Stickoxid (II) NO (Stickstoffmonoxid, Stickoxid, Nitrosylradikal) ist ein nicht salzbildendes Stickstoffmonoxid. Es ist ein farbloses Gas, das in Wasser schlecht löslich ist. Es lässt sich nur schwer verflüssigen; in flüssiger und fester Form hat es eine blaue Farbe.
Das Vorhandensein eines ungepaarten Elektrons bestimmt die Tendenz von NO, schwach gebundene N 2 O 2-Dimere zu bilden. Dies sind schwache Verbindungen mit ΔH° der Dimerisierung = 17 kJ. Flüssiges Stickoxid (II) besteht zu 25 % aus N 2 O 2-Molekülen, und das feste Oxid besteht vollständig aus diesen.
Quittung
Stickstoff(II)-oxid ist das einzige Stickoxid, das direkt aus freien Elementen durch Kombination von Stickstoff mit Sauerstoff bei hohen Temperaturen (1200–1300 °C) oder in gewonnen werden kann elektrische Entladung. In der Natur entsteht es bei Blitzentladungen in der Atmosphäre:
N 2 + O 2 → 2NO - 180,9 kJ 2NO + O 2 → 2NO 2.
Wenn die Temperatur sinkt, zerfällt Stickstoff(II)-oxid in Stickstoff und Sauerstoff, sinkt die Temperatur jedoch stark, dann existiert das Oxid, das keine Zeit hatte, sich zu zersetzen, schon recht lange: Bei niedrigen Temperaturen ist die Zersetzungsgeschwindigkeit gering . Dieses plötzliche Abkühlen wird „Abschrecken“ genannt und wird bei einer der Methoden zur Herstellung von Salpetersäure genutzt.
Im Labor wird es üblicherweise durch Reaktion von 30 % HNO 3 mit bestimmten Metallen, beispielsweise Kupfer, gewonnen:
3Cu + 8HNO 3 (30 %) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
Reineres NO, das nicht mit Verunreinigungen verunreinigt ist, kann durch folgende Reaktionen erhalten werden:
FeCl 2 + NaNO 2 + 2HCl → FeCl 3 + NaCl + NO + H 2 O; 2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O.
Die industrielle Methode basiert auf der Oxidation von Ammoniak bei hoher Temperatur und hohem Druck unter Beteiligung von Cr 2 O 3 (als Katalysatoren):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O.
Chemische Eigenschaften
Bei Raumtemperatur und Luftdruck Die Oxidation von NO durch Luftsauerstoff erfolgt sofort:
2NO + O 2 → 2NO 2
NO zeichnet sich auch durch Additionsreaktionen von Halogenen unter Bildung von Nitrosylhalogeniden aus; bei dieser Reaktion weist NO die Eigenschaften eines Reduktionsmittels auf:
2NO + Cl 2 → 2NOCl (Nitrosylchlorid).
In Gegenwart stärkerer Reduktionsmittel weist NO oxidierende Eigenschaften auf:
2SO 2 + 2NO → 2SO 3 + N 2.
NO ist in Wasser schwer löslich und reagiert nicht damit, da es ein nicht salzbildendes Oxid ist.
Physiologische Wirkung
Stickoxid (weiß) im Zytoplasma von Nadelbaumzellen eine Stunde nach mechanischer Einwirkung.
Wie alle Stickoxide (außer N 2 O) ist NO giftig und schädigt beim Einatmen die Atemwege.
In zwei letzten Jahrzehnte Es wurde festgestellt, dass dieses NO-Molekül ein breites Spektrum an biologischen Wirkungen hat, die in regulatorische, schützende und schädliche Wirkungen unterteilt werden können. NO ist als einer der Botenstoffe an der Regulierung intra- und interzellulärer Signalsysteme beteiligt. Stickstoffmonoxid, das von Gefäßendothelzellen produziert wird, ist für die Entspannung der glatten Gefäßmuskulatur und deren Erweiterung (Vasodilatation) verantwortlich, verhindert die Blutplättchenaggregation und Adhäsion von Neurophilen am Endothel und ist an verschiedenen Prozessen im Nerven-, Fortpflanzungs- und Immunsystem beteiligt . NO hat auch zytotoxische und zytostatische Eigenschaften. Killerzellen des Immunsystems nutzen Stickstoffmonoxid, um Bakterien und Krebszellen zu zerstören. Störungen der Biosynthese und des Metabolismus von NO werden mit Krankheiten wie essentieller arterieller Hypertonie, koronarer Herzkrankheit, Myokardinfarkt, primärer pulmonaler Hypertonie, Asthma bronchiale, neurotischer Depression, Epilepsie, neurodegenerativen Erkrankungen (Alzheimer-Krankheit, Parkinson-Krankheit), Diabetes mellitus, Impotenz usw. .
Stickoxid kann auf verschiedene Weise synthetisiert werden. Pflanzen nutzen eine nicht-enzymatische photochemische Reaktion zwischen NO 2 und Carotinoiden. Bei Tieren erfolgt die Synthese durch die NO-Synthase-Familie (NOS). NOS-Enzyme sind Mitglieder einer Häm-haltigen Superfamilie von Enzymen, die Monooxygenasen genannt werden. Basierend auf Struktur und Funktion können NOS in drei Gruppen eingeteilt werden: endotheliale (eNOS), neuronale (nNOS) und induzierbare (iNOS). Das aktive Zentrum jeder NO-Synthase umfasst einen Eisen-Porphyrin-Komplex, der ein axial koordiniertes Cystein oder Methionin enthält. Obwohl alle NOS-Isoformen die Bildung von NO katalysieren, sind sie alle Produkte verschiedener Gene, jedes von ihnen hat seine eigenen Eigenschaften sowohl in den Wirkmechanismen und der Lokalisierung als auch in biologische Bedeutung für den Körper. Daher werden diese Isoformen üblicherweise auch in konstitutive (cNOS) und induzierbare (iNOS) Stickoxidsynthasen unterteilt. cNOS ist ständig im Zytoplasma lokalisiert, hängt von der Konzentration von Calciumionen und Calmodulin (einem Protein, das ein intrazellulärer Mediator des Calciumionentransports ist) ab und fördert als Reaktion auf die Rezeptorstimulation für kurze Zeit die Freisetzung kleiner Mengen NO. Induzierbares NOS tritt in Zellen erst nach ihrer Induktion durch bakterielle Endotoxine und einige Entzündungsmediatoren wie Gamma-Interferon, Tumornekrosefaktor usw. auf. Die Menge an NO, die unter dem Einfluss von iNOS gebildet wird, kann variieren und große Mengen (Nanomol) erreichen. Gleichzeitig hält die NO-Produktion länger an. Ein charakteristisches Merkmal von NO ist die Fähigkeit, schnell (in weniger als 5 Sekunden) durch die Membran der Zelle, die es synthetisiert hat, in den Interzellularraum zu diffundieren und leicht (ohne Beteiligung von Rezeptoren) in die Zielzellen einzudringen. Im Inneren der Zelle aktiviert es einige Enzyme und hemmt andere und ist so an der Regulierung der Zellfunktionen beteiligt. Stickstoffmonoxid ist im Wesentlichen ein lokales Gewebshormon. NO spielt eine Schlüsselrolle bei der Hemmung der Aktivität von Bakterien- und Tumorzellen, indem es entweder einige ihrer eisenhaltigen Enzyme blockiert oder ihre Zellstrukturen durch Stickstoffmonoxid oder aus Stickstoffmonoxid erzeugte freie Radikale schädigt. Gleichzeitig reichert sich Superoxid an der Entzündungsstelle an, was zu Schäden an Proteinen und Lipiden der Zellmembranen führt, was seine zytotoxische Wirkung auf die Zielzelle erklärt. Folglich kann NO, das sich übermäßig in der Zelle anreichert, auf zwei Arten wirken: einerseits DNA-Schäden verursachen und andererseits entzündungsfördernd wirken. Stickstoffmonoxid kann die Angiogenese (die Bildung von Blutgefäßen) initiieren. Bei einem Herzinfarkt spielt Stickstoffmonoxid eine positive Rolle, denn induziert neues Gefäßwachstum, aber bei Krebserkrankungen führt der gleiche Prozess zur Entwicklung von Tumoren, indem er die Ernährung und das Wachstum von Krebszellen fördert. Andererseits wird dadurch die Abgabe von Stickstoffmonoxid verbessert Tumorzellen. DNA-Schäden unter dem Einfluss von NO sind einer der Gründe für die Entwicklung von Apoptose (ein programmierter Prozess des zellulären „Selbstmords“, der darauf abzielt, Zellen zu entfernen, die ihre Funktionen verloren haben). In Experimenten wurde eine Desaminierung von Desoxynukleosiden, Desoxynukleotiden und intakter DNA beobachtet, wenn sie einer mit NO gesättigten Lösung ausgesetzt wurden. Dieser Prozess ist für die Erhöhung der Empfindlichkeit der Zellen gegenüber Alkylierungsmitteln und ionisierender Strahlung verantwortlich, die in der Krebstherapie eingesetzt werden.
