Lämmastik: omadused, keemilised omadused, füüsikalised omadused, ühendid, koht looduses. Lämmastik looduses Mida lämmastik sisaldab?

MÄÄRATLUS

Lämmastik- perioodilise tabeli seitsmes element. Nimetus - N ladinakeelsest sõnast "nitrogenium". Asub teisel perioodil, VA grupp. Viitab mittemetallidele. Tuumalaeng on 7.

Suurem osa lämmastikust on vabas olekus. Vaba lämmastik on õhu põhikomponent, mis sisaldab 78,2% (mahu) lämmastikku. Anorgaanilisi lämmastikuühendeid looduses suurtes kogustes ei esine, välja arvatud naatriumnitraat NaNO 3, mis moodustab Tšiili Vaikse ookeani rannikul pakse kihte. Muld sisaldab vähesel määral lämmastikku, peamiselt lämmastikhappe soolade kujul. Kuid keeruliste orgaaniliste ühendite - valkude - kujul on lämmastik osa kõigist elusorganismidest.

Lihtsa aine kujul on lämmastik värvitu lõhnatu gaas, mis lahustub vees väga vähe. See on õhust veidi kergem: 1 liitri lämmastiku mass on 1,25 g.

Lämmastiku aatom- ja molekulmