Designación de nitrógeno en la tabla. Nitrógeno - Gran Enciclopedia Soviética

El nitrógeno es un elemento químico con número atómico 7. Es un gas inodoro, insípido e incoloro.


Por lo tanto, una persona no siente la presencia de nitrógeno en la atmósfera terrestre, mientras que ésta se compone en un 78 por ciento de esta sustancia. El nitrógeno es una de las sustancias más comunes en nuestro planeta. A menudo se oye decir que sin nitrógeno no habría comida, y esto es cierto. Después de todo, los compuestos proteicos que componen todos los seres vivos contienen necesariamente nitrógeno.

Nitrógeno en la naturaleza

El nitrógeno se encuentra en la atmósfera en forma de moléculas formadas por dos átomos. Además de en la atmósfera, el nitrógeno se encuentra en el manto terrestre y en la capa de humus del suelo. La principal fuente de nitrógeno para la producción industrial son los minerales.

Sin embargo, en las últimas décadas, cuando las reservas minerales comenzaron a agotarse, surgió la necesidad urgente de separar el nitrógeno del aire a escala industrial. Este problema ahora se ha resuelto y se extraen de la atmósfera enormes volúmenes de nitrógeno para las necesidades industriales.

El papel del nitrógeno en la biología, el ciclo del nitrógeno.

En la Tierra, el nitrógeno sufre una serie de transformaciones en las que intervienen factores tanto bióticos (relacionados con la vida) como abióticos. El nitrógeno ingresa a las plantas desde la atmósfera y el suelo, no directamente, sino a través de microorganismos. Las bacterias fijadoras de nitrógeno retienen y procesan el nitrógeno, convirtiéndolo en una forma que las plantas puedan absorber fácilmente. En el cuerpo de la planta, el nitrógeno se convierte en compuestos complejos, en particular proteínas.

A través de la cadena alimentaria, estas sustancias ingresan al cuerpo de los herbívoros y luego a los depredadores. Después de la muerte de todos los seres vivos, el nitrógeno regresa al suelo, donde se descompone (amonificación y desnitrificación). El nitrógeno se fija en el suelo, los minerales, el agua, entra a la atmósfera y el círculo se repite.

Aplicación de nitrógeno

Después del descubrimiento del nitrógeno (esto sucedió en el siglo XVIII), se estudiaron bien las propiedades de la sustancia en sí, sus compuestos y la posibilidad de su uso en la economía. Dado que las reservas de nitrógeno en nuestro planeta son enormes, este elemento se ha utilizado de forma muy activa.


El nitrógeno puro se utiliza en forma líquida o gaseosa. El nitrógeno líquido tiene una temperatura de -196 grados Celsius y se utiliza en las siguientes áreas:

— En medicina. El nitrógeno líquido es un refrigerante en los procedimientos de crioterapia, es decir, el tratamiento con frío. La congelación instantánea se utiliza para extirpar varios tumores. Las muestras de tejido y células vivas (en particular, espermatozoides y óvulos) se almacenan en nitrógeno líquido. La baja temperatura permite conservar el biomaterial durante mucho tiempo y luego descongelarlo y utilizarlo.

Los escritores de ciencia ficción expresaron la posibilidad de almacenar organismos vivos enteros en nitrógeno líquido y, si es necesario, descongelarlos sin ningún daño. Sin embargo, en realidad aún no ha sido posible dominar esta tecnología;

— en la industria alimentaria El nitrógeno líquido se utiliza al embotellar líquidos para crear un ambiente inerte en el contenedor.

En general, el nitrógeno se utiliza en áreas donde se requiere un ambiente gaseoso sin oxígeno, p.

— en lucha contra incendios. El nitrógeno desplaza al oxígeno, sin el cual los procesos de combustión no se mantienen y el fuego se apaga.

El gas nitrógeno ha encontrado aplicación en las siguientes industrias:

— la producción de alimentos. El nitrógeno se utiliza como medio gaseoso inerte para mantener la frescura de los productos envasados;

— en la industria petrolera y minera. Las tuberías y los tanques se purgan con nitrógeno, se inyecta en las minas para formar un entorno de gas a prueba de explosiones;

— en la fabricación de aviones Los neumáticos del chasis están inflados con nitrógeno.

Todo lo anterior se aplica al uso de nitrógeno puro, pero no olvide que este elemento es el material de partida para la producción de una masa de varios compuestos:

- amoníaco. Una sustancia muy buscada que contiene nitrógeno. El amoníaco se utiliza en la producción de fertilizantes, polímeros, refrescos y ácido nítrico. Se utiliza a su vez en medicina, en la fabricación de equipos de refrigeración;

— fertilizantes nitrogenados;

- explosivos;

- tintes, etc.


El nitrógeno no es sólo uno de los elementos químicos más comunes, sino también un componente muy necesario y utilizado en muchas ramas de la actividad humana.

El nitrógeno es un elemento químico muy conocido, que se denota con la letra N. Este elemento es quizás la base de la química inorgánica y comienza a estudiarse en detalle en el octavo grado. En este artículo veremos este elemento químico, así como sus propiedades y tipos.

Historia del descubrimiento de un elemento químico.

El nitrógeno es un elemento introducido por primera vez por el famoso químico francés Antoine Lavoisier. Pero muchos científicos luchan por el título de descubridor del nitrógeno, entre ellos Henry Cavendish, Karl Scheele y Daniel Rutherford.

Como resultado del experimento, fue el primero en aislar un elemento químico, pero nunca se dio cuenta de que había obtenido una sustancia simple. Informó sobre su experiencia y también realizó una serie de estudios. Priestley probablemente también logró aislar este elemento, pero el científico no pudo entender qué obtuvo exactamente, por lo que no merecía el título de descubridor. Karl Scheele realizó la misma investigación al mismo tiempo que ellos, pero no llegó a la conclusión deseada.

Ese mismo año, Daniel Rutherford logró no solo obtener nitrógeno, sino también describirlo, publicar una disertación e indicar las propiedades químicas básicas del elemento. Pero ni siquiera Rutherford comprendió del todo lo que recibió. Sin embargo, es él quien es considerado el descubridor, porque estaba más cerca de la solución.

Origen del nombre nitrógeno.

Del griego "nitrógeno" se traduce como "sin vida". Fue Lavoisier quien trabajó en las reglas de nomenclatura y decidió nombrar así el elemento. En el siglo XVIII lo único que se sabía de este elemento era que no favorecía la respiración. Por lo tanto, se adoptó este nombre.

En latín, el nitrógeno se llama "nitrogenium", que significa "dar a luz al salitre". La designación de nitrógeno proviene del idioma latino: la letra N. Pero el nombre en sí no echó raíces en muchos países.

Prevalencia del elemento

El nitrógeno es quizás uno de los elementos más abundantes de nuestro planeta, ocupando el cuarto lugar en abundancia. El elemento también se encuentra en la atmósfera solar, en los planetas Urano y Neptuno. Las atmósferas de Titán, Plutón y Tritón están formadas por nitrógeno. Además, la atmósfera terrestre se compone de entre un 78 y un 79 por ciento de este elemento químico.

El nitrógeno juega un papel biológico importante, porque es necesario para la existencia de plantas y animales. Incluso el cuerpo humano contiene entre un 2 y un 3 por ciento de este elemento químico. Parte de clorofila, aminoácidos, proteínas, ácidos nucleicos.

Un nitrógeno líquido

El nitrógeno líquido es un líquido transparente incoloro, uno de los estados agregados del nitrógeno químico, ampliamente utilizado en la industria, la construcción y la medicina. Se utiliza para congelar materiales orgánicos, enfriar equipos y en medicina para eliminar verrugas (medicina estética).

El nitrógeno líquido no es tóxico ni explosivo.

Nitrógeno molecular

El nitrógeno molecular es un elemento que se encuentra en la atmósfera de nuestro planeta y forma la mayor parte de ella. La fórmula del nitrógeno molecular es N 2. Este nitrógeno reacciona con otros elementos o sustancias químicas sólo a temperaturas muy altas.

Propiedades físicas

En condiciones normales, el elemento químico nitrógeno es inodoro, incoloro y prácticamente insoluble en agua. El nitrógeno líquido tiene una consistencia similar a la del agua y es igualmente transparente e incoloro. El nitrógeno tiene otro estado de agregación: a temperaturas inferiores a -210 grados, se vuelve sólido y forma muchos cristales grandes de color blanco como la nieve. Absorbe oxígeno del aire.

Propiedades químicas

El nitrógeno pertenece al grupo de los no metales y adquiere propiedades de otros elementos químicos de este grupo. En general, los no metales no son buenos conductores de la electricidad. El nitrógeno forma varios óxidos, como el NO (monóxido). El NO u óxido nítrico es un relajante muscular (una sustancia que relaja significativamente los músculos sin causar ningún daño u otros efectos en el cuerpo humano). Los óxidos que contienen más átomos de nitrógeno, por ejemplo el N 2 O, son un gas de la risa con un sabor ligeramente dulce que se utiliza en medicina como anestésico. Sin embargo, el óxido de NO 2 no tiene nada que ver con los dos primeros, porque es un gas de escape bastante nocivo, que se encuentra en los gases de escape de los automóviles y contamina gravemente la atmósfera.