Die NO-Clearance (die Geschwindigkeit, mit der das Blut während seiner chemischen Umwandlungen von NO befreit wird) erfolgt durch die Bildung von Nitriten und Nitraten und dauert im Durchschnitt nicht länger als 5 Sekunden. Bei der Clearance können Zwischenschritte erforderlich sein, bei denen es zu einer Wechselwirkung mit Superoxid oder Hämoglobin unter Bildung von Peroxynitrit kommt. Stickoxid kann durch NO-Reduktase reduziert werden, ein Enzym, das eng mit der NO-Synthase verwandt ist.
Oxide – komplexe Substanzen, bestehend aus zwei Elementen, von denen eines Sauerstoff ist. In den Namen von Oxiden wird zuerst das Wort Oxid angegeben, dann der Name des zweiten Elements, aus dem es gebildet wird. Welche Eigenschaften haben Säureoxide und wie unterscheiden sie sich von anderen Oxidarten?
Klassifizierung von Oxiden
Oxide werden in salzbildende und nicht salzbildende Oxide unterteilt. Schon aus dem Namen geht hervor, dass Nichtsalzbildende keine Salze bilden. Es gibt nur wenige solcher Oxide: Wasser H 2 O, Sauerstofffluorid OF 2 (wenn es konventionell als Oxid betrachtet wird), Kohlenmonoxid, oder Kohlenmonoxid (II), Kohlenmonoxid CO; Stickoxide (I) und (II): N 2 O (Diastickstoffoxid, Lachgas) und NO (Stickstoffmonoxid).
Salzbildende Oxide bilden bei Reaktion mit Säuren oder Laugen Salze. Basen entsprechen ihnen als Hydroxide, amphotere Basen und sauerstoffhaltige Säuren. Dementsprechend werden sie als basische Oxide (z. B. CaO), amphotere Oxide (Al 2 O 3) und Säureoxide bzw. Säureanhydride (CO 2) bezeichnet.
Reis. 1. Arten von Oxiden.
Oft stehen Studierende vor der Frage, wie man ein basisches Oxid von einem sauren unterscheidet. Zunächst müssen Sie auf das zweite Element neben Sauerstoff achten. Saure Oxide – enthalten ein Nichtmetall oder Übergangsmetall (CO 2, SO 3, P 2 O 5); basische Oxide – enthalten ein Metall (Na 2 O, FeO, CuO).
Grundlegende Eigenschaften von Säureoxiden
Saure Oxide (Anhydride) sind Stoffe, die ausscheiden saure Eigenschaften und bilden sauerstoffhaltige Säuren. Daher entsprechen saure Oxide Säuren. Beispielsweise entsprechen die sauren Oxide SO 2 und SO 3 den Säuren H 2 SO 3 und H 2 SO 4 .
Reis. 2. Saure Oxide mit entsprechenden Säuren.
Saure Oxide, die von Nichtmetallen und Metallen mit variabler Wertigkeit gebildet werden Höchster Abschluss Oxidation (z. B. SO 3, Mn 2 O 7), reagieren mit basischen Oxiden und Alkalien unter Bildung von Salzen:
SO 3 ( Säureoxid)+CaO (Hauptoxid)=CaSO 4 (Salz);
Typische Reaktionen sind die Wechselwirkung saurer Oxide mit Basen unter Bildung von Salz und Wasser:
Mn 2 O 7 (Säureoxid) + 2KOH (Alkali) = 2KMnO 4 (Salz) + H 2 O (Wasser)
Alle sauren Oxide, außer Siliziumdioxid SiO 2 (Siliziumanhydrid, Kieselsäure), reagieren mit Wasser unter Bildung von Säuren:
SO 3 (Säureoxid) + H 2 O (Wasser) = H 2 SO 4 (Säure)
Saure Oxide entstehen durch Wechselwirkung mit Sauerstoff einfacher und komplexer Substanzen (S+O 2 =SO 2) oder durch Zersetzung infolge der Erhitzung komplexer Substanzen, die Sauerstoff enthalten – Säuren. unlösliche Basen, Salze (H 2 SiO 3 =SiO 2 +H 2 O).
Liste der Säureoxide:
| Name des Säureoxids | Säureoxid-Formel | Eigenschaften von Säureoxid |
| Schwefel(IV)-oxid | SO 2 | farbloses giftiges Gas mit stechendem Geruch |
| Schwefel(VI)-oxid | SO 3 | leichtflüchtige, farblose, giftige Flüssigkeit |
| Kohlenmonoxid (IV) | CO2 | farbloses, geruchloses Gas |
| Silizium(IV)-oxid | SiO2 | farblose Kristalle mit Stärke |
| Phosphor(V)-oxid | P2O5 | weißes, brennbares Pulver mit unangenehmem Geruch |
| Stickoxid (V) | N2O5 | Substanz, die aus farblosen, flüchtigen Kristallen besteht |
| Chlor(VII)-oxid | Cl2O7 | farblose, ölige, giftige Flüssigkeit |
| Mangan(VII)-oxid | Mn2O7 | Flüssigkeit mit metallischem Glanz, die ein starkes Oxidationsmittel ist. |
Reis. 3. Beispiele für Säureoxide.
Was haben wir gelernt?
Saure Oxide sind salzbildende Oxide und werden mit Hilfe von Säuren gebildet. Saure Oxide reagieren mit Basen und Wasser und ihre Bildung erfolgt, wenn komplexe Substanzen erhitzt und zersetzt werden.
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Heute beginnen wir unsere Bekanntschaft mit den wichtigsten Klassen anorganischer Verbindungen. Anorganische Stoffe werden, wie Sie bereits wissen, nach ihrer Zusammensetzung in einfache und komplexe unterteilt.
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OXID |
SÄURE |
BASE |
SALZ |
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E x O y |
NNA A – saurer Rückstand |
Ich(OH)B OH – Hydroxylgruppe |
Ich n A b |
Komplexe anorganische Stoffe werden in vier Klassen eingeteilt: Oxide, Säuren, Basen, Salze. Wir beginnen mit der Oxidklasse.
OXIDE
Oxide
- das sind komplexe Substanzen, die aus zwei bestehen chemische Elemente, eines davon ist Sauerstoff mit einer Wertigkeit von 2. Nur ein chemisches Element - Fluor bildet in Verbindung mit Sauerstoff kein Oxid, sondern Sauerstofffluorid OF 2.
Sie heißen einfach „Oxid + Name des Elements“ (siehe Tabelle). Wenn die Wertigkeit eines chemischen Elements variabel ist, wird dies durch eine römische Zahl in Klammern hinter dem Namen des chemischen Elements angegeben.
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Formel |
Name |
Formel |
Name |
|
Kohlenmonoxid |
Fe2O3 |
Eisen(III)-oxid |
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Stickoxid (II) |
CrO3 |
Chrom(VI)-oxid |
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Al2O3 |
Aluminium Oxid |
Zinkoxid |
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N2O5 |
Stickoxid (V) |
Mn2O7 |
Mangan(VII)-oxid |
Klassifizierung von Oxiden
Alle Oxide können in zwei Gruppen eingeteilt werden: salzbildend (basisch, sauer, amphoter) und nicht salzbildend bzw. indifferent.
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Metalloxide Pelz x O y |
Nichtmetalloxide neMe x O y |
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Basic |
Sauer |
Amphoter |
Sauer |
Gleichgültig |
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Ich, II Meh |
V-VII Mich |
ZnO,BeO,Al 2 O 3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II neMe |
Ich, II neMe CO, NO, N2O |
1). Basische Oxide sind Oxide, die Basen entsprechen. Zu den wichtigsten Oxiden gehören Oxide Metalle 1 und 2 Gruppen, sowie Metalle Nebenuntergruppen mit Wertigkeit ICH Und II (außer ZnO – Zinkoxid und BeO – Berylliumoxid):
2). Saure Oxide- Das sind Oxide, die Säuren entsprechen. Säureoxide umfassen Nichtmetalloxide (außer nicht salzbildende – gleichgültig), sowie Metalloxide Nebenuntergruppen mit Wertigkeit von V Vor VII (Zum Beispiel CrO 3 – Chrom(VI)-oxid, Mn 2 O 7 – Mangan(VII)-oxid):
3). Amphotere Oxide- Das sind Oxide, die Basen und Säuren entsprechen. Diese beinhalten Metalloxide Haupt- und Nebenuntergruppen mit Wertigkeit III , Manchmal IV sowie Zink und Beryllium (z. B. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).
4). Nicht salzbildende Oxide– das sind Oxide, die gegenüber Säuren und Basen indifferent sind. Diese beinhalten Nichtmetalloxide mit Wertigkeit ICH Und II (Zum Beispiel N 2 O, NO, CO).
Fazit: Die Art der Eigenschaften von Oxiden hängt in erster Linie von der Wertigkeit des Elements ab.
Zum Beispiel Chromoxide:
CrO(II- hauptsächlich);
Cr 2 O 3 (III- amphoter);
CrO3(VII- sauer).
Klassifizierung von Oxiden
(durch Löslichkeit in Wasser)
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Saure Oxide |
Basische Oxide |
Amphotere Oxide |
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In Wasser löslich. Ausnahme – SiO 2 (nicht wasserlöslich) |
In Wasser lösen sich nur Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (Das sind Metalle I „A“- und II „A“-Gruppen, Ausnahme Be, Mg) |
Sie interagieren nicht mit Wasser. Nicht in Wasser löslich |
Erledige die Aufgaben:
1. Schreiben Sie es separat auf chemische Formeln salzbildende saure und basische Oxide.
NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.
2. Gegebene Stoffe : 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
Erhalten von Oxiden
Simulator „Wechselwirkung von Sauerstoff mit einfachen Stoffen“
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1. Verbrennung von Stoffen (Oxidation mit Sauerstoff) |
a) einfache Stoffe Trainingsgerät |
2Mg +O 2 =2MgO |
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b) komplexe Substanzen |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
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2. Zersetzung komplexer Stoffe (Säurentabelle verwenden, siehe Anhänge) |
a) Salze SALZT= BASISCHES OXID + SÄUREOXID |
CaCO 3 = CaO + CO 2 |
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b) Unlösliche Basen Ich(OH)BT= Ich x O y+ H 2 Ö |
Cu(OH)2t=CuO+H2O |
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c) sauerstoffhaltige Säuren NNA=SÄUREOXID + H 2 Ö |
H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 |
Physikalische Eigenschaften von Oxiden
Bei Raumtemperatur sind die meisten Oxide Feststoffe (CaO, Fe 2 O 3 usw.), einige sind Flüssigkeiten (H 2 O, Cl 2 O 7 usw.) und Gase (NO, SO 2 usw.).
Chemische Eigenschaften von Oxiden
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN BASISCHER OXIDE 1. Basisches Oxid + Säureoxid = Salz (r. Verbindungen) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Basisches Oxid + Säure = Salz + H 2 O (Austauschlösung) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Basisches Oxid + Wasser = Alkali (Verbindung) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON SÄUREOXIDEN 1. Säureoxid + Wasser = Säure (r. Verbindungen) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – reagiert nicht 2. Säureoxid + Base = Salz + H 2 O (Wechselkurs) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Basisches Oxid + saures Oxid = Salz (r. Verbindungen) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Weniger flüchtige verdrängen flüchtigere aus ihren Salzen CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN AMPHOTERER OXIDE Sie interagieren sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (in Lösung) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (wenn verschmolzen) |
Anwendung von Oxiden
Einige Oxide sind in Wasser unlöslich, viele reagieren jedoch mit Wasser unter Bildung von Verbindungen:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + H 2 Ö = Ca( OH) 2
Das Ergebnis sind oft sehr notwendige und nützliche Verbindungen. Zum Beispiel H 2 SO 4 – Schwefelsäure, Ca(OH) 2 – gelöschter Kalk usw.
Wenn Oxide in Wasser unlöslich sind, nutzt der Mensch diese Eigenschaft geschickt aus. Zinkoxid ZnO ist beispielsweise eine weiße Substanz und wird daher zur Herstellung von weißer Ölfarbe (Zinkweiß) verwendet. Da ZnO in Wasser praktisch unlöslich ist, kann jede Oberfläche mit Zinkweiß gestrichen werden, auch solche, die Niederschlägen ausgesetzt sind. Aufgrund seiner Unlöslichkeit und Ungiftigkeit kann dieses Oxid bei der Herstellung kosmetischer Cremes und Puder verwendet werden. Apotheker stellen daraus ein adstringierendes und trocknendes Pulver zur äußerlichen Anwendung her.
Titan(IV)-oxid – TiO 2 – hat die gleichen wertvollen Eigenschaften. Er hat auch einen hübschen weiße Farbe und wird zur Herstellung von Titanweiß verwendet. Da TiO 2 nicht nur in Wasser, sondern auch in Säuren unlöslich ist, sind Beschichtungen aus diesem Oxid besonders stabil. Dieses Oxid wird dem Kunststoff zugesetzt, um ihm eine weiße Farbe zu verleihen. Es ist Bestandteil von Emails für Metall- und Keramikgeschirr.
Chrom(III)-oxid – Cr 2 O 3 – sehr starke dunkelgrüne Kristalle, unlöslich in Wasser. Cr 2 O 3 wird als Pigment (Farbe) bei der Herstellung von dekorativem grünem Glas und Keramik verwendet. Die bekannte GOI-Paste (kurz für den Namen „State Optical Institute“) wird zum Schleifen und Polieren von Optiken und Metall verwendet Produkte, in Schmuck.
Aufgrund der Unlöslichkeit und Festigkeit von Chrom(III)-oxid wird es auch in Druckfarben (zum Beispiel zum Färben von Banknoten) verwendet. Im Allgemeinen werden Oxide vieler Metalle als Pigmente für eine Vielzahl von Farben verwendet, obwohl dies bei weitem nicht ihre einzige Anwendung ist.
Aufgaben zur Konsolidierung
1. Schreiben Sie die chemischen Formeln der salzbildenden sauren und basischen Oxide getrennt auf.
NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.
2. Gegebene Stoffe : 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
Wählen Sie aus der Liste: basische Oxide, saure Oxide, indifferente Oxide, amphotere Oxide und geben Sie ihnen Namen.
3. Vervollständigen Sie den CSR, geben Sie die Art der Reaktion an und benennen Sie die Reaktionsprodukte
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO3 =
NaOH + P2O5 =
K 2 O + CO 2 =
Cu(OH) 2 = ? + ?
4. Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 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
Der Inhalt des Artikels
STICKSTOFF, N (Nitrogenium), chemisches Element (Nummer 7) VA-Untergruppe Periodensystem Elemente. Die Erdatmosphäre enthält 78 Vol.-% Stickstoff. Um zu zeigen, wie groß diese Stickstoffreserven sind, notieren wir, dass sie sich in der Atmosphäre über jedem Quadratkilometer befinden Erdoberfläche Es gibt so viel Stickstoff, dass daraus bis zu 50 Millionen Tonnen Natriumnitrat oder 10 Millionen Tonnen Ammoniak (eine Verbindung von Stickstoff mit Wasserstoff) gewonnen werden können, und doch stellt dies nur einen kleinen Bruchteil des darin enthaltenen Stickstoffs dar Erdkruste. Das Vorhandensein von freiem Stickstoff weist auf seine Trägheit und die Schwierigkeit hin, bei normalen Temperaturen mit anderen Elementen zu interagieren. Fester Stickstoff ist sowohl Bestandteil organischer als auch anorganischer Stoffe. Gemüse und Tierwelt enthält Stickstoff, der in Proteinen an Kohlenstoff und Sauerstoff gebunden ist. Darüber hinaus sind stickstoffhaltige Verbindungen bekannt und in großen Mengen erhältlich. Anorganische Verbindungen, wie Nitrate (NO 3 –), Nitrite (NO 2 –), Cyanide (CN –), Nitride (N 3 –) und Azide (N 3 –).
Historische Referenz.
Die Experimente von A. Lavoisier, die sich der Untersuchung der Rolle der Atmosphäre bei der Aufrechterhaltung von Leben und Verbrennungsprozessen widmeten, bestätigten die Existenz einer relativ inerten Substanz in der Atmosphäre. Ohne die elementare Natur des nach der Verbrennung verbleibenden Gases festzustellen, nannte Lavoisier es Azote, was im Altgriechischen „leblos“ bedeutet. Im Jahr 1772 stellte D. Rutherford aus Edinburgh fest, dass dieses Gas ein Element ist und nannte es „schädliche Luft“. Der lateinische Name für Stickstoff kommt von den griechischen Wörtern Nitron und gen, was „salpeterbildend“ bedeutet.
Stickstofffixierung und Stickstoffkreislauf.
Der Begriff „Stickstofffixierung“ bezieht sich auf den Prozess der Fixierung von atmosphärischem Stickstoff N 2 . In der Natur kann dies auf zwei Arten geschehen: Entweder bilden Hülsenfrüchte wie Erbsen, Klee und Sojabohnen Knötchen an ihren Wurzeln, in denen stickstofffixierende Bakterien sie in Nitrate umwandeln, oder Luftstickstoff wird unter Blitzbedingungen durch Sauerstoff oxidiert. S. Arrhenius stellte fest, dass auf diese Weise jährlich bis zu 400 Millionen Tonnen Stickstoff fixiert werden. In der Atmosphäre verbinden sich Stickoxide mit Regenwasser zu Salpetersäure und salpetriger Säure. Darüber hinaus wurde festgestellt, dass bei Regen und Schnee ca. 6700 g Stickstoff; Erreichen sie den Boden, wandeln sie sich in Nitrite und Nitrate um. Pflanzen nutzen Nitrate zur Bildung pflanzlicher Proteine. Tiere, die sich von diesen Pflanzen ernähren, nehmen die Eiweißstoffe der Pflanzen auf und wandeln sie in tierische Proteine um. Nach dem Absterben von Tieren und Pflanzen zersetzen sie sich und Stickstoffverbindungen werden in Ammoniak umgewandelt. Ammoniak wird auf zwei Arten genutzt: Bakterien, die keine Nitrate bilden, zerlegen es in Elemente und setzen dabei Stickstoff und Wasserstoff frei, andere Bakterien bilden daraus Nitrite, die von anderen Bakterien zu Nitraten oxidiert werden. So findet in der Natur der Stickstoffkreislauf bzw. der Stickstoffkreislauf statt.
Aufbau des Kerns und der Elektronenhüllen.
In der Natur gibt es zwei stabile Stickstoffisotope: mit der Massenzahl 14 (enthält 7 Protonen und 7 Neutronen) und mit der Massenzahl 15 (enthält 7 Protonen und 8 Neutronen). Ihr Verhältnis beträgt also 99,635:0,365 Atommasse Stickstoff beträgt 14,008. Instabile Stickstoffisotope 12 N, 13 N, 16 N, 17 N wurden künstlich gewonnen. Schematisch elektronische Struktur Stickstoffatom ist: 1 S 2 2S 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Folglich befinden sich auf der äußeren (zweiten) Elektronenhülle 5 Elektronen, die an der Bildung beteiligt sein können chemische Bindungen; Stickstofforbitale können auch Elektronen aufnehmen, d.h. Die Bildung von Verbindungen mit Oxidationsstufen von (–III) bis (V) ist möglich und bekannt.
Molekularer Stickstoff.
Aus Messungen der Gasdichte wurde festgestellt, dass das Stickstoffmolekül zweiatomig ist, d. h. Molekularformel Stickstoff hat die Form Nє N (oder N 2). Zwei Stickstoffatome haben drei äußere 2 P-Elektronen jedes Atoms bilden eine Dreifachbindung:N:::N: und bilden Elektronenpaare. Der gemessene interatomare N-N-Abstand beträgt 1,095 Å. Wie im Fall von Wasserstoff ( cm. WASSERSTOFF) gibt es Stickstoffmoleküle mit unterschiedlichen Kernspins – symmetrisch und antisymmetrisch. Bei normalen Temperaturen beträgt das Verhältnis von symmetrischer und antisymmetrischer Form 2:1. Im festen Zustand sind zwei Modifikationen von Stickstoff bekannt: A– kubisch und B– hexagonal mit Übergangstemperatur A ® B–237,39° C. Modifikation B schmilzt bei –209,96° C und siedet bei –195,78° C bei 1 atm ( cm. Tisch 1).
Die Dissoziationsenergie eines Mols (28,016 g oder 6,023 H 10 23 Moleküle) molekularen Stickstoffs in Atome (N 2 2N) beträgt etwa –225 kcal. Daher kann atomarer Stickstoff während einer ruhigen elektrischen Entladung gebildet werden und ist chemisch aktiver als molekularer Stickstoff.
Empfang und Bewerbung.
Die Methode zur Gewinnung von elementarem Stickstoff hängt von der erforderlichen Reinheit ab. IN riesige Mengen Für die Ammoniaksynthese wird Stickstoff gewonnen, geringe Beimischungen von Edelgasen sind akzeptabel.
Stickstoff aus der Atmosphäre.
Wirtschaftlich gesehen ist die Freisetzung von Stickstoff aus der Atmosphäre auf die geringen Kosten der Methode zur Verflüssigung gereinigter Luft zurückzuführen (Wasserdampf, CO 2, Staub und andere Verunreinigungen werden entfernt). Aufeinanderfolgende Zyklen der Kompression, Abkühlung und Expansion dieser Luft führen zu ihrer Verflüssigung. Flüssige Luft wird einer fraktionierten Destillation mit langsamem Temperaturanstieg unterzogen. Zuerst werden die Edelgase freigesetzt, dann Stickstoff und übrig bleibt flüssiger Sauerstoff. Die Reinigung wird durch wiederholte Fraktionierungsprozesse erreicht. Bei dieser Methode werden jährlich viele Millionen Tonnen Stickstoff produziert, hauptsächlich für die Synthese von Ammoniak, dem Ausgangsstoff für die Produktionstechnologie verschiedener stickstoffhaltiger Verbindungen für Industrie und Landwirtschaft. Darüber hinaus wird häufig eine Atmosphäre aus gereinigtem Stickstoff verwendet, wenn die Anwesenheit von Sauerstoff nicht akzeptabel ist.
Labormethoden.
