتمد على تركيز أيونات الكالسيوم والهيمودولين (بروتين يعمل كوسيط داخل الخلايا لنقل أيونات الكالسيوم) ويعزز إطلاق كميات صغيرة من NO لفترة قصيرة استجابة لتحفيز المستقبلات. يظهر NOS المحفز في الخلايا فقط بعد تحريضها بواسطة السموم الداخلية البكتيرية وبعض وسطاء الالتهابات، مثل إنترفيرون جاما، وعامل نخر الورم، وما إلى ذلك. يمكن أن تختلف كمية NO المتكونة تحت تأثير iNOS وتصل إلى كميات كبيرة (نانومول). وفي الوقت نفسه، لا يستمر الإنتاج لفترة أطول. السمة المميزة لـ NO هي القدرة على الانتشار بسرعة (في أقل من 5 ثوانٍ) عبر غشاء الخلية التي تم تصنيعها في الفضاء بين الخلايا والتغلغل بسهولة (دون مشاركة المستقبلات) في الخلايا المستهدفة. داخل الخلية، يقوم بتنشيط بعض الإنزيمات وتثبيط البعض الآخر، وبالتالي يشارك في تنظيم الوظائف الخلوية. في الأساس، أول أكسيد النيتريك هو هرمون الأنسجة المحلية. يلعب NO دورًا رئيسيًا في تثبيط نشاط الخلايا البكتيرية والورمية إما عن طريق منع بعض الإنزيمات المحتوية على الحديد أو عن طريق إتلاف بنيتها الخلوية بأكسيد النيتريك أو الجذور الحرة المتولدة من أكسيد النيتريك. وفي الوقت نفسه، يتراكم الأكسيد الفائق في موقع الالتهاب، مما يسبب تلف البروتينات والدهون في أغشية الخلايا، وهو ما يفسر تأثيره السام للخلايا على الخلية المستهدفة. وبالتالي، فإن NO، الذي يتراكم بشكل مفرط في الخلية، يمكن أن يعمل بطريقتين: من ناحية، يسبب تلف الحمض النووي، ومن ناحية أخرى، يكون له تأثير مؤيد للالتهابات. يمكن لأكسيد النيتريك بدء تكوين الأوعية الدموية (تكوين الأوعية الدموية). في حالة احتشاء عضلة القلب، يلعب أكسيد النيتريك دورا إيجابيا، لأنه يحفز نمو الأوعية الدموية الجديدة، ولكن في السرطانات نفس العملية تسبب تطور الأورام عن طريق تعزيز تغذية ونمو الخلايا السرطانية. ومن ناحية أخرى، يؤدي ذلك إلى تحسين توصيل أكسيد النيتريك إلى الجسم خلايا سرطانية. يعد تلف الحمض النووي تحت تأثير NO أحد أسباب تطور موت الخلايا المبرمج (عملية "انتحار" خلوية مبرمجة تهدف إلى إزالة الخلايا التي فقدت وظائفها). في التجارب، لوحظ تمييع ديوكسينوكليوتيدات وديوكسينوكليوتيدات والحمض النووي السليم عند تعريضها لمحلول مشبع بـ NO. هذه العملية مسؤولة عن زيادة حساسية الخلايا للعوامل المؤلكلة والإشعاعات المؤينة، والتي تستخدم في العلاج المضاد للسرطان.
تتم إزالة NO (المعدل الذي يتم به تصفية الدم من NO أثناء تحولاته الكيميائية) من خلال تكوين النتريت والنترات وبمتوسط لا يزيد عن 5 ثوانٍ. قد تكون هناك خطوات وسيطة في عملية التصفية التي تتضمن التفاعل مع الأكسيد الفائق أو الهيموجلوبين لتكوين البيروكسينيتريت. يمكن اختزال أكسيد النيتريك بواسطة إنزيم NO اختزال، وهو إنزيم يرتبط ارتباطًا وثيقًا بـ NO سينسيز.
أكاسيد – المواد المعقدة، ويتكون من عنصرين أحدهما الأكسجين. وفي أسماء الأكاسيد يُشار أولاً إلى كلمة أكسيد، ثم اسم العنصر الثاني الذي تتكون منه. ما هي ميزات الأكاسيد الحمضية، وكيف تختلف عن الأنواع الأخرى من الأكاسيد؟
تصنيف الأكاسيد
تنقسم الأكاسيد إلى مكونة للملح وغير مكونة للملح. يتضح من الاسم أن العناصر غير المكونة للملح لا تشكل أملاحًا. يوجد عدد قليل من هذه الأكاسيد: الماء H 2 O، فلوريد الأكسجين OF 2 (إذا كان يعتبر تقليديًا أكسيدًا)، أول أكسيد الكربون، أو أول أكسيد الكربون (II)، أول أكسيد الكربون CO؛ أكاسيد النيتروجين (I) و (II): N 2 O (أكسيد ثنائي النيتروجين، غاز الضحك) و NO (أول أكسيد النيتروجين).
تشكل الأكاسيد المكونة للملح أملاحًا عند التفاعل مع الأحماض أو القلويات. القواعد تتوافق معها على شكل هيدروكسيدات، قواعد مذبذبةوالأحماض التي تحتوي على الأكسجين. وبناء على ذلك، فإنها تسمى الأكاسيد الأساسية (مثل CaO)، والأكاسيد المذبذبة (Al 2 O 3) وأكاسيد الحمض أو أنهيدريدات الحمض (CO 2).
أرز. 1. أنواع الأكاسيد.
غالبًا ما يواجه الطلاب مسألة كيفية التمييز بين الأكسيد الأساسي والأكسيد الحمضي. بادئ ذي بدء، عليك الانتباه إلى العنصر الثاني بجانب الأكسجين. الأكاسيد الحمضية - تحتوي على معدن غير معدني أو انتقالي (CO 2, SO 3, P 2 O 5) أكاسيد أساسية - تحتوي على معدن (Na 2 O, FeO, CuO).
الخصائص الأساسية للأكاسيد الحمضية
الأكاسيد الحمضية (الأنهيدريدات) هي مواد تظهر خصائص الحمضوتكوين الأحماض المحتوية على الأكسجين. لذلك، أكاسيد حمضية تتوافق مع الأحماض. على سبيل المثال، الأكاسيد الحمضية SO 2 و SO 3 تتوافق مع الأحماض H 2 SO 3 و H 2 SO 4 .
أرز. 2. أكاسيد حمضية مع الأحماض المقابلة لها.
أكاسيد حمضية تتكون من اللافلزات والمعادن ذات التكافؤ المتغير أعلى درجةالأكسدة (على سبيل المثال، SO 3، Mn 2 O 7)، تتفاعل مع الأكاسيد والقلويات الأساسية، وتشكل الأملاح:
SO 3 ( أكسيد الحمض)+CaO (الأكسيد الرئيسي)=CaSO 4 (ملح)؛
التفاعلات النموذجية هي تفاعل الأكاسيد الحمضية مع القواعد، مما يؤدي إلى تكوين الملح والماء:
Mn 2 O 7 (أكسيد حمضي) + 2KOH (قلوي) = 2KMnO 4 (ملح) + H 2 O (ماء)
جميع الأكاسيد الحمضية، باستثناء ثاني أكسيد السيليكون SiO 2 (أنهيدريد السيليكون، السيليكا)، تتفاعل مع الماء، وتشكل الأحماض:
SO3 (أكسيد الحمض) + H2O (ماء) = H2SO4 (حمض)
تتشكل الأكاسيد الحمضية عن طريق التفاعل مع أكسجين المواد البسيطة والمعقدة (S+O2 =SO2)، أو عن طريق التحلل نتيجة تسخين المواد المعقدة التي تحتوي على الأكسجين - الأحماض، قواعد غير قابلة للذوبان, الأملاح (H 2 SiO 3 =SiO 2 + H 2 O).