El ácido nítrico, que está formado por átomos de hidrógeno, átomos de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, es un ácido fuerte. Se utiliza ampliamente en la producción de fertilizantes, joyería, síntesis orgánica, industria militar (producción de explosivos y síntesis de sustancias tóxicas), producción de tintes, medicamentos, etc. El ácido nítrico es muy dañino para el cuerpo humano, deja Úlceras y quemaduras químicas en la piel.

La gente cree erróneamente que el dióxido de carbono es nitrógeno. De hecho, debido a sus propiedades químicas, el elemento reacciona sólo con una pequeña cantidad de elementos en condiciones normales. Y el dióxido de carbono es monóxido de carbono.

Aplicación de un elemento químico.

El nitrógeno líquido se utiliza en medicina para el tratamiento del resfriado (crioterapia) y también en la cocina como refrigerante.

Este elemento también ha encontrado una amplia aplicación en la industria. El nitrógeno es un gas a prueba de explosiones e incendios. Además, previene la putrefacción y la oxidación. Ahora el nitrógeno se utiliza en las minas para crear un entorno a prueba de explosiones. El gas nitrógeno se utiliza en productos petroquímicos.

En la industria química es muy difícil prescindir del nitrógeno. Se utiliza para la síntesis de diversas sustancias y compuestos, por ejemplo, algunos fertilizantes, amoníaco, explosivos y colorantes. Hoy en día se utilizan grandes cantidades de nitrógeno para la síntesis de amoníaco.

En la industria alimentaria, esta sustancia está registrada como aditivo alimentario.

¿Mezcla o sustancia pura?

Incluso los científicos de la primera mitad del siglo XVIII que lograron aislar el elemento químico pensaban que el nitrógeno era una mezcla. Pero hay una gran diferencia entre estos conceptos.

Tiene toda una gama de propiedades permanentes, como composición, propiedades físicas y químicas. Una mezcla es un compuesto que contiene dos o más elementos químicos.

Ahora sabemos que el nitrógeno es una sustancia pura porque es un elemento químico.

Al estudiar química, es muy importante comprender que el nitrógeno es la base de toda la química. Forma varios compuestos que todos encontramos, incluido el gas de la risa, el gas marrón, el amoníaco y el ácido nítrico. No en vano la química en la escuela comienza con el estudio de un elemento químico como el nitrógeno.

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12. Azot - (lugar fortificado; Josué 11:22, 13:3, 15:47, Jueces 1:18, Hechos 8:40) - una de las cinco ciudades principales de los filisteos, en la costa oriental del mar Mediterráneo, entre Ekron y Ascalon, en 15 -ti o 20 eng. millas hasta el pueblo de Gaza. Enciclopedia bíblica archimandrita. Nicéforo
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El contenido del artículo.

NITRÓGENO, N (nitrogenio), elemento químico (en el número 7) Subgrupo VA de la tabla periódica de elementos. La atmósfera terrestre contiene un 78% (vol.) de nitrógeno. Para mostrar cuán grandes son estas reservas de nitrógeno, observamos que en la atmósfera sobre cada kilómetro cuadrado de la superficie terrestre hay tanto nitrógeno que hasta 50 millones de toneladas de nitrato de sodio o 10 millones de toneladas de amoníaco (un compuesto de nitrógeno con hidrógeno) se puede obtener de él y, sin embargo, constituye una pequeña fracción del nitrógeno contenido en la corteza terrestre. La existencia de nitrógeno libre indica su inercia y la dificultad de interactuar con otros elementos a temperaturas normales. El nitrógeno fijo forma parte tanto de la materia orgánica como de la inorgánica. La vida vegetal y animal contiene nitrógeno unido al carbono y oxígeno en las proteínas. Además, se conocen y pueden obtenerse compuestos inorgánicos que contienen nitrógeno, como nitratos (NO 3 –), nitritos (NO 2 –), cianuros (CN –), nitruros (N 3 –) y azidas (N 3 –). grandes cantidades ).

Referencia histórica.

Los experimentos de A. Lavoisier, dedicados al estudio del papel de la atmósfera en el mantenimiento de la vida y los procesos de combustión, confirmaron la existencia de una sustancia relativamente inerte en la atmósfera. Sin establecer la naturaleza elemental del gas que queda después de la combustión, Lavoisier lo llamó azote, que significa "sin vida" en griego antiguo. En 1772, D. Rutherford de Edimburgo estableció que este gas es un elemento y lo llamó "aire nocivo". El nombre latino del nitrógeno proviene de las palabras griegas nitron y gen, que significa "formador de salitre".