Stickstoff kann im Labor in kleinen Mengen auf verschiedene Weise durch Oxidation von Ammoniak oder Ammoniumionen gewonnen werden, zum Beispiel:
Der Prozess der Oxidation von Ammoniumionen mit Nitritionen ist sehr praktisch:
Es sind auch andere Methoden bekannt – die Zersetzung von Aziden beim Erhitzen, die Zersetzung von Ammoniak mit Kupfer(II)-oxid, die Wechselwirkung von Nitriten mit Sulfaminsäure oder Harnstoff:
Durch die katalytische Zersetzung von Ammoniak bei hohen Temperaturen kann auch Stickstoff entstehen:
Physikalische Eigenschaften.
Manche physikalische Eigenschaften und Stickstoff sind in der Tabelle angegeben. 1.
| Tabelle 1. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF | |
| Dichte, g/cm 3 | 0,808 (flüssig) |
| Schmelzpunkt, °C | –209,96 |
| Siedepunkt, °C | –195,8 |
| Kritische Temperatur, °C | –147,1 |
| Kritischer Druck, atm a | 33,5 |
| Kritische Dichte, g/cm 3 a | 0,311 |
| Spezifische Wärmekapazität, J/(molCH) | 14,56 (15 °C) |
| Elektronegativität nach Pauling | 3 |
| Kovalenter Radius, | 0,74 |
| Kristallradius, | 1,4 (M 3–) |
| Ionisationspotential, V b | |
| Erste | 14,54 |
| zweite | 29,60 |
| a Temperatur und Druck, bei denen die Dichten von flüssigem Stickstoff und Gaszustand sind gleich. b Die Energiemenge, die pro 1 Mol atomarem Stickstoff erforderlich ist, um die ersten äußeren und nachfolgenden Elektronen zu entfernen. |
|
Chemische Eigenschaften.
Wie bereits erwähnt, ist die vorherrschende Eigenschaft von Stickstoff unter normalen Temperatur- und Druckbedingungen seine Trägheit oder geringe chemische Aktivität. Die elektronische Struktur von Stickstoff enthält ein Elektronenpaar von 2 S-Ebene und drei halb gefüllt 2 R-Orbitale, sodass ein Stickstoffatom nicht mehr als vier andere Atome binden kann, d. h. seine Koordinationszahl ist vier. Die geringe Größe eines Atoms begrenzt auch die Anzahl der Atome oder Atomgruppen, die ihm zugeordnet werden können. Daher haben viele Verbindungen anderer Mitglieder der VA-Untergruppe entweder überhaupt keine Analoga unter den Stickstoffverbindungen oder ähnliche Stickstoffverbindungen erweisen sich als instabil. PCl 5 ist also eine stabile Verbindung, NCl 5 existiert jedoch nicht. Ein Stickstoffatom ist in der Lage, sich mit einem anderen Stickstoffatom zu verbinden und mehrere ziemlich stabile Verbindungen zu bilden, wie zum Beispiel Hydrazin N 2 H 4 und Metallazide MN 3. Diese Art der Bindung ist für chemische Elemente (mit Ausnahme von Kohlenstoff und Silizium) ungewöhnlich. Bei erhöhten Temperaturen reagiert Stickstoff mit vielen Metallen und bildet teilweise ionische Nitride M X N j. In diesen Verbindungen ist Stickstoff negativ geladen. In der Tabelle Tabelle 2 zeigt die Oxidationsstufen und Beispiele entsprechender Verbindungen.
Nitride.
Verbindungen von Stickstoff mit elektropositiveren Elementen, Metallen und Nichtmetallen – Nitride – ähneln Carbiden und Hydriden. Sie können je nach Art der M-N-Bindung in ionische, kovalente und mit einem Zwischenbindungstyp unterteilt werden. In der Regel handelt es sich dabei um kristalline Stoffe.
Ionische Nitride.
Die Bindung in diesen Verbindungen beinhaltet die Übertragung von Elektronen vom Metall auf Stickstoff, um das N3–-Ion zu bilden. Zu diesen Nitriden gehören Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 und Cu 3 N 2. Außer Lithium bilden andere Alkalimetalle keine IA-Untergruppen der Nitride. Ionische Nitride haben hohe Schmelzpunkte und reagieren mit Wasser unter Bildung von NH 3 und Metallhydroxiden.
Kovalente Nitride.
Wenn Stickstoffelektronen zusammen mit den Elektronen eines anderen Elements an der Bindungsbildung beteiligt sind, ohne sie vom Stickstoff auf ein anderes Atom zu übertragen, entstehen mit kovalente Bindung. Wasserstoffnitride (wie Ammoniak und Hydrazin) sind vollständig kovalent, ebenso wie Stickstoffhalogenide (NF 3 und NCl 3). Zu den kovalenten Nitriden gehören beispielsweise Si 3 N 4, P 3 N 5 und BN – hochstabile weiße Substanzen, und BN hat zwei allotrope Modifikationen: hexagonal und diamantartig. Letzteres entsteht, wenn hohe Drücke und Temperaturen und hat eine Härte, die der von Diamant nahe kommt.
Nitride mit einem mittleren Bindungstyp.
Übergangselemente reagieren bei hohen Temperaturen mit NH 3 und bilden eine ungewöhnliche Klasse von Verbindungen, in denen die Stickstoffatome auf gleichmäßig verteilte Metallatome verteilt sind. In diesen Verbindungen gibt es keine eindeutige Elektronenverschiebung. Beispiele für solche Nitride sind Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Diese Verbindungen sind in der Regel völlig inert und weisen eine gute elektrische Leitfähigkeit auf.
Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs.
Stickstoff und Wasserstoff reagieren zu Verbindungen, die vage Kohlenwasserstoffen ähneln. Die Stabilität von Wasserstoffnitraten nimmt mit zunehmender Anzahl an Stickstoffatomen in der Kette ab, im Gegensatz zu Kohlenwasserstoffen, die in langen Ketten stabil sind. Die wichtigsten Wasserstoffnitride sind Ammoniak NH 3 und Hydrazin N 2 H 4. Dazu gehört auch Hydrosalpetersäure HNNN (HN 3).
Ammoniak NH3.
Ammoniak ist eines der wichtigsten Industrieprodukte der modernen Wirtschaft. Am Ende des 20. Jahrhunderts. Die USA produzierten ca. 13 Millionen Tonnen Ammoniak pro Jahr (bezogen auf wasserfreies Ammoniak).
Molekülstruktur.
Das NH 3 -Molekül hat eine nahezu pyramidenförmige Struktur. Der H-N-H-Bindungswinkel beträgt 107°, was nahe am Tetraederwinkel von 109° liegt. Das einsame Elektronenpaar entspricht der angehängten Gruppe, was dazu führt, dass die Koordinationszahl von Stickstoff 4 beträgt und sich Stickstoff im Zentrum des Tetraeders befindet.
Eigenschaften von Ammoniak.
Einige physikalische Eigenschaften von Ammoniak im Vergleich zu Wasser sind in der Tabelle aufgeführt. 3.
Ammoniak hat trotz seiner Nähe viel niedrigere Siede- und Schmelzpunkte als Wasser Molekulargewichte und Ähnlichkeit in der Molekülstruktur. Dies erklärt sich aus der relativ größeren Stärke der intermolekularen Bindungen in Wasser als in Ammoniak (z. B intermolekulare Bindung Wasserstoff genannt).
Ammoniak als Lösungsmittel.