قائمة أكاسيد الحمض:
| اسم أكسيد الحمض | صيغة أكسيد الحمض | خصائص أكسيد الحمض |
| أكسيد الكبريت (IV). | SO 2 | غاز سام عديم اللون ذو رائحة نفاذة |
| أكسيد الكبريت (VI). | SO 3 | سائل شديد التقلب وعديم اللون وسام |
| أول أكسيد الكربون (الرابع) | ثاني أكسيد الكربون | غاز عديم اللون وعديم الرائحة |
| أكسيد السيليكون (الرابع). | SiO2 | بلورات عديمة اللون ذات قوة |
| أكسيد الفوسفور (V). | P2O5 | مسحوق أبيض قابل للاشتعال ذو رائحة كريهة |
| أكسيد النيتريك (V) | N2O5 | مادة تتكون من بلورات عديمة اللون متطايرة |
| أكسيد الكلور (السابع). | Cl2O7 | سائل زيتي سام عديم اللون |
| أكسيد المنغنيز (السابع). | من2O7 | سائل ذو بريق معدني وهو عامل مؤكسد قوي. |
أرز. 3. أمثلة على أكاسيد الأحماض.
ماذا تعلمنا؟
الأكاسيد الحمضية هي أكاسيد مكونة للملح وتتشكل بمساعدة الأحماض. تتفاعل الأكاسيد الحمضية مع القواعد والماء، ويحدث تكوينها عند تسخين المواد المعقدة وتحللها.
اختبار حول الموضوع
تقييم التقرير
متوسط تقييم: 4.5. إجمالي التقييمات المستلمة: 532.
اليوم نبدأ التعرف على أهم فئات المركبات غير العضوية. تنقسم المواد غير العضوية حسب تركيبها، كما تعلمون، إلى بسيطة ومعقدة.
|
أكسيد |
حامض |
قاعدة |
ملح |
|
ه س س ص |
ننأ أ- بقايا حمضية |
أنا (أوه)ب OH - مجموعة الهيدروكسيل |
أنا ن أ ب |
تنقسم المواد غير العضوية المعقدة إلى أربع فئات: الأكاسيد والأحماض والقواعد والأملاح. نبدأ بفئة الأكسيد.
أكاسيد
أكاسيد
- هذه مواد معقدة تتكون من اثنين العناصر الكيميائية، أحدها الأكسجين، بتكافؤ 2. عنصر كيميائي واحد فقط - الفلور، عند دمجه مع الأكسجين، لا يشكل أكسيدًا، بل يشكل فلوريد الأكسجين 2.
يطلق عليهم ببساطة "أكسيد + اسم العنصر" (انظر الجدول). إذا كان تكافؤ عنصر كيميائي متغير، تتم الإشارة إليه برقم روماني بين قوسين بعد اسم العنصر الكيميائي.
|
معادلة |
اسم |
معادلة |
اسم |
|
أول أكسيد الكربون (II). |
Fe2O3 |
أكسيد الحديد (III). |
|
|
أكسيد النيتريك (II) |
CrO3 |
أكسيد الكروم (VI). |
|
|
Al2O3 |
أكسيد الألمونيوم |
أكسيد الزنك |
|
|
N2O5 |
أكسيد النيتريك (V) |
من2O7 |
أكسيد المنغنيز (السابع). |
تصنيف الأكاسيد
يمكن تقسيم جميع الأكاسيد إلى مجموعتين: مكوّنة للملح (قاعدية، حمضية، مذبذبة) وغير مكوّنة للملح أو غير متفاعلة.
|
أكاسيد المعادن الفراء س يا ذ |
أكاسيد غير معدنية نيمي س يا ذ |
|||
|
أساسي |
حمضية |
مذبذب |
حمضية |
غير مبال |
|
أنا، الثاني مه |
الخامس والسابع أنا |
أكسيد الزنك، BeO، آل 2 يا 3، الحديد 2 يا 3، الكروم 2 يا 3 |
> ثانيا neMe |
أنا، الثاني neMe أول أكسيد الكربون، NO، N2O |
1). أكاسيد أساسيةهي أكاسيد تتوافق مع القواعد. وتشمل الأكاسيد الرئيسية أكاسيد المعادن المجموعات 1 و 2، كذلك المعادن مجموعات فرعية جانبية مع التكافؤ أنا و ثانيا (باستثناء ZnO - أكسيد الزنك وBeO – أكسيد البريليوم):
2). أكاسيد حمضية- هذه أكاسيد تتوافق مع الأحماض. وتشمل أكاسيد الحمض أكاسيد غير معدنية (باستثناء غير الملح - غير مبال)، وكذلك أكاسيد المعادن مجموعات فرعية جانبية مع التكافؤ من الخامس قبل سابعا (على سبيل المثال، CrO 3 - أكسيد الكروم (VI)، المنغنيز 2 O 7 - أكسيد المنغنيز (السابع):
3). أكاسيد مذبذبة- هذه أكاسيد تتوافق مع القواعد والأحماض. وتشمل هذه أكاسيد المعادن المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية مع التكافؤ ثالثا ، أحيانا رابعا وكذلك الزنك والبريليوم (على سبيل المثال، BeO، ZnO، Al 2 O 3، Cr 2 O 3).
4). أكاسيد غير ملحية– هذه أكاسيد غير مبالية بالأحماض والقواعد. وتشمل هذه أكاسيد غير معدنية مع التكافؤ أنا و ثانيا (على سبيل المثال، N 2 O، NO، CO).
الخلاصة: طبيعة خصائص الأكاسيد تعتمد في المقام الأول على تكافؤ العنصر.
على سبيل المثال، أكاسيد الكروم:
الكروم (ثانيا- رئيسي)؛
الكروم 2 يا 3 (ثالثا- مذبذب)؛
CrO3(سابعا- حمضية).
تصنيف الأكاسيد
(بالذوبان في الماء)
|
أكاسيد حمضية |
أكاسيد أساسية |
أكاسيد مذبذبة |
|
يذوب في الماء. استثناء - شافي 2 (غير قابل للذوبان في الماء) |
فقط أكاسيد الفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية تذوب في الماء (هذه معادن المجموعات الأولى "أ" والثانية "أ"، استثناء Be، Mg) |
أنها لا تتفاعل مع الماء. غير قابل للذوبان في الماء |
أكمل المهام:
1. اكتبها بشكل منفصل الصيغ الكيميائيةتكوين الملح للأكاسيد الحمضية والقاعدية.
هيدروكسيد الصوديوم، AlCl 3، K 2 O، H 2 SO 4، SO 3، P 2 O 5، HNO 3، CaO، CO.
2. المواد المعطاة : CaO، NaOH، CO 2، H 2 SO 3، CaCl 2، FeCl 3، Zn (OH) 2، N 2 O 5، Al 2 O 3، Ca (OH) 2، CO 2، N 2 O، FeO,
SO 3، Na 2 SO 4، ZnO، CaCO 3، Mn 2 O 7، CuO، KOH، CO، Fe(OH) 3
الحصول على أكاسيد
محاكاة "تفاعل الأكسجين مع مواد بسيطة"
|
1. احتراق المواد (الأكسدة بالأكسجين) |
أ) المواد البسيطة أجهزة التدريب |
2Mg +O2 =2MgO |
|
ب) المواد المعقدة |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
|
2. تحلل المواد المعقدة (استخدم جدول الأحماض، انظر الملاحق) |
أ) الأملاح ملحر= الأكسيد الأساسي+أكسيد الحمض |
كربونات الكالسيوم 3 = كربونات الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون 2 |
|
ب) قواعد غير قابلة للذوبان أنا (أوه)بر= أنا × أوي+ ح 2 يا |
Cu(OH)2t=CuO+H2O |
|
|
ج) الأحماض المحتوية على الأكسجين ننأ=أكسيد الحمض + ح 2 يا |
ح 2 SO 3 = ح 2 O + SO 2 |
الخصائص الفيزيائية للأكاسيد
في درجة حرارة الغرفة، تكون معظم الأكاسيد مواد صلبة (CaO، Fe 2 O 3، وما إلى ذلك)، وبعضها سائل (H 2 O، Cl 2 O 7، وما إلى ذلك) وغازات (NO، SO 2، وما إلى ذلك).