Fijación de nitrógeno y ciclo del nitrógeno.

El término "fijación de nitrógeno" se refiere al proceso de fijación de nitrógeno atmosférico N2. En la naturaleza, esto puede suceder de dos maneras: o las legumbres, como los guisantes, el trébol y la soja, acumulan nódulos en sus raíces, en los que las bacterias fijadoras de nitrógeno lo convierten en nitratos, o el nitrógeno atmosférico es oxidado por el oxígeno en condiciones de rayos. S. Arrhenius descubrió que de esta forma se fijan anualmente hasta 400 millones de toneladas de nitrógeno. En la atmósfera, los óxidos de nitrógeno se combinan con el agua de lluvia para formar ácidos nítrico y nitroso. Además, se ha establecido que en caso de lluvia y nieve, aprox. 6700 g de nitrógeno; Al llegar al suelo, se convierten en nitritos y nitratos. Las plantas usan nitratos para formar proteínas vegetales. Los animales, al alimentarse de estas plantas, asimilan las sustancias proteicas de las plantas y las convierten en proteínas animales. Después de la muerte de animales y plantas, se descomponen y los compuestos nitrogenados se convierten en amoníaco. El amoníaco se usa de dos maneras: las bacterias que no forman nitratos lo descomponen en elementos, liberando nitrógeno e hidrógeno, y otras bacterias forman nitritos a partir de él, que otras bacterias oxidan a nitratos. Así es como ocurre el ciclo del nitrógeno en la naturaleza, o ciclo del nitrógeno.

Estructura del núcleo y capas de electrones.

Hay dos isótopos estables de nitrógeno en la naturaleza: con un número másico de 14 (contiene 7 protones y 7 neutrones) y con un número másico de 15 (contiene 7 protones y 8 neutrones). Su proporción es 99,635:0,365, por lo que la masa atómica del nitrógeno es 14,008. Los isótopos de nitrógeno inestables 12 N, 13 N, 16 N, 17 N se obtuvieron artificialmente. Esquemáticamente, la estructura electrónica del átomo de nitrógeno es la siguiente: 1 s 2 2s 2 2px 1 2p y 1 2p z 1 . En consecuencia, la capa electrónica externa (segunda) contiene 5 electrones que pueden participar en la formación de enlaces químicos; Los orbitales del nitrógeno también pueden aceptar electrones, es decir. la formación de compuestos con estados de oxidación de (–III) a (V) es posible y son conocidos.

Nitrógeno molecular.

A partir de determinaciones de la densidad del gas se ha establecido que la molécula de nitrógeno es diatómica, es decir la fórmula molecular del nitrógeno es Nє N (o N 2). Dos átomos de nitrógeno tienen tres exteriores 2 pag-los electrones de cada atomo forman un triple enlace:N:::N:, formando pares de electrones. La distancia interatómica N – N medida es 1,095 Å. Como en el caso del hidrógeno ( cm. HIDRÓGENO), hay moléculas de nitrógeno con diferentes espines nucleares: simétricos y antisimétricos. A temperaturas normales, la proporción entre formas simétricas y antisimétricas es 2:1. En estado sólido se conocen dos modificaciones del nitrógeno: a– cúbica y b– hexagonal con temperatura de transición a ® b–237,39° C. Modificación b Se funde a –209,96° C y hierve a –195,78° C a 1 atm ( cm. mesa 1).

La energía de disociación de un mol (28,016 go 6,023 H 10 23 moléculas) de nitrógeno molecular en átomos (N 2 2N) es aproximadamente –225 kcal. Por lo tanto, el nitrógeno atómico se puede formar durante una descarga eléctrica silenciosa y es químicamente más activo que el nitrógeno molecular.

Recibo y solicitud.

El método de obtención de nitrógeno elemental depende de la pureza requerida. El nitrógeno se obtiene en grandes cantidades para la síntesis de amoníaco, mientras que son aceptables pequeñas mezclas de gases nobles.

Nitrógeno de la atmósfera.