Hohe Dielektrizitätskonstante und Dipolmoment Flüssiges Ammoniak ermöglicht die Verwendung als Lösungsmittel für polare oder ionische Verbindungen organische Substanz. Das Lösungsmittel Ammoniak nimmt eine Zwischenstellung zwischen Wasser und organischen Lösungsmitteln wie z Ethylalkohol. Alkali- und Erdalkalimetalle lösen sich in Ammoniak und bilden dunkelblaue Lösungen. Es kann davon ausgegangen werden, dass die Solvatisierung und Ionisierung der Valenzelektronen in Lösung gemäß dem Schema erfolgt
Die blaue Farbe wird mit der Solvatisierung und der Bewegung von Elektronen oder der Beweglichkeit von „Löchern“ in einer Flüssigkeit in Verbindung gebracht. Bei einer hohen Natriumkonzentration in flüssigem Ammoniak nimmt die Lösung eine bronzene Farbe an und ist elektrisch gut leitfähig. Ungebundenes Alkalimetall kann aus einer solchen Lösung durch Verdampfen von Ammoniak oder Zugabe von Natriumchlorid abgetrennt werden. Lösungen von Metallen in Ammoniak sind gute Reduktionsmittel. Autoionisierung findet in flüssigem Ammoniak statt
ähnlich dem im Wasser ablaufenden Prozess:
Einige chemische Eigenschaften beider Systeme werden in der Tabelle verglichen. 4.
Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel ist in manchen Fällen von Vorteil, wenn Reaktionen in Wasser aufgrund der schnellen Wechselwirkung der Komponenten mit Wasser (z. B. Oxidation und Reduktion) nicht möglich sind. Beispielsweise reagiert Calcium in flüssigem Ammoniak mit KCl unter Bildung von CaCl 2 und K, da CaCl 2 in flüssigem Ammoniak unlöslich und K löslich ist und die Reaktion vollständig abläuft. In Wasser ist eine solche Reaktion aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Ca mit Wasser unmöglich.
Produktion von Ammoniak.
Aus Ammoniumsalzen wird unter Einwirkung einer starken Base, beispielsweise NaOH, gasförmiges NH 3 freigesetzt:
Die Methode ist anwendbar in Laborbedingungen. Die Ammoniakproduktion im kleinen Maßstab basiert ebenfalls auf der Hydrolyse von Nitriden wie Mg 3 N 2 mit Wasser. Calciumcyanamid CaCN 2 bildet bei Wechselwirkung mit Wasser auch Ammoniak. Die wichtigste industrielle Methode zur Herstellung von Ammoniak ist die katalytische Synthese aus Luftstickstoff und Wasserstoff bei hoher Temperatur und hohem Druck:
Wasserstoff für diese Synthese wird durch thermisches Cracken von Kohlenwasserstoffen, Einwirkung von Wasserdampf auf Kohle oder Eisen, Zersetzung von Alkoholen mit Wasserdampf oder Elektrolyse von Wasser gewonnen. Für die Synthese von Ammoniak wurden viele Patente erhalten, die sich in den Prozessbedingungen (Temperatur, Druck, Katalysator) unterscheiden. Da ist ein Weg industrielle Produktion bei der thermischen Destillation von Kohle. MIT technologische Entwicklung Die Namen F. Haber und K. Bosch sind mit der Ammoniaksynthese verbunden.
| Tabelle 4. VERGLEICH DER REAKTIONEN IN WASSER UND AMMONIAK-UMGEBUNG | |
| Wasserumgebung | Ammoniakumgebung |
| Neutralisation | |
| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O | NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
| Hydrolyse (Protolyse) | |
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – | PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
| Auswechslung | |
| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 | Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
| Lösung (Komplexierung) | |
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – | Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
| Amphoterizität | |
| Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 | Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O | Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– | Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
Chemische Eigenschaften von Ammoniak.
Zusätzlich zu den in der Tabelle genannten Reaktionen. 4, Ammoniak reagiert mit Wasser unter Bildung der Verbindung NH 3 N H 2 O, die oft fälschlicherweise als Ammoniumhydroxid NH 4 OH bezeichnet wird; Tatsächlich wurde die Existenz von NH 4 OH in Lösung nicht nachgewiesen. Eine wässrige Lösung von Ammoniak („Ammoniak“) besteht überwiegend aus NH 3, H 2 O und geringen Konzentrationen von NH 4 + und OH –-Ionen, die während der Dissoziation entstehen
Die grundlegende Natur von Ammoniak wird durch das Vorhandensein eines freien Elektronenpaars Stickstoff:NH 3 erklärt. Daher ist NH 3 eine Lewis-Base mit der höchsten nukleophilen Aktivität, die sich in Form der Assoziation mit einem Proton oder dem Kern eines Wasserstoffatoms manifestiert:
Jedes Ion oder Molekül, das in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen (elektrophile Verbindung), reagiert mit NH 3 unter Bildung einer Koordinationsverbindung. Zum Beispiel:
Symbol M N+ steht für ein Ion Übergangsmetall(B-Untergruppen Periodensystem, zum Beispiel Cu 2+, Mn 2+ usw.). Jede protische (d. h. H-haltige) Säure reagiert mit Ammoniak in einer wässrigen Lösung unter Bildung von Ammoniumsalzen, wie Ammoniumnitrat NH 4 NO 3, Ammoniumchlorid NH 4 Cl, Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4, Ammoniumphosphat (NH). 4) 3 PO 4. Diese Salze werden häufig verwendet Landwirtschaft als Düngemittel, um Stickstoff in den Boden einzubringen. Ammoniumnitrat wird auch als preiswerter Sprengstoff verwendet; Es wurde zuerst mit Erdölkraftstoff (Dieselöl) verwendet. Eine wässrige Ammoniaklösung wird direkt zum Einbringen in den Boden oder mit Bewässerungswasser verwendet. Harnstoff NH 2 CONH 2, gewonnen durch Synthese aus Ammoniak und Kohlendioxid ist auch ein Dünger. Ammoniakgas reagiert mit Metallen wie Na und K unter Bildung von Amiden:
Ammoniak reagiert auch mit Hydriden und Nitriden unter Bildung von Amiden:
Amide Alkali Metalle(zum Beispiel NaNH 2) reagieren beim Erhitzen mit N 2 O und bilden Azide:
Gasförmiges NH 3 reduziert Oxide Schwermetalle gegenüber Metallen bei hohen Temperaturen, offenbar aufgrund von Wasserstoff, der bei der Zersetzung von Ammoniak in N 2 und H 2 entsteht:
Wasserstoffatome im NH 3 -Molekül können durch Halogen ersetzt werden. Jod reagiert mit einer konzentrierten Lösung von NH 3 und bildet ein Stoffgemisch, das NI 3 enthält. Dieser Stoff ist sehr instabil und explodiert bei der geringsten mechanischen Einwirkung. Bei der Reaktion von NH 3 mit Cl 2 entstehen die Chloramine NCl 3, NHCl 2 und NH 2 Cl. Wenn Ammoniak Natriumhypochlorit NaOCl (gebildet aus NaOH und Cl 2) ausgesetzt wird, ist das Endprodukt Hydrazin:
Hydrazin.
Bei den oben genannten Reaktionen handelt es sich um eine Methode zur Herstellung von Hydrazin-Monohydrat mit der Zusammensetzung N 2 H 4 P H 2 O. Wasserfreies Hydrazin entsteht durch spezielle Destillation des Monohydrats mit BaO oder anderen wasserentfernenden Substanzen. Die Eigenschaften von Hydrazin ähneln leicht denen von Wasserstoffperoxid H 2 O 2. Reines wasserfreies Hydrazin ist eine farblose, hygroskopische Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 113,5 °C; löst sich gut in Wasser und bildet eine schwache Base
Im sauren Milieu (H+) bildet Hydrazin lösliche Hydrazoniumsalze vom Typ +X –. Die Leichtigkeit, mit der Hydrazin und einige seiner Derivate (wie Methylhydrazin) mit Sauerstoff reagieren, ermöglicht die Verwendung als Bestandteil von flüssigem Raketentreibstoff. Hydrazin und alle seine Derivate sind hochgiftig.
Stickoxide.