الخواص الكيميائية للأكاسيد
|
الخصائص الكيميائية للأكاسيد الأساسية 1. الأكسيد الأساسي + أكسيد الحمض = الملح (مركبات ص) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. أكسيد أساسي + حمض = ملح + H2O (محلول تبادلي) 3 ك 2 يا + 2 ح 3 ص 4 = 2 ك 3 ص 4 + 3 ح 2 يا 3. أكسيد أساسي + ماء = قلوي (مركب) نا 2 O + H 2 O = 2 هيدروكسيد الصوديوم |
|
الخواص الكيميائية لأكاسيد الأحماض 1. أكسيد الحمض + ماء = حمض (ص. مركبات) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – لا يتفاعل 2. أكسيد الحمض + القاعدة = الملح + H2O (سعر الصرف) ف 2 يا 5 + 6 كوه = 2 ك 3 ص 4 + 3 ح 2 يا 3. الأكسيد الأساسي + الأكسيد الحمضي = ملح (مركبات ص) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. تحل العناصر الأقل تطايرًا محل الأملاح الأكثر تطايرًا CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
|
الخواص الكيميائية للأكاسيد الأمفوتيرية أنها تتفاعل مع كل من الأحماض والقلويات. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (في المحلول) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (عندما تنصهر) |
تطبيق أكاسيد
بعض الأكاسيد غير قابلة للذوبان في الماء، لكن الكثير منها يتفاعل مع الماء لتكوين مركبات:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
تساو + ح 2 يا = كاليفورنيا( أوه) 2
والنتيجة هي في كثير من الأحيان مركبات ضرورية ومفيدة للغاية. على سبيل المثال، H2SO4 – حمض الكبريتيك، Ca(OH)2 – الجير المطفأ، الخ.
إذا كانت الأكاسيد غير قابلة للذوبان في الماء، فإن الناس يستخدمون هذه الخاصية بمهارة. على سبيل المثال، أكسيد الزنك ZnO هو مادة بيضاء، لذلك يتم استخدامه لتحضير الطلاء الزيتي الأبيض (الزنك الأبيض). نظرًا لأن أكسيد الزنك غير قابل للذوبان عمليًا في الماء، فيمكن طلاء أي سطح بالزنك الأبيض، بما في ذلك تلك المعرضة لهطول الأمطار. تسمح عدم الذوبان وعدم السمية باستخدام هذا الأكسيد في صناعة الكريمات والمساحيق التجميلية. يقوم الصيادلة بتحويله إلى مسحوق قابض ومجفف للاستخدام الخارجي.
يتمتع أكسيد التيتانيوم (IV) – TiO 2 – بنفس الخصائص القيمة. لديه أيضا وسيم لون أبيضويستخدم في صناعة التيتانيوم الأبيض. TiO 2 غير قابل للذوبان ليس فقط في الماء، ولكن أيضًا في الأحماض، لذا فإن الطلاءات المصنوعة من هذا الأكسيد تكون مستقرة بشكل خاص. ويضاف هذا الأكسيد إلى البلاستيك ليعطيه اللون الأبيض. وهو جزء من المينا للأطباق المعدنية والسيراميك.
أكسيد الكروم (III) - Cr 2 O 3 - بلورات خضراء داكنة قوية جدًا، غير قابلة للذوبان في الماء. يستخدم Cr 2 O 3 كصبغة (طلاء) في صناعة الزجاج الأخضر المزخرف والسيراميك. يستخدم معجون GOI المعروف (اختصار لاسم "معهد الدولة للبصريات") في طحن وتلميع البصريات والمعادن المنتجات في المجوهرات.
نظرا لعدم قابلية الذوبان وقوة أكسيد الكروم (III)، فإنه يستخدم أيضا في أحبار الطباعة (على سبيل المثال، لتلوين الأوراق النقدية). بشكل عام، يتم استخدام أكاسيد العديد من المعادن كأصباغ لمجموعة واسعة من الدهانات، على الرغم من أن هذا ليس تطبيقها الوحيد.
مهام للتوحيد
1. اكتب بشكل منفصل الصيغ الكيميائية للأكاسيد الحمضية والقاعدية المكونة للملح.
هيدروكسيد الصوديوم، AlCl 3، K 2 O، H 2 SO 4، SO 3، P 2 O 5، HNO 3، CaO، CO.
2. المواد المعطاة : CaO، NaOH، CO 2، H 2 SO 3، CaCl 2، FeCl 3، Zn (OH) 2، N 2 O 5، Al 2 O 3، Ca (OH) 2، CO 2، N 2 O، FeO, SO 3، Na 2 SO 4، ZnO، CaCO 3، Mn 2 O 7، CuO، KOH، CO، Fe(OH) 3
اختر من القائمة: الأكاسيد الأساسية، الأكاسيد الحمضية، الأكاسيد غير المختلفة، الأكاسيد المذبذبة وأعطها أسماء.
3. أكمل CSR، وحدد نوع التفاعل، وقم بتسمية منتجات التفاعل
نا 2 O + H 2 O =
ن 2 س 5 + ح 2 س =
CaO + HNO3 =
هيدروكسيد الصوديوم + P2O5 =
ك 2 يا + كو 2 =
النحاس (OH) 2 =؟ + ؟
4. تنفيذ التحولات وفقا للمخطط:
1) ك → ك 2 يا → كوه → ك 2 سو 4
2) S → SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4
محتوى المقال
نتروجين، N (النيتروجين)، العنصر الكيميائي (رقم 7) مجموعة فرعية VA الجدول الدوريعناصر. يحتوي الغلاف الجوي للأرض على 78% (حجم) نيتروجين. ولإظهار مدى ضخامة احتياطيات النيتروجين هذه، نلاحظ وجودها في الغلاف الجوي فوق كل كيلومتر مربع سطح الأرضهناك الكثير من النيتروجين بحيث يمكن الحصول منه على ما يصل إلى 50 مليون طن من نترات الصوديوم أو 10 ملايين طن من الأمونيا (مركب من النيتروجين مع الهيدروجين)، ومع ذلك فإن هذا يشكل جزءًا صغيرًا من النيتروجين الموجود في النيتروجين. قشرة الأرض. ويشير وجود النيتروجين الحر إلى خموله وصعوبة تفاعله مع العناصر الأخرى في درجات الحرارة العادية. النيتروجين الثابت هو جزء من المواد العضوية وغير العضوية. الخضار و عالم الحيوانيحتوي على النيتروجين المرتبط بالكربون والأكسجين في البروتينات. بالإضافة إلى ذلك فإن المركبات المحتوية على النيتروجين معروفة ويمكن الحصول عليها بكميات كبيرة. المركبات غير العضويةمثل النترات (NO 3 –) والنيتريت (NO 2 –) والسيانيد (CN –) والنيتريدات (N 3 –) والأزيدات (N 3 –).
مرجع تاريخي.