Económicamente, la liberación de nitrógeno de la atmósfera se debe al bajo costo del método de licuar el aire purificado (se eliminan el vapor de agua, el CO 2, el polvo y otras impurezas). Los sucesivos ciclos de compresión, enfriamiento y expansión de dicho aire conducen a su licuefacción. El aire líquido se somete a destilación fraccionada con un lento aumento de temperatura. Primero se liberan los gases nobles, luego el nitrógeno y queda el oxígeno líquido. La purificación se logra mediante procesos de fraccionamiento repetidos. Este método produce muchos millones de toneladas de nitrógeno al año, principalmente para la síntesis de amoníaco, que es la materia prima en la tecnología de producción de diversos compuestos que contienen nitrógeno para la industria y la agricultura. Además, a menudo se utiliza una atmósfera de nitrógeno purificado cuando la presencia de oxígeno es inaceptable.

Métodos de laboratorio.

El nitrógeno se puede obtener en pequeñas cantidades en el laboratorio de diversas formas oxidando amoniaco o ion amonio, por ejemplo:

El proceso de oxidación del ion amonio con ion nitrito es muy conveniente:

También se conocen otros métodos: la descomposición de azidas cuando se calienta, la descomposición de amoníaco con óxido de cobre (II), la interacción de nitritos con ácido sulfámico o urea:

La descomposición catalítica del amoniaco a altas temperaturas también puede producir nitrógeno:

Propiedades físicas.

Algunas propiedades físicas del nitrógeno se dan en la tabla. 1.

Propiedades químicas.

Como ya se señaló, la propiedad predominante del nitrógeno en condiciones normales de temperatura y presión es su inercia o baja actividad química. La estructura electrónica del nitrógeno contiene un par de electrones de 2. s-nivel y tres medio llenos 2 R-orbitales, por lo que un átomo de nitrógeno no puede unirse a más de otros cuatro átomos, es decir, su número de coordinación es cuatro. El pequeño tamaño de un átomo también limita el número de átomos o grupos de átomos que pueden asociarse a él. Por lo tanto, muchos compuestos de otros miembros del subgrupo VA no tienen ningún análogo entre los compuestos de nitrógeno o compuestos de nitrógeno similares resultan inestables. Entonces, PCl 5 es un compuesto estable, pero NCl 5 no existe. Un átomo de nitrógeno es capaz de unirse con otro átomo de nitrógeno, formando varios compuestos bastante estables, como la hidrazina N 2 H 4 y las azidas metálicas MN 3. Este tipo de enlace es inusual para los elementos químicos (a excepción del carbono y el silicio). A temperaturas elevadas, el nitrógeno reacciona con muchos metales, formando nitruros parcialmente iónicos M X norte y. En estos compuestos, el nitrógeno está cargado negativamente. En mesa La Tabla 2 muestra los estados de oxidación y ejemplos de los compuestos correspondientes.

Nitruros.

Los compuestos de nitrógeno con elementos más electropositivos, metales y no metales (nitruros) son similares a los carburos e hidruros. Se pueden dividir según la naturaleza del enlace M-N en iónico, covalente y con un tipo de enlace intermedio. Por regla general, se trata de sustancias cristalinas.

Nitruros iónicos.

El enlace en estos compuestos implica la transferencia de electrones del metal al nitrógeno para formar el ion N3–. Dichos nitruros incluyen Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 y Cu 3 N 2. Aparte del litio, otros metales alcalinos no forman subgrupos IA de nitruros. Los nitruros iónicos tienen puntos de fusión altos y reaccionan con el agua para formar NH 3 e hidróxidos metálicos.

Nitruros covalentes.

Cuando los electrones del nitrógeno participan en la formación de un enlace junto con los electrones de otro elemento sin transferirlos del nitrógeno a otro átomo, se forman nitruros con enlace covalente. Los nitruros de hidrógeno (como el amoníaco y la hidracina) son completamente covalentes, al igual que los haluros de nitrógeno (NF 3 y NCl 3). Los nitruros covalentes incluyen, por ejemplo, Si 3 N 4, P 3 N 5 y BN, sustancias blancas altamente estables, y BN tiene dos modificaciones alotrópicas: hexagonal y similar a un diamante. Este último se forma a altas presiones y temperaturas y tiene una dureza cercana a la del diamante.

Nitruros con un tipo de enlace intermedio.

Los elementos de transición reaccionan con NH 3 a altas temperaturas para formar una clase inusual de compuestos en los que los átomos de nitrógeno se distribuyen entre átomos metálicos regularmente espaciados. No hay un claro desplazamiento de electrones en estos compuestos. Ejemplos de tales nitruros son Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Estos compuestos suelen ser completamente inertes y tienen buena conductividad eléctrica.

Compuestos hidrogenados del nitrógeno.