In Verbindungen mit Sauerstoff weist Stickstoff alle Oxidationsstufen auf und bildet Oxide: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Zur Bildung von Stickstoffperoxiden (NO 3, NO 4) liegen nur wenige Informationen vor. 2HNO2. Reines N 2 O 3 kann als blaue Flüssigkeit gewonnen werden niedrige Temperaturen (–20
Bei Raumtemperatur ist NO 2 ein dunkelbraunes Gas magnetische Eigenschaften aufgrund der Anwesenheit eines ungepaarten Elektrons. Bei Temperaturen unter 0 °C dimerisiert das NO 2-Molekül zu Distickstofftetroxid, bei –9,3 °C erfolgt die vollständige Dimerisierung: 2NO 2 N 2 O 4. Im flüssigen Zustand liegt nur 1 % NO 2 undimerisiert vor, bei 100 °C verbleiben 10 % N 2 O 4 in Form eines Dimers.
NO 2 (oder N 2 O 4) reagiert in warmem Wasser zu Salpetersäure: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Die NO 2 -Technologie ist daher als Zwischenstufe bei der Herstellung eines industriell wichtigen Produkts – der Salpetersäure – von großer Bedeutung.
Stickoxid (V)
N2O5( veraltet. Salpetersäureanhydrid) ist eine weiße kristalline Substanz, die durch Dehydratisierung von Salpetersäure in Gegenwart von Phosphoroxid P 4 O 10 gewonnen wird:
2MX + H 2 N 2 O 2 . Beim Verdampfen der Lösung entsteht ein weißer Sprengstoff mit der erwarteten Struktur H–O–N=N–O–H.Salpetersäure
HNO 2 liegt nicht in reiner Form vor, jedoch entstehen durch Zugabe von Schwefelsäure zu Bariumnitrit wässrige Lösungen mit geringer Konzentration:
Salpetrige Säure entsteht auch, wenn eine äquimolare Mischung aus NO und NO 2 (oder N 2 O 3) in Wasser gelöst wird. Salpetrige Säure ist etwas stärker als Essigsäure. Die Oxidationsstufe des darin enthaltenen Stickstoffs beträgt +3 (seine Struktur ist H–O–N=O), d. h. es kann sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein. Unter dem Einfluss von Reduktionsmitteln wird es üblicherweise zu NO reduziert und bei Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln zu Salpetersäure oxidiert.
Die Auflösungsgeschwindigkeit einiger Substanzen wie Metalle oder Jodidionen in Salpetersäure hängt von der Konzentration der als Verunreinigung vorhandenen salpetrigen Säure ab. Salze der salpetrigen Säure – Nitrite – lösen sich gut in Wasser, mit Ausnahme von Silbernitrit. NaNO 2 wird bei der Herstellung von Farbstoffen verwendet.
Salpetersäure
HNO 3 ist eines der wichtigsten anorganischen Produkte der wichtigsten chemischen Industrie. Es wird in der Technologie vieler anderer anorganischer und organischer Stoffe eingesetzt, wie z. B. Sprengstoffe, Düngemittel, Polymere und Fasern, Farbstoffe, Pharmazeutika usw.
Literatur:
Verzeichnis des Stickstoffspezialisten. M., 1969
Nekrasov B.V. Grundlagen allgemeine Chemie
. M., 1973
Probleme bei der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie
. M., 1982
Die wichtigsten Stickoxide sind in Tabelle 1 dargestellt.
Stickstoffmonoxid (V) ist solide, die restlichen Oxide sind unter normalen Bedingungen gasförmig. Größte praktische Bedeutung davon enthalten Stickstoffmonoxid (II) und Stickstoffmonoxid (IV). Alle Stickoxide sind giftig, mit Ausnahme von Stickoxid (I).
Stickoxid (I) N 2 O. Bei Raumtemperatur ist N 2 0 ein farbloses Gas (t pl = _ 91 °C, t sieden = -89 °C), geruchlos, süßlich im Geschmack, schwer wasserlöslich. Beim Einatmen geringer Mengen löst N20 krampfartiges Lachen aus, weshalb es auch „Lachgas“ genannt wird. Das N 2 0-Molekül ist linear, niederpolar. Mit der Valenzbindungsmethode wird seine Struktur anhand von zwei Resonanzstrukturen beschrieben:
Die Bindung zwischen den Stickstoffatomen (0,113 nm) ist nur geringfügig länger als die Dreifachbindung im N2-Molekül (0,110 nm).
Stickoxid(1) wird durch thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat bei einer Temperatur knapp über seinem Schmelzpunkt (170 °C) gewonnen:
NH 4 NO 3 → N 2 0 + 2H 2 0
Reineres N 2 0 entsteht durch Coproportionierung von Nitrit und Hydrazin oder Hydroxylaminsalz:
NH 3 OHCI + NaN0 2 = N 2 O + 2H 2 0 + NaCl
Stickoxid (II) NO- ein farbloses Gas, das in Wasser schwer löslich ist und mit diesem nicht chemisch reagiert. Es verbindet sich leicht mit Sauerstoff zu Stickstoffmonoxid (IV):
2NO + O 2 → 2NO 2 + 113 kJ
Stickstoffmonoxid (II) wird im Labor durch Einwirkung von verdünnter Salpetersäure (ρ = 1,2 g/cm 3, ω = 33 %) auf Kupfer gewonnen. Die Reaktionsgleichung lautet:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Das NO-Molekül hat eine ungerade Anzahl an Außenelektronen, also ein zusätzliches Elektron. Die ungesättigte Natur des NO-Moleküls zeigt sich in seiner Fähigkeit, mit bestimmten Metallionen Komplexe zu bilden. Wenn also NO in eine Lösung von FeSO 4 eingeleitet wird, verfärbt sich diese aufgrund der Bildung einer Verbindung mit der Zusammensetzung SO 4 braun. Beim Erhitzen zersetzt sich diese fragile Verbindung.
Stickstoffmonoxid (II) ist ein typisches Reduktionsmittel. Es entfärbt eine angesäuerte Lösung von Kaliumpermanganat:
5NO + 3KMn0 4 + 2H 2 S0 4 = 2MnS0 4 + 3KN0 3 + Mn(N0 3) 2 + 2H 2 0
leicht durch Sauerstoff oxidierbar:
2NO + 0 2 = 2N0 2
Der Prozess läuft mit sehr hoher Geschwindigkeit ab, da es sich bei beiden reagierenden Teilchen um Radikale handelt.
Aufgrund des Vorhandenseins eines ungepaarten Elektrons im antibindenden 2π-Orbital ist Stickoxid (II) durch Einelektronenoxidationsprozesse unter Bildung eines Kations gekennzeichnet Nitrosyl (Nitrosonium) N0+ : N0 – e - = N0 + . In diesem Fall die Multiplizität N-O-Anschlüsse steigt auf drei und seine Energie steigt von 627 (NO) auf 1046 (NO +) kJ/mol. Nitrosylderivate sind kovalente Stickstoffoxyhalogenide NOX (X – Halogen) sowie ionische Salze, beispielsweise Nitrosoniumperchlorat, Nitrosoniumselenat (N0) 2 Se0 4. Nitrosoniumhydrogensulfat wird hergestellt, indem Schwefeldioxid durch rauchende Salpetersäure geleitet wird:
HN0 3 + S0 2 =
Auch andere Nitrosoniumsalze lassen sich durch Reaktion von Stickoxiden mit konzentrierten Säuren herstellen, zum Beispiel:
N 2 0 3 + H 2 Se0 4 = (N0) 2 Se0 4 + H 2 0
Nitrosoniumsalze sind thermisch instabil und hydrolysieren in Gegenwart von Wasser irreversibel:
2 + H 2 0 = NEIN + N0 2 + 2H 2 S0 4
Kovalentes Nitrosylchlorid N0C1 – orangerotes Gas (tpl= -65 °C, t kip =-6 °C), entsteht bei der Chlorierung von NO in Gegenwart von Aktivkohle:
NEIN + C1 2 = 2N0C1
wenn Nitrit mit Chlorwasserstoff reagiert:
NaN0 2 + 2HC1 = N0C1 + NaCl + H 2 0
oder beim Ersetzen eines Anions in Nitrosoniumsalzen:
NaCl = N0C1 + NaHS0 4
Oxidierende Eigenschaften sind für NO weniger charakteristisch. Bei der Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln entsteht beispielsweise Stickstoff:
2N0 + 2H 2 S = N 2 + 2S↓ + 2H 2 0
An einem Rhodiumkatalysator oxidiert NO Kohlenmonoxid zu Kohlendioxid:
2N0 + 2СО = N 2 + 2С0 2
Solche Katalysatoren werden in Autoabgasrohren eingebaut, um eine Luftverschmutzung durch giftige NOx-Gase zu vermeiden.