أكدت تجارب أ. لافوازييه، المخصصة لدراسة دور الغلاف الجوي في الحفاظ على الحياة وعمليات الاحتراق، وجود مادة خاملة نسبياً في الغلاف الجوي. وبدون تحديد الطبيعة الأولية للغاز المتبقي بعد الاحتراق، أطلق عليه لافوازييه اسم آزوت، وهو ما يعني "لا حياة" في اليونانية القديمة. في عام 1772، أثبت د. رذرفورد من إدنبرة أن هذا الغاز عنصر وأطلق عليه اسم "الهواء الضار". الاسم اللاتيني للنيتروجين يأتي من الكلمات اليونانية نيترون و gen، وهو ما يعني "تشكيل الملح الصخري".
تثبيت النيتروجين ودورة النيتروجين.
ويشير مصطلح "تثبيت النيتروجين" إلى عملية تثبيت النيتروجين الجوي N 2 . في الطبيعة، يمكن أن يحدث هذا بطريقتين: إما أن تتراكم البقوليات، مثل البازلاء والبرسيم وفول الصويا، عقيدات على جذورها، حيث تحولها البكتيريا المثبتة للنيتروجين إلى نترات، أو يتأكسد النيتروجين الجوي بواسطة الأكسجين تحت ظروف البرق. وقد وجد S. Arrhenius أنه يتم تثبيت ما يصل إلى 400 مليون طن من النيتروجين سنويًا بهذه الطريقة. وفي الغلاف الجوي، تتحد أكاسيد النيتروجين مع مياه الأمطار لتكوين أحماض النيتريك والنيتروز. بالإضافة إلى ذلك، ثبت أنه مع هطول الأمطار والثلوج تقريبًا. 6700 جم نيتروجين عند وصولها إلى التربة، تتحول إلى نتريت ونترات. تستخدم النباتات النترات لتكوين البروتينات النباتية. تتغذى الحيوانات على هذه النباتات، وتمتص المواد البروتينية الموجودة في النباتات وتحولها إلى بروتينات حيوانية. وبعد موت الحيوانات والنباتات تتحلل وتتحول مركبات النتروجين إلى أمونيا. يتم استخدام الأمونيا بطريقتين: تقوم البكتيريا التي لا تشكل النترات بتفكيكها إلى عناصر، وتطلق النيتروجين والهيدروجين، وتشكل البكتيريا الأخرى النتريت منها، والتي تتأكسد بواسطة بكتيريا أخرى إلى النترات. هذه هي الطريقة التي تحدث بها دورة النيتروجين في الطبيعة، أو دورة النيتروجين.
هيكل النواة وقذائف الإلكترون.
هناك نظيران مستقران للنيتروجين في الطبيعة: عدد كتلي 14 (يحتوي على 7 بروتونات و7 نيوترونات) وعدد كتلي 15 (يحتوي على 7 بروتونات و8 نيوترونات). نسبتهم هي 99.635:0.365، إذن الكتلة الذريةالنيتروجين 14.008. تم الحصول على نظائر النيتروجين غير المستقرة 12 ن، 13 ن، 16 ن، 17 ن بشكل مصطنع. تخطيطيا الهيكل الإلكترونيذرة النيتروجين : 1 س 2 2س 2 2ص س 1 2السنة التحضيرية 1 2ص ض 1 . وبالتالي، هناك 5 إلكترونات على غلاف الإلكترون الخارجي (الثاني)، والتي يمكن أن تشارك في التكوين الروابط الكيميائية; يمكن لمدارات النيتروجين أيضًا قبول الإلكترونات، أي. من الممكن تكوين مركبات ذات حالات أكسدة من (–III) إلى (V) وهي معروفة.
النيتروجين الجزيئي.
من تحديد كثافة الغاز ثبت أن جزيء النيتروجين ثنائي الذرة، أي. الصيغة الجزيئيةالنيتروجين له الشكل Nє N (أو N 2). تحتوي ذرتان من النيتروجين على ثلاث ذرات خارجية 2 ص- تشكل إلكترونات كل ذرة رابطة ثلاثية:N:::N:، مكونة أزواج الإلكترونات. المسافة بين الذرية N – N المقاسة هي 1.095 Å. كما في حالة الهيدروجين ( سم. الهيدروجين)، هناك جزيئات نيتروجين ذات لفات نووية مختلفة - متماثلة وغير متماثلة. في درجات الحرارة العادية، تكون نسبة الأشكال المتماثلة وغير المتماثلة 2:1. في الحالة الصلبة، هناك تعديلان معروفان للنيتروجين: أ- مكعب و ب– سداسي مع درجة حرارة انتقالية أ ® ب–237.39 درجة مئوية التعديل بينصهر عند -209.96 درجة مئوية ويغلي عند -195.78 درجة مئوية عند 1 ضغط جوي ( سم. طاولة 1).
تبلغ طاقة تفكك المول (28.016 جم أو 6.023 H1023 جزيء) من النيتروجين الجزيئي إلى ذرات (N22N) حوالي -225 سعرة حرارية. لذلك، يمكن أن يتكون النيتروجين الذري أثناء التفريغ الكهربائي الهادئ وهو أكثر نشاطًا كيميائيًا من النيتروجين الجزيئي.
الاستلام والتطبيق.
تعتمد طريقة الحصول على النيتروجين العنصري على درجة النقاء المطلوبة. في كميات ضخمةيتم الحصول على النيتروجين لتخليق الأمونيا، في حين أن الخلطات الصغيرة من الغازات النبيلة مقبولة.
النيتروجين من الغلاف الجوي.
ومن الناحية الاقتصادية، يعود إطلاق النيتروجين من الغلاف الجوي إلى انخفاض تكلفة طريقة تسييل الهواء النقي (يتم إزالة بخار الماء وثاني أكسيد الكربون والغبار والشوائب الأخرى). تؤدي الدورات المتعاقبة من الضغط والتبريد والتمدد لهذا الهواء إلى إسالته. يتعرض الهواء السائل للتقطير التجزيئي مع ارتفاع بطيء في درجة الحرارة. يتم إطلاق الغازات النبيلة أولاً، ثم النيتروجين، ويبقى الأكسجين السائل. تتم عملية التنقية من خلال عمليات التجزئة المتكررة. تنتج هذه الطريقة عدة ملايين من الأطنان من النيتروجين سنويًا، وذلك بشكل أساسي لتخليق الأمونيا، وهي المادة الخام في تكنولوجيا إنتاج المركبات المختلفة المحتوية على النيتروجين للصناعة والزراعة. بالإضافة إلى ذلك، غالبًا ما يتم استخدام جو النيتروجين المنقى عندما يكون وجود الأكسجين غير مقبول.
الطرق المخبرية.
يمكن الحصول على النيتروجين بكميات قليلة في المختبر بطرق مختلفة عن طريق أكسدة الأمونيا أو أيون الأمونيوم، على سبيل المثال:
عملية أكسدة أيون الأمونيوم مع أيون النتريت مريحة للغاية:
طرق أخرى معروفة أيضًا - تحلل الأزيدات عند تسخينها، وتحلل الأمونيا مع أكسيد النحاس (II)، وتفاعل النتريت مع حمض السلفاميك أو اليوريا:
يمكن أن يؤدي التحلل الحفزي للأمونيا عند درجات حرارة عالية أيضًا إلى إنتاج النيتروجين:
الخصائص الفيزيائية.
بعض الخصائص الفيزيائيةوالنيتروجين مذكور في الجدول. 1.
| الجدول 1. بعض الخصائص الفيزيائية للنيتروجين | |
| الكثافة جم / سم 3 | 0.808 (سائل) |
| نقطة الانصهار، درجة مئوية | –209,96 |
| نقطة الغليان، درجة مئوية | –195,8 |
| درجة الحرارة الحرجة، درجة مئوية | –147,1 |
| الضغط الحرج، أجهزة الصراف الآلي أ | 33,5 |
| الكثافة الحرجة، جم/سم 3 أ | 0,311 |
| السعة الحرارية النوعية، J/(molCH) | 14.56 (15 درجة مئوية) |
| السالبية الكهربية حسب بولينج | 3 |
| نصف القطر التساهمي, | 0,74 |
| دائرة نصف قطرها كريستال, | 1.4 (م 3–) |
| إمكانات التأين، V ب | |
| أولاً | 14,54 |
| ثانية | 29,60 |
| (أ) درجة الحرارة والضغط التي تكون عندها كثافات النيتروجين السائل و الحالة الغازيةهي نفسها. ب- كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترونات الخارجية الأولى والإلكترونات اللاحقة لكل 1 مول من النيتروجين الذري. |
|
الخواص الكيميائية.