El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar compuestos que se parecen vagamente a los hidrocarburos. La estabilidad de los nitratos de hidrógeno disminuye a medida que aumenta el número de átomos de nitrógeno en la cadena, a diferencia de los hidrocarburos, que son estables en cadenas largas. Los nitruros de hidrógeno más importantes son el amoniaco NH 3 y la hidracina N 2 H 4. Estos también incluyen ácido hidronítrico HNNN (HN 3).

Amoníaco NH3.

El amoníaco es uno de los productos industriales más importantes de la economía moderna. A finales del siglo XX. Estados Unidos produjo aprox. 13 millones de toneladas de amoníaco al año (en términos de amoníaco anhidro).

Estructura de la molécula.

La molécula de NH 3 tiene una estructura casi piramidal. El ángulo del enlace H – N – H es de 107 °, que está cerca del ángulo tetraédrico de 109 °. El par de electrones solitario es equivalente al grupo adjunto, lo que da como resultado que el número de coordinación del nitrógeno sea 4 y que el nitrógeno esté ubicado en el centro del tetraedro.

Propiedades del amoniaco.

Algunas propiedades físicas del amoníaco en comparación con el agua se dan en la tabla. 3.

Los puntos de ebullición y fusión del amoníaco son mucho más bajos que los del agua, a pesar de la similitud de pesos moleculares y de estructura molecular. Esto se explica por la fuerza relativamente mayor de los enlaces intermoleculares en el agua que en el amoníaco (tales enlaces intermoleculares se denominan enlaces de hidrógeno).

Amoníaco como disolvente.

La alta constante dieléctrica y el momento dipolar del amoníaco líquido permiten utilizarlo como disolvente para sustancias inorgánicas polares o iónicas. El disolvente amoniaco ocupa una posición intermedia entre el agua y los disolventes orgánicos como el alcohol etílico. Los metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en amoníaco, formando soluciones de color azul oscuro. Se puede suponer que la solvatación e ionización de los electrones de valencia se produce en solución según el esquema.

El color azul está asociado a la solvatación y al movimiento de electrones o a la movilidad de los “huecos” en un líquido. Con una alta concentración de sodio en amoníaco líquido, la solución adquiere un color bronce y es altamente conductora de electricidad. El metal alcalino no unido se puede separar de dicha solución mediante la evaporación del amoníaco o la adición de cloruro de sodio. Las soluciones de metales en amoníaco son buenos agentes reductores. La autoionización ocurre en el amoníaco líquido.

similar al proceso que ocurre en el agua:

Algunas propiedades químicas de ambos sistemas se comparan en la Tabla. 4.

El amoníaco líquido como disolvente tiene una ventaja en algunos casos en los que no es posible realizar reacciones en agua debido a la rápida interacción de los componentes con el agua (por ejemplo, oxidación y reducción). Por ejemplo, en amoníaco líquido, el calcio reacciona con KCl para formar CaCl 2 y K, ya que CaCl 2 es insoluble en amoníaco líquido y K es soluble y la reacción avanza por completo. En el agua, tal reacción es imposible debido a la rápida interacción del Ca con el agua.

Producción de amoniaco.

El NH 3 gaseoso se libera a partir de sales de amonio bajo la acción de una base fuerte, por ejemplo, NaOH:

El método es aplicable en condiciones de laboratorio. La producción de amoníaco a pequeña escala también se basa en la hidrólisis de nitruros, como el Mg 3 N 2, con agua. La cianamida cálcica CaCN 2, al interactuar con el agua, también forma amoníaco. El principal método industrial para producir amoníaco es su síntesis catalítica a partir de nitrógeno e hidrógeno atmosféricos a alta temperatura y presión:

El hidrógeno para esta síntesis se obtiene por craqueo térmico de hidrocarburos, por la acción del vapor de agua sobre el carbón o el hierro, por la descomposición de alcoholes con vapor de agua o por la electrólisis del agua. Se han obtenido muchas patentes para la síntesis de amoníaco, que difieren en las condiciones del proceso (temperatura, presión, catalizador). Existe un método de producción industrial mediante destilación térmica del carbón. Los nombres de F. Haber y K. Bosch están asociados al desarrollo tecnológico de la síntesis de amoníaco.

Propiedades químicas del amoníaco.

Además de las reacciones mencionadas en la tabla. 4, el amoníaco reacciona con el agua para formar el compuesto NH 3 N H 2 O, que a menudo se considera erróneamente hidróxido de amonio NH 4 OH; de hecho, no se ha demostrado la existencia de NH 4 OH en solución. Una solución acuosa de amoníaco (“amoníaco”) se compone predominantemente de NH 3, H 2 O y pequeñas concentraciones de iones NH 4 + y OH – formados durante la disociación.