Bei der Wechselwirkung mit geschmolzenem Alkali disproportioniert NO:
6N0 + 4KON = N 2 + 4KN0 2 + 2H 2 0
Stickstoff(III)-oxid N 2 0 3 . Diese Verbindung ist sehr instabil und existiert nur bei niedrigen Temperaturen. Im festen und flüssigen Zustand (t pl = -100 °C) ist dieser Stoff leuchtend blau gefärbt; oberhalb von 0 °C zersetzt es sich:
N 2 0 3 =N0 + N0 2
Im Gegensatz zu N 2 0 und NO ist Stickoxid (II) ein typisches saures Oxid; es löst sich in Eiswasser auf und bildet eine blaue Lösung salpetriger Säure;
N 2 0 3 + H 2 0 = 2HNO 2
Bei der Wechselwirkung mit alkalischen Lösungen wird N 2 0 3 quantitativ in Nitrite umgewandelt:
N 2 0 3 + 2NaOH = 2NaN0 2 + H 2 0
In einer stark sauren Umgebung kommt es zur heterolytischen Zersetzung der NO-N0 2-Bindung, was zur Bildung von Nitrosoniumsalzen führt:
N 2 0 3 + 3H 2 S0 4 = 2NO + + H 3 0 + + 3HSO 4
Beim Abkühlen auf -36 °C kondensiert ein äquimolares Gemisch der Oxide N0 und N0 2, das bei der Reduktion von 50 % HN0 3 mit Arsen(III)-oxid oder Stärke entsteht, N 2 0 3:
2HN0 3 + As 2 0 3 + 2H 2 0 = 2H 3 As0 4 + N 2 0 3
1 / n (C 6 H 10 O 5) n +12HN0 3 = 6C0 2 + 11H 2 0 + 6N 2 0 3
Stick(IV)-oxide: NO 2 und N 2 0 4. Stickstoff(IV)-oxid liegt in einem weiten Temperaturbereich als Gleichgewichtsmischung aus Monomer N0 2 und Dimer N 2 0 4 vor.
Gleichgewicht
2N0 2 ↔ N 2 0 4 , ΔН =-57,2 kJ/mol
Braunes Gas Farbloses Gas
paramagnetisch diamagnetisch
hängt stark von der Temperatur ab. Festes Stickstoffmonoxid (IV) ist farblos, da es ausschließlich aus N 2 0 4-Molekülen besteht. Beim Erhitzen auf t, w= -12,8 °C entsteht eine braune Farbe, die sich mit steigender Temperatur und steigendem Monomeranteil in der Mischung verstärkt.
Stickstoffmonoxid (IV) (sowohl Monomer als auch Dimer) ist in Wasser gut löslich und reagiert mit Wasser. Seit in wässrige Lösungen Stickstoffverbindungen liegen nicht in gleichmäßigen Oxidationsstufen vor; es erfolgt eine Disproportionierung in Salpetersäure und salpetrige Säure:
N 2 0 4 + N 2 0 = HN0 3 + HN0 2
Letzteres ist nur in der Kälte stabil und steht bei Raumtemperatur und darüber in keinem Verhältnis zu N0 und HN0 3, daher verläuft die Reaktion bei Raumtemperatur und höheren Temperaturen gemäß der Gleichung
3N0 2 + H 2 0 = 2HN0 3 + NO
Leitet man jedoch ein Gemisch aus N0 2 und Luft durch Wasser, so entsteht nur HN0 3:
2N0 2 + H 2 0 + 1 / 2 0 2 = 2HN0 3
Das Oxid N 2 0 4 unterliegt wie NO einer Ein-Elektronen-Oxidation unter Bildung eines Kations Nitroyl (Nitronium) N0 2 , mit linearer Struktur und isoelektronischem (16 e - für drei Atome) CO 2. Nitroylionen entstehen auch bei der Selbstionisierung von Salpetersäure:
2HN0 3 ↔ N0 2 + + NEIN 3 - + N 2 0
Dioxid NO 2 ist ein starkes Oxidationsmittel, in dessen Atmosphäre Kohlenstoff, Schwefel und viele Metalle verbrennen:
C + 2N0 2 = C0 2 + 2NO
In der Gasphase oxidiert Stickstoffdioxid Chlorwasserstoff zu Chlor:
2N0 2 + 4НС1 = 2NOC1 + 2Н 2 0 + С1 2
NO 2 wird durch Reaktion von Kupfer mit heißer konzentrierter Salpetersäure gewonnen:
Сu + 4HN0 3 = Cu(N0 3) 2 + 2N0 2 + 2Н 2 0
oder thermische Zersetzung (350-500 °C) von gründlich getrockneten Schwermetallnitraten:
2Pb(N0 3) 2 → 2РbО + 4N0 2 + 0 2
Die Reaktion wird in Gegenwart von Siliziumdioxid durchgeführt, das das entstehende Bleioxid zu Silikat PbSi0 3 bindet und dadurch das Gleichgewicht nach rechts verschiebt.
Stickstoff(IV)-oxid entsteht auch bei der Oxidation von NO mit Sauerstoff:
2NO + 0 2 = 2N0 2, ΔН°= -114 kJ/mol
Interessanterweise ist diese Reaktion reversibel und bei 200 °C verschiebt sich das Gleichgewicht deutlich nach links.
Stickoxid (V) N 2 0 5 . Salpetersäureanhydrid N 2 0 5 entsteht in Form flüchtiger (t subl = 32,3 °C) farbloser hygroskopischer Kristalle, wenn Salpetersäuredampf durch eine Säule mit Phosphor(V)oxid geleitet wird:
4HN0 3 + P 4 0 10 → 2N 2 0 5 + 4НР0 3
Festes N 2 0 5 besteht aus N0 2 + - und N0 3 --Ionen und besteht in der Gasphase und in Lösungen aus 0 2 N-O-N0 2-Molekülen. Dieser Stoff ist sehr instabil und zerfällt innerhalb weniger Stunden (Halbwertszeit 10 Stunden); beim Erhitzen explodiert er:
2N 2 0 5 = 4N0 2 + 0 2
Beim Auflösen von N 2 0 5 in Wasser entsteht Salpetersäure.
Höheres Stickoxid ist ein starkes Oxidationsmittel, zum Beispiel:
N 2 0 5 + I 2 = I 2 0 5 + N 2
In wasserfreien Säuren (Schwefelsäure, Salpetersäure, Orthophosphorsäure, Perchlorsäure) zersetzt sich N 2 0 5 unter Bildung des Nitroniumkations N0 2:
N 2 0 5 + HClO 4 = N0 2 + C10 4 - + HN0 3
Nitroniumsalze sind starke Oxidationsmittel. Wenn sie ins Wasser gelangen, hydrolysieren sie:
N0 2 + C10 4 - + H 2 0 = HN0 3 + HC10 4
Nitroylchlorid N0 2 C1 (t pl = -145 °C, t sieden = -16 °C) ist ein farbloses Gas, das durch Überleiten von Chlor über festes Silbernitrat oder durch die Wechselwirkung von rauchender Salpeter- und Chlorsulfonsäure entsteht:
HN0 3 + ClSO 3 H = N0 2 C1 + H 2 S0 4
In einer alkalischen Umgebung zerfällt es in Hypochlorit und Nitrit.