كما ذكرنا سابقًا، فإن الخاصية السائدة للنيتروجين في ظل الظروف العادية لدرجة الحرارة والضغط هي خموله، أو نشاطه الكيميائي المنخفض. يحتوي التركيب الإلكتروني للنيتروجين على زوج إلكتروني من 2 س-المستوى وثلاثة نصف مملوءة 2 ر- المدارات، بحيث لا تستطيع ذرة نيتروجين واحدة ربط أكثر من أربع ذرات أخرى، أي. رقم تنسيقها هو أربعة. كما أن الحجم الصغير للذرة يحد من عدد الذرات أو مجموعات الذرات التي يمكن أن ترتبط بها. لذلك، فإن العديد من مركبات الأعضاء الآخرين في المجموعة الفرعية VA إما ليس لها نظائرها بين مركبات النيتروجين على الإطلاق، أو أن مركبات النيتروجين المماثلة غير مستقرة. لذلك، PCl 5 مركب مستقر، لكن NCl 5 غير موجود. ذرة النيتروجين قادرة على الارتباط مع ذرة نيتروجين أخرى، لتكوين عدة مركبات مستقرة إلى حد ما، مثل الهيدرازين N 2 H 4 ومعدن الأزيدات MN 3. هذا النوع من الروابط غير معتاد بالنسبة للعناصر الكيميائية (باستثناء الكربون والسيليكون). عند درجات الحرارة المرتفعة، يتفاعل النيتروجين مع العديد من المعادن، مكونًا نيتريدات أيونية جزئيًا M سن ذ. في هذه المركبات، يتم شحن النيتروجين سلبا. في الجدول ويبين الجدول 2 حالات الأكسدة وأمثلة على المركبات المقابلة.
النتريدات.
مركبات النيتروجين التي تحتوي على المزيد من العناصر الكهربائية الإيجابية والمعادن وغير المعدنية - النتريدات - تشبه الكربيدات والهيدريدات. يمكن تقسيمها اعتمادًا على طبيعة الرابطة M-N إلى روابط أيونية وتساهمية ونوع وسيط. كقاعدة عامة، هذه هي المواد البلورية.
النتريدات الأيونية.
يتضمن الترابط في هذه المركبات نقل الإلكترونات من المعدن إلى النيتروجين لتكوين أيون N3. وتشمل هذه النتريدات Li 3 N و Mg 3 N 2 و Zn 3 N 2 و Cu 3 N 2. وبصرف النظر عن الليثيوم، لا تشكل الفلزات القلوية الأخرى مجموعات فرعية من النتريدات IA. تتميز النتريدات الأيونية بنقاط انصهار عالية وتتفاعل مع الماء لتكوين NH 3 وهيدروكسيدات المعادن.
النتريدات التساهمية.
عندما تشارك إلكترونات النيتروجين في تكوين رابطة مع إلكترونات عنصر آخر دون أن تنتقل من النيتروجين إلى ذرة أخرى، تتشكل النتريدات مع الرابطة التساهمية. نيتريدات الهيدروجين (مثل الأمونيا والهيدرازين) تساهمية بالكامل، وكذلك هاليدات النيتروجين (NF 3 وNCl 3). تشتمل النتريدات التساهمية، على سبيل المثال، على Si 3 N 4 وP 3 N 5 وBN - وهي مواد بيضاء شديدة الثبات، وBN له تعديلان متآصلان: سداسي الشكل وشبيه بالماس. يتم تشكيل هذا الأخير عندما الضغوط العاليةودرجات الحرارة وله صلابة قريبة من صلابة الماس.
نيتريدات مع نوع وسيط من السندات.
تتفاعل العناصر الانتقالية مع NH 3 عند درجات حرارة عالية لتشكل فئة غير عادية من المركبات التي تتوزع فيها ذرات النيتروجين بين ذرات فلز متباعدة بانتظام. لا يوجد إزاحة إلكترونية واضحة في هذه المركبات. ومن أمثلة هذه النتريدات Fe 4 N، W 2 N، Mo 2 N، Mn 3 N 2. عادة ما تكون هذه المركبات خاملة تمامًا ولها موصلية كهربائية جيدة.
مركبات الهيدروجين من النيتروجين.
يتفاعل النيتروجين والهيدروجين لتكوين مركبات تشبه بشكل غامض الهيدروكربونات. يتناقص ثبات نترات الهيدروجين مع زيادة عدد ذرات النيتروجين في السلسلة، على عكس الهيدروكربونات التي تكون مستقرة في السلاسل الطويلة. وأهم نيتريدات الهيدروجين هي الأمونيا NH 3 والهيدرازين N 2 H 4. وتشمل هذه أيضًا حمض الهيدرونيتريك HNNN (HN 3).
الأمونيا NH3.
تعتبر الأمونيا من أهم المنتجات الصناعية في الاقتصاد الحديث. في نهاية القرن العشرين. أنتجت الولايات المتحدة الأمريكية حوالي. 13 مليون طن أمونيا سنوياً (من حيث الأمونيا اللامائية).
هيكل الجزيء.
يمتلك جزيء NH 3 بنية هرمية تقريبًا. زاوية الرابطة H – N – H هي 107 درجة، وهي قريبة من زاوية رباعي السطوح البالغة 109 درجة. زوج الإلكترون الوحيد يعادل المجموعة المرتبطة، مما يؤدي إلى رقم التنسيق للنيتروجين وهو 4 والنيتروجين الموجود في مركز رباعي السطوح.
خصائص الأمونيا.
بعض الخصائص الفيزيائية للأمونيا مقارنة بالماء موضحة في الجدول. 3.
الأمونيا لديها نقاط غليان وانصهار أقل بكثير من الماء، على الرغم من قربها الأوزان الجزيئيةوالتشابه في التركيب الجزيئي. ويفسر ذلك القوة الأكبر نسبيًا للروابط بين الجزيئات في الماء مقارنة بالأمونيا (مثل الرابطة بين الجزيئاتيسمى الهيدروجين).
الأمونيا كمذيب.
ارتفاع ثابت العزل الكهربائي و عزم ثنائي الاقطابتسمح الأمونيا السائلة باستخدامها كمذيب للقطبية أو الأيونية المواد العضوية. يحتل مذيب الأمونيا موقعا وسطا بين الماء والمذيبات العضوية مثل الكحول الإيثيلي. تذوب الفلزات القلوية والقلوية الترابية في الأمونيا لتشكل محاليل زرقاء داكنة. يمكن الافتراض أن ذوبان وتأين إلكترونات التكافؤ يحدث في المحلول وفقًا للمخطط
ويرتبط اللون الأزرق بالذوبان وحركة الإلكترونات أو حركة "الثقوب" في السائل. عند التركيز العالي للصوديوم في الأمونيا السائلة، يأخذ المحلول لونًا برونزيًا ويكون موصلًا للكهرباء بدرجة عالية. يمكن فصل الفلز القلوي غير المرتبط عن هذا المحلول عن طريق تبخر الأمونيا أو إضافة كلوريد الصوديوم. تعتبر محاليل المعادن الموجودة في الأمونيا عوامل اختزال جيدة. يحدث التأين التلقائي في الأمونيا السائلة
مشابهة للعملية التي تحدث في الماء:
تتم مقارنة بعض الخواص الكيميائية لكلا النظامين في الجدول. 4.