La naturaleza básica del amoníaco se explica por la presencia de un par de electrones solitarios en el nitrógeno: NH 3 . Por tanto, NH 3 es una base de Lewis, que tiene la mayor actividad nucleofílica, que se manifiesta en forma de asociación con un protón o el núcleo de un átomo de hidrógeno:

Cualquier ion o molécula capaz de aceptar un par de electrones (compuesto electrófilo) reaccionará con NH 3 para formar un compuesto de coordinación. Por ejemplo:

Símbolo M norte+ representa un ion de metal de transición (subgrupo B de la tabla periódica, por ejemplo, Cu 2+, Mn 2+, etc.). Cualquier ácido prótico (es decir, que contiene H) reacciona con amoníaco en una solución acuosa para formar sales de amonio, como nitrato de amonio NH 4 NO 3, cloruro de amonio NH 4 Cl, sulfato de amonio (NH 4) 2 SO 4, fosfato de amonio (NH 4) 3 PO 4. Estas sales se utilizan mucho en agricultura como fertilizantes para introducir nitrógeno en el suelo. El nitrato de amonio también se utiliza como explosivo económico; Se utilizó por primera vez con combustible de petróleo (gasóleo). Se utiliza una solución acuosa de amoníaco directamente para su introducción en el suelo o con agua de riego. La urea NH 2 CONH 2, obtenida por síntesis a partir de amoniaco y dióxido de carbono, también es un fertilizante. El gas amoníaco reacciona con metales como Na y K para formar amidas:

El amoníaco también reacciona con hidruros y nitruros para formar amidas:

Las amidas de metales alcalinos (por ejemplo, NaNH 2) reaccionan con N 2 O cuando se calientan y forman azidas:

El NH 3 gaseoso reduce los óxidos de metales pesados ​​a metales a altas temperaturas, aparentemente debido al hidrógeno formado como resultado de la descomposición del amoníaco en N 2 y H 2:

Los átomos de hidrógeno en la molécula de NH 3 se pueden reemplazar por halógeno. El yodo reacciona con una solución concentrada de NH 3, formando una mezcla de sustancias que contienen NI 3. Esta sustancia es muy inestable y explota al menor impacto mecánico. Cuando el NH 3 reacciona con el Cl 2, se forman las cloraminas NCl 3, NHCl 2 y NH 2 Cl. Cuando el amoníaco se expone al hipoclorito de sodio NaOCl (formado a partir de NaOH y Cl 2), el producto final es hidracina:

Hidracina.

Las reacciones anteriores son un método para producir monohidrato de hidrazina con la composición N 2 H 4 P H 2 O. La hidrazina anhidra se forma mediante destilación especial del monohidrato con BaO u otras sustancias que eliminan agua. Las propiedades de la hidracina son ligeramente similares a las del peróxido de hidrógeno H 2 O 2. La hidracina anhidra pura es un líquido higroscópico incoloro que hierve a 113,5° C; Se disuelve bien en agua, formando una base débil.

En un ambiente ácido (H +), la hidracina forma sales solubles de hidrazonio del tipo + X –. La facilidad con la que la hidracina y algunos de sus derivados (como la metilhidrazina) reaccionan con el oxígeno permite su uso como componente del combustible líquido para cohetes. La hidracina y todos sus derivados son muy tóxicos.

Oxido de nitrógeno.

En compuestos con oxígeno, el nitrógeno presenta todos los estados de oxidación, formando óxidos: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Hay escasa información sobre la formación de peróxidos de nitrógeno (NO 3, NO 4). 2HNO2. El N 2 O 3 puro se puede obtener como un líquido azul a bajas temperaturas (-20

A temperatura ambiente, el NO 2 es un gas de color marrón oscuro que tiene propiedades magnéticas debido a la presencia de un electrón desapareado. A temperaturas inferiores a 0° C, la molécula de NO 2 se dimeriza en tetróxido de dinitrógeno, y a –9,3° C, la dimerización se produce por completo: 2NO 2 N 2 O 4. En estado líquido, sólo el 1% de NO 2 está sin dimerizar y a 100°C el 10% de N 2 O 4 permanece en forma de dímero.

El NO 2 (o N 2 O 4) reacciona en agua tibia para formar ácido nítrico: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Por lo tanto, la tecnología del NO 2 es muy importante como etapa intermedia en la producción de un producto de importancia industrial: el ácido nítrico.

Óxido nítrico (V)

N2O5( anticuado. anhídrido nítrico) es una sustancia cristalina blanca que se obtiene deshidratando ácido nítrico en presencia de óxido de fósforo P 4 O 10:

Ácido nitroso

El HNO 2 no existe en forma pura, sin embargo, las soluciones acuosas de baja concentración se forman agregando ácido sulfúrico al nitrito de bario:

El ácido nitroso también se forma cuando una mezcla equimolar de NO y NO 2 (o N 2 O 3) se disuelve en agua. El ácido nitroso es ligeramente más fuerte que el ácido acético. El estado de oxidación del nitrógeno que contiene es +3 (su estructura es H – O – N = O), es decir puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor. Bajo la influencia de agentes reductores, generalmente se reduce a NO y, cuando interactúa con agentes oxidantes, se oxida a ácido nítrico.

La velocidad de disolución de algunas sustancias, como metales o iones yoduro, en ácido nítrico depende de la concentración de ácido nitroso presente como impureza. Las sales de ácido nitroso (nitritos) se disuelven bien en agua, excepto el nitrito de plata. NaNO 2 se utiliza en la producción de tintes.

Ácido nítrico

El HNO 3 es uno de los productos inorgánicos más importantes de la principal industria química. Se utiliza en las tecnologías de muchas otras sustancias orgánicas e inorgánicas, como explosivos, fertilizantes, polímeros y fibras, tintes, productos farmacéuticos, etc.

Literatura:

Directorio de nitrogenistas. Moscú, 1969.
Nekrasov B.V. Conceptos básicos de química general.. Moscú, 1973.
Problemas de fijación de nitrógeno. Química física e inorgánica.. M., 1982

El nitrógeno es un elemento químico del grupo V del sistema periódico de Mendeleev, con número atómico 7 y masa atómica 14,00674. ¿Qué propiedades tiene este elemento?

Propiedades físicas del nitrógeno.

El nitrógeno es un gas diatómico, inodoro, incoloro e insípido. El punto de ebullición del nitrógeno a presión atmosférica es -195,8 grados, el punto de fusión es -209,9 grados. La solubilidad en agua a 20 grados es muy baja: 15,4 ml/l.

Arroz. 1. Átomo de nitrógeno.

El nitrógeno atmosférico se compone de dos isótopos: 14N (99,64%) y 15N (0,36%). También se conocen isótopos radiactivos del nitrógeno 13N y 16N.

La traducción del nombre del elemento "nitrógeno" no tiene vida. Este nombre es válido para el nitrógeno como sustancia simple, pero en estado ligado es uno de los principales elementos de la vida, y también forma parte de proteínas, ácidos nucleicos, vitaminas, etc.

Propiedades químicas del nitrógeno.

En una molécula de nitrógeno, el enlace químico se realiza gracias a tres pares comunes de electrones p, cuyos orbitales se dirigen a lo largo de los ejes x, y, z.

Un enlace covalente que se forma mediante la superposición de orbitales a lo largo de una línea que conecta los centros de los átomos que se unen se llama enlace q.

Un enlace covalente que se produce cuando los orbitales a ambos lados de la línea que conecta los centros de los átomos que se unen se superponen se llama enlace n. La molécula de nitrógeno tiene un enlace q y dos enlaces p.

Arroz. 2. Enlaces en una molécula de nitrógeno.

El nitrógeno molecular es una sustancia químicamente inactiva, esto se explica por el triple enlace entre los átomos de nitrógeno y su corta longitud.

En condiciones normales, el nitrógeno sólo puede reaccionar con el litio:

6Li+N 2 =2Li 3 N (nitrito de litio)

A altas temperaturas, los enlaces entre los átomos se debilitan y el nitrógeno se vuelve más reactivo. Cuando se calienta, puede reaccionar con otros metales, por ejemplo con magnesio, calcio y aluminio, para formar nitruros:

3Mg+N2 =Mg3N2

3Ca+N2 =Ca3N2

Al pasar nitrógeno a través de coque caliente, se obtiene un compuesto de nitrógeno y carbono: el cianógeno.

Arroz. 3. Fórmula dician.

Con el óxido de aluminio y el carbono, el nitrógeno también forma nitruro de aluminio a altas temperaturas:

Al 2 O 3 +3C+N 2 =2AlN+3CO,

y con refrescos y carbón - cianuro de sodio:

Na2CO3 +4C+N2 =2NaCN+3CO

Cuando entran en contacto con el agua, muchos nitruros se hidrolizan completamente para formar amoníaco e hidróxido metálico:

Mg3N2 +6H2O=3Mg(OH)2 +2NH3

A la temperatura del arco eléctrico (3000-4000 grados), el nitrógeno reacciona con el oxígeno:. Calificaciones totales recibidas: 224.