تتمتع الأمونيا السائلة كمذيب بميزة في بعض الحالات حيث لا يمكن إجراء تفاعلات في الماء بسبب التفاعل السريع للمكونات مع الماء (على سبيل المثال، الأكسدة والاختزال). على سبيل المثال، في الأمونيا السائلة، يتفاعل الكالسيوم مع KCl لتكوين CaCl 2 وK، نظرًا لأن CaCl 2 غير قابل للذوبان في الأمونيا السائلة، وK قابل للذوبان، ويستمر التفاعل تمامًا. في الماء، مثل هذا التفاعل مستحيل بسبب التفاعل السريع للكالسيوم مع الماء.
إنتاج الأمونيا.
يتم إطلاق NH 3 الغازي من أملاح الأمونيوم تحت تأثير قاعدة قوية، على سبيل المثال، NaOH:
الطريقة قابلة للتطبيق في ظروف المختبر. يعتمد إنتاج الأمونيا على نطاق صغير أيضًا على التحلل المائي للنيتريدات، مثل Mg 3 N 2، مع الماء. سياناميد الكالسيوم CaCN 2 عند تفاعله مع الماء يشكل أيضًا الأمونيا. الطريقة الصناعية الرئيسية لإنتاج الأمونيا هي تخليقها التحفيزي من النيتروجين والهيدروجين في الغلاف الجوي عند درجة حرارة وضغط مرتفعين:
يتم الحصول على الهيدروجين لهذا التوليف عن طريق التكسير الحراري للهيدروكربونات، أو عمل بخار الماء على الفحم أو الحديد، أو تحلل الكحوليات مع بخار الماء، أو التحليل الكهربائي للماء. تم الحصول على العديد من براءات الاختراع لتركيب الأمونيا، والتي تختلف في ظروف العملية (درجة الحرارة، الضغط، المحفز). هناك طريقة الإنتاج الصناعيأثناء التقطير الحراري للفحم. مع التطور التكنولوجيترتبط أسماء F. Haber و K. Bosch بتركيب الأمونيا.
| الجدول 4. مقارنة التفاعلات في بيئة الماء والأمونيا | |
| البيئة المائية | بيئة الأمونيا |
| تحييد | |
| أوه - + ح 3 يا + ® 2 ح 2 يا | NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3 |
| التحلل المائي (التحلل) | |
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – | PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl - |
| الاستبدال | |
| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 | الزنك + 2NH 4 + ® الزنك 2+ + 2NH 3 + H 2 |
| الحل (تعقيد) | |
| آل 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – | آل 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
| الأمفوتيرية | |
| الزنك 2+ + 2OH - الزنك (OH) 2 | الزنك 2 + + 2NH 2 - الزنك (NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O | الزنك (NH 2) 2 + 2NH 4 + الزنك 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– | الزنك(NH2) 2 + 2NH2 – الزنك(NH2) 4 2– |
الخواص الكيميائية للأمونيا.
بالإضافة إلى التفاعلات المذكورة في الجدول. 4، تتفاعل الأمونيا مع الماء لتكوين المركب NH 3 N H 2 O، والذي غالبًا ما يُعتبر خطأً هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH؛ في الواقع، لم يتم إثبات وجود NH 4 OH في المحلول. يتكون المحلول المائي للأمونيا ("الأمونيا") في الغالب من NH 3 وH 2 O وتركيزات صغيرة من NH 4 + وOH - أيونات تتشكل أثناء التفكك
يتم تفسير الطبيعة الأساسية للأمونيا من خلال وجود زوج إلكترون وحيد من النيتروجين: NH 3 . ولذلك، فإن NH 3 عبارة عن قاعدة لويس، التي تتمتع بأعلى نشاط محب للنواة، والذي يتجلى في شكل ارتباط مع بروتون، أو نواة ذرة الهيدروجين:
أي أيون أو جزيء قادر على قبول زوج إلكترون (مركب محب للكهرباء) سوف يتفاعل مع NH3 لتكوين مركب تنسيقي. على سبيل المثال:
الرمز م ن+ يمثل أيون معدن إنتقالي(ب- المجموعات الفرعية الجدول الدوري، على سبيل المثال، النحاس 2+، المنغنيز 2+، وما إلى ذلك). يتفاعل أي حمض بروتيكي (أي يحتوي على H) مع الأمونيا في محلول مائي لتكوين أملاح الأمونيوم، مثل نترات الأمونيوم NH 4 NO 3، كلوريد الأمونيوم NH 4 Cl، كبريتات الأمونيوم (NH 4) 2 SO 4، فوسفات الأمونيوم (NH). 4) 3 ص 4. وتستخدم هذه الأملاح على نطاق واسع في زراعةكأسمدة لإدخال النيتروجين في التربة. تُستخدم نترات الأمونيوم أيضًا كمتفجرات غير مكلفة؛ تم استخدامه لأول مرة مع الوقود البترولي (زيت الديزل). يستخدم المحلول المائي للأمونيا مباشرة لإدخاله في التربة أو مع مياه الري. اليوريا NH 2 CONH 2 يتم الحصول عليها عن طريق التوليف من الأمونيا و ثاني أكسيد الكربون، وهو أيضًا سماد. يتفاعل غاز الأمونيا مع معادن مثل Na وK لتكوين الأميدات:
تتفاعل الأمونيا أيضًا مع الهيدريدات والنيتريدات لتكوين الأميدات:
أميدات الفلزات القلوية(على سبيل المثال، NaNH 2) تتفاعل مع N 2 O عند تسخينها، وتشكل الأزيدات:
الغازي NH 3 يقلل الأكاسيد معادن ثقيلةللمعادن عند درجات حرارة عالية، على ما يبدو بسبب الهيدروجين المتكون نتيجة تحلل الأمونيا إلى N 2 وH 2:
يمكن استبدال ذرات الهيدروجين الموجودة في جزيء NH 3 بالهالوجين. يتفاعل اليود مع محلول مركز من NH 3، مكونًا خليطًا من المواد التي تحتوي على NI 3. هذه المادة غير مستقرة للغاية وتنفجر عند أدنى تأثير ميكانيكي. عندما يتفاعل NH 3 مع Cl 2، تتشكل الكلورامينات NCl 3 وNH Cl 2 وNH 2 Cl. عندما تتعرض الأمونيا إلى هيبوكلوريت الصوديوم NaOCl (المتكون من NaOH وCl2)، فإن المنتج النهائي هو الهيدرازين:
الهيدرازين.
التفاعلات المذكورة أعلاه هي طريقة لإنتاج مونوهيدرات الهيدرازين بالتركيبة N2H4PH2O. ويتكون الهيدرازين اللامائي عن طريق التقطير الخاص للمونوهيدرات مع BaO أو مواد أخرى لإزالة الماء. تشبه خصائص الهيدرازين قليلاً بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2. الهيدرازين اللامائي النقي هو سائل عديم اللون، استرطابي، يغلي عند درجة حرارة 113.5 درجة مئوية؛ يذوب جيداً في الماء مكوناً قاعدة ضعيفة
في البيئة الحمضية (H+)، يشكل الهيدرازين أملاح الهيدرازونيوم القابلة للذوبان من النوع +X. إن السهولة التي يتفاعل بها الهيدرازين وبعض مشتقاته (مثل ميثيل هيدرازين) مع الأكسجين تسمح باستخدامه كأحد مكونات وقود الصواريخ السائل. الهيدرازين وجميع مشتقاته شديدة السمية.
أكاسيد النيتروجين.
في المركبات التي تحتوي على الأكسجين، يُظهر النيتروجين جميع حالات الأكسدة، مكونًا الأكاسيد: N 2 O، NO، N 2 O 3، NO 2 (N 2 O 4)، N 2 O 5. هناك معلومات قليلة عن تكوين بيروكسيدات النيتروجين (رقم 3، رقم 4). 2HNO2. يمكن الحصول على N 2 O 3 النقي على شكل سائل أزرق بواسطة درجات الحرارة المنخفضة (–20
في درجة حرارة الغرفة، NO 2 هو غاز بني داكن مع الخواص المغناطيسيةبسبب وجود إلكترون غير متزاوج. عند درجات حرارة أقل من 0 درجة مئوية، يتضاءل جزيء NO 2 إلى رباعي أكسيد ثنائي النتروجين، وعند -9.3 درجة مئوية، يحدث dimerization تمامًا: 2NO 2 N 2 O 4. في الحالة السائلة، 1% فقط NO 2 يكون غير مخفف، وعند 100 درجة مئوية 10% N 2 O 4 يبقى على شكل ثنائي.
يتفاعل NO 2 (أو N 2 O 4) في الماء الدافئ لتكوين حمض النيتريك: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. ولذلك فإن تكنولوجيا NO 2 مهمة جدًا كمرحلة وسيطة في إنتاج منتج مهم صناعيًا - حمض النيتريك.
أكسيد النيتريك (V)
N2O5( عفا عليها الزمن. أنهيدريد النيتريك) عبارة عن مادة بلورية بيضاء يتم الحصول عليها عن طريق تجفيف حمض النيتريك في وجود أكسيد الفوسفور P 4 O 10:
2MX + ح 2 ن 2 أو 2 . عندما يتبخر المحلول، تتشكل مادة متفجرة بيضاء ذات البنية المتوقعة H–O–N=N–O–H.حمض النيتروز
لا يوجد HNO 2 في صورته النقية، إلا أن المحاليل المائية ذات التركيز المنخفض تتشكل بإضافة حمض الكبريتيك إلى نتريت الباريوم:
يتكون حمض النيتروز أيضًا عندما يذوب خليط متساوي المولى من NO و NO 2 (أو N 2 O 3) في الماء. حمض النيتروز أقوى قليلاً من حمض الأسيتيك. حالة أكسدة النيتروجين فيه هي +3 (بنيته هي H–O–N=O)، أي. يمكن أن يكون عاملًا مؤكسدًا وعاملًا مختزلًا. تحت تأثير عوامل الاختزال فإنه عادة ما يتم اختزاله إلى NO، وعند التفاعل مع العوامل المؤكسدة فإنه يتأكسد إلى حمض النيتريك.
يعتمد معدل ذوبان بعض المواد، مثل المعادن أو أيون اليوديد، في حمض النيتريك على تركيز حمض النيتروز الموجود كشوائب. أملاح حامض النيتروز – النتريت – تذوب جيداً في الماء ما عدا نتريت الفضة. يستخدم NaNO 2 في إنتاج الأصباغ.
حمض النيتريك
يعد HNO 3 أحد أهم المنتجات غير العضوية في الصناعة الكيميائية الرئيسية. يتم استخدامه في تقنيات العديد من المواد غير العضوية والعضوية الأخرى، مثل المتفجرات والأسمدة والبوليمرات والألياف والأصباغ والمستحضرات الصيدلانية وغيرها.
الأدب:
دليل النيتروجين. م، 1969
نيكراسوف بي. الأساسيات كيمياء عامة
. م، 1973
مشاكل تثبيت النيتروجين. غير العضوية و الكيمياء الفيزيائية
. م، 1982
يتم عرض أهم أكاسيد النيتروجين في الجدول 1.
أكسيد النيتريك (V) هو صلبأما الأكاسيد المتبقية فهي غازية في الظروف العادية. أعظم أهمية عمليةمنها أكسيد النيتريك (II) وأكسيد النيتريك (IV). جميع أكاسيد النيتروجين سامة، باستثناء أكسيد النيتريك (I).
أكسيد النيتريك (I) N2O.في درجة حرارة الغرفة، N 2 0 هو غاز عديم اللون (t pl = _ 91 درجة مئوية، t يغلي = -89 درجة مئوية)، عديم الرائحة، حلو المذاق، قابل للذوبان قليلاً في الماء. عند استنشاقه بكميات صغيرة، يسبب N20 ضحكًا متشنجًا، ولهذا يطلق عليه اسم "غاز الضحك". جزيء N 2 0 خطي، منخفض القطبية. باستخدام طريقة رابطة التكافؤ، يتم وصف هيكلها باستخدام بنيتين الرنين:
الرابطة بين ذرات النيتروجين (0.113 نانومتر) أطول قليلاً من الرابطة الثلاثية في جزيء N2 (0.110 نانومتر).
يتم الحصول على أكسيد النيتريك (1) عن طريق التحلل الحراري لنترات الأمونيوم عند درجة حرارة أعلى بقليل من نقطة انصهاره (170 درجة مئوية):
NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0
يتكون النيتروجين الأكثر نقاءً من التناسب المشترك بين النتريت والهيدرازين أو ملح الهيدروكسيلامين:
NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2H 2 0 + NaCl
أكسيد النيتريك (II) NO- غاز عديم اللون، قليل الذوبان في الماء ولا يتفاعل معه كيميائيا. يتحد بسهولة مع الأكسجين لتكوين أكسيد النيتريك (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 كيلوجول
يتم الحصول على أكسيد النيتريك (II) في المختبر من خلال عمل حمض النيتريك المخفف (ρ = 1.2 جم/سم 3، ω = 33%) على النحاس. معادلة التفاعل هي :
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H2O
يحتوي جزيء NO على عدد فردي من الإلكترونات الخارجية، وبالتالي فهو يحتوي على إلكترون واحد إضافي. تتجلى الطبيعة غير المشبعة لجزيء NO في قدرته على تكوين مجمعات تحتوي على أيونات معدنية معينة. وبالتالي، عندما يتم تمرير NO إلى محلول FeSO 4، يتحول الأخير إلى اللون البني بسبب تكوين مركب بتركيبة SO 4. عند تسخينه، يتحلل هذا المركب الهش.
يعتبر أكسيد النيتريك (II) عامل اختزال نموذجي. يزيل اللون بمحلول محمض من برمنجنات البوتاسيوم:
5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0
يتأكسد بسهولة بواسطة الأكسجين:
2NO + 0 2 = 2N0 2
تتم العملية بسرعة عالية جدًا، نظرًا لأن كلا الجسيمين المتفاعلين هما متطرفان.
نظرًا لوجود إلكترون واحد غير متزاوج في المدار المضاد 2π، يتميز أكسيد النيتروجين (II) بعمليات أكسدة إلكترون واحد مع تكوين كاتيون نيتروسيل (النتروسونيوم) ن0+ : ن0 – ه – =ن0 + . وفي هذه الحالة التعدد اتصالات NOتزداد إلى ثلاثة، وتزداد طاقتها من 627 (NO) إلى 1046 (NO +) كيلوجول/مول. مشتقات النتروسيل هي أوكسيهاليدات النيتروجين التساهمية NOX (X - هالوجين)، وكذلك الأملاح الأيونية، على سبيل المثال، بيركلورات النيتروسونيوم، سيلينات النيتروسونيوم (N0) 2 Se0 4. يتم تحضير كبريتات هيدروجين النتروسونيوم عن طريق تمرير ثاني أكسيد الكبريت عبر حامض النيتريك المدخن:
HN0 3 + S0 2 =
يمكن أيضًا تحضير أملاح النتروسونيوم الأخرى عن طريق تفاعل أكاسيد النيتروجين مع الأحماض المركزة، على سبيل المثال:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + H 2 0
أملاح النيتروسونيوم غير مستقرة حرارياً، وفي وجود الماء تتحلل بشكل لا رجعة فيه:
2 + ح 2 0 = NO + N0 2 + 2H 2 S0 4
كلوريد النتروسيل التساهمي N0C1 - غاز برتقالي أحمر (tpl= -65 درجة مئوية، ر كيب =-6 درجة مئوية)، تتشكل أثناء كلورة NO في وجود الكربون المنشط:
NO + C1 2 = 2N0C1
عندما يتفاعل النتريت مع كلوريد الهيدروجين:
NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0
أو عند استبدال الأنيون في أملاح النيتروسونيوم:
كلوريد الصوديوم = N0C1 + NaHS0 4
خصائص الأكسدة أقل سمة من NO. على سبيل المثال، عند التفاعل مع عوامل الاختزال القوية، يتكون النيتروجين:
2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2 ح 2 0
في محفز الروديوم، NO يؤكسد أول أكسيد الكربون إلى ثاني أكسيد الكربون:
2N0 + 2СО = ن 2 + 2С0 2
يتم تركيب هذه المحفزات في أنابيب عادم السيارات لتجنب تلوث الغلاف الجوي بغازات أكاسيد النيتروجين السامة.
عند التفاعل مع القلويات المنصهرة، NO غير متناسب:
6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0
أكسيد النيتروجين (III) N 2 0 3 .هذا المركب غير مستقر للغاية ولا يوجد إلا في درجات حرارة منخفضة. في الحالات الصلبة والسائلة (t pl = -100 درجة مئوية) يتم تلوين هذه المادة باللون الأزرق الساطع؛ فوق درجة مئوية يتحلل:
ن 2 0 3 = ن0 + ن0 2
على عكس N 2 0 و NO، فإن أكسيد النيتريك (II) هو أكسيد حمضي نموذجي، فهو يذوب في الماء المثلج ليشكل محلول أزرق من حمض النيتروز؛
ن 2 0 3 + ح 2 0 = 2HNO 2
عند التفاعل مع المحاليل القلوية، يتم تحويل N 2 0 3 كميًا إلى نتريت:
N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + H 2 0
في بيئة شديدة الحموضة، يحدث تحلل متغاير للرابطة NO-N0 2، مما يؤدي إلى تكوين أملاح النيتروسونيوم:
N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + H 3 0 + + 3HSO 4
عند تبريده إلى -36 درجة مئوية، يتكون خليط متساوي المولية من الأكاسيد N0 وN0 2 عند اختزال 50% HN0 3 مع أكسيد الزرنيخ (III) أو النشا، ويتكثف N 2 0 3:
2HN0 3 + كما 2 0 3 + 2H 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3
1 / ن (ج6 ح10 يا5) ن +12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3
أكاسيد النيتروجين (IV): NO 2 و N 2 0 4.يوجد أكسيد النيتروجين (IV) في نطاق واسع من درجات الحرارة كخليط متوازن من المونومر N0 2 والدايمر N 2 0 4.
حالة توازن
2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН =-57.2 كيلوجول/مول
الغاز البنيغاز عديم اللون
بارامغناطيسية ديامغناطيسية
يعتمد بقوة على درجة الحرارة. أكسيد النيتريك الصلب (IV) عديم اللون، لأنه يتكون حصريًا من جزيئات N 2 0 4. عند تسخينه إلى ر، ث= -12.8 درجة مئوية يظهر اللون البني، والذي يشتد مع زيادة درجة الحرارة مع زيادة نسبة المونومر في الخليط.
أكسيد النيتريك (IV) (المونومر والدايمر) شديد الذوبان في الماء ويتفاعل معه. منذ ذلك الحين في محاليل مائيةلا توجد مركبات النيتروجين في حالات الأكسدة الزوجية، ويحدث عدم التناسب في أحماض النيتريك والنيتروز:
ن 2 0 4 + ن 2 0 = HN0 3 + HN0 2
هذا الأخير مستقر فقط في البرد، وفي درجة حرارة الغرفة وما فوقها غير متناسب مع N0 وHN0 3، وبالتالي في درجة حرارة الغرفة ودرجات الحرارة المرتفعة يستمر التفاعل وفقًا للمعادلة
3N0 2 + ح 2 0 = 2HN0 3 + NO
ومع ذلك، إذا تم تمرير خليط من N0 2 والهواء عبر الماء، فسيتكون HN0 3 فقط:
2N0 2 + ح 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3
مثل NO، يخضع الأكسيد N 2 0 4 لأكسدة إلكترون واحد لتكوين كاتيون نيترويل (نيترونيوم) N0 2 ، لها بنية خطية ومتساوية الإلكترون (16 هـ - لثلاث ذرات) CO 2. يتكون أيون النيترويل أيضًا أثناء التأين الذاتي لحمض النيتريك:
2HN0 3 ↔ N0 2 + + NO 3 - + N 2 0
ثاني أكسيد رقم 2 هو عامل مؤكسد قوي يحترق فيه الكربون والكبريت والعديد من المعادن في الغلاف الجوي:
C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO
في الطور الغازي، يؤكسد ثاني أكسيد النيتروجين كلوريد الهيدروجين إلى الكلور:
2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2
يتم الحصول على NO2 عن طريق تفاعل النحاس مع حمض النيتريك المركز الساخن:
Cu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0
أو التحلل الحراري (350-500 درجة مئوية) لنترات المعادن الثقيلة المجففة تمامًا:
2Pb(N03) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
يتم التفاعل في وجود ثاني أكسيد السيليكون، الذي يربط أكسيد الرصاص الناتج إلى السيليكات PbSi0 3، وبالتالي ينقل التوازن إلى اليمين.
يتكون أكسيد النيتروجين (IV) أيضًا أثناء أكسدة NO مع الأكسجين:
2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔН°= -114 كيلوجول/مول
ومن المثير للاهتمام أن هذا التفاعل قابل للعكس، وعند درجة حرارة 200 درجة مئوية، ينزاح التوازن بشكل ملحوظ إلى اليسار.
أكسيد النيتريك (V) N 2 0 5 .يتشكل أنهيدريد النيتريك N 2 0 5 على شكل بلورات استرطابية عديمة اللون (t subl = 32.3 درجة مئوية) عند تمرير بخار حمض النيتريك عبر عمود به أكسيد الفوسفور (V):
4HN0 3 + ف 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
يتكون الصلب N 2 0 5 من أيونات N0 2 + و N0 3 - وفي الطور الغازي وفي المحاليل يتكون من 0 2 N-O-N0 2 جزيئات. هذه المادة غير مستقرة للغاية وتتحلل خلال ساعات قليلة (عمر النصف 10 ساعات)، وعند تسخينها تنفجر:
2 ن 2 0 5 = 4 ن0 2 + 0 2
عندما يذوب N 2 0 5 في الماء، يتكون حمض النيتريك.
يعتبر أكسيد النيتريك العالي عامل مؤكسد قوي، على سبيل المثال:
ن 2 0 5 + أنا 2 = أنا 2 0 5 + ن 2
في الأحماض اللامائية (الكبريتيك، النيتريك، أورثوفوسفوريك، البيركلوريك) N 2 0 5 تتحلل، وتشكل كاتيون النيترونيوم N0 2:
N 2 0 5 + HClO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3
أملاح النترونيوم هي عوامل مؤكسدة قوية. عندما يدخلون الماء يتحللون:
N0 2 + C10 4 - + ح 2 0 = HN0 3 + HC10 4
كلوريد النيترويل N0 2 C1 (t pl = -145 درجة مئوية، الغليان = -16 درجة مئوية) هو غاز عديم اللون يتشكل عن طريق تمرير الكلور على نترات الفضة الصلبة أو عن طريق تفاعل دخان حمضي النيتريك والكلوروسلفونيك:
HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4
وفي البيئة القلوية، يتحلل إلى هيبوكلوريت ونيتريت.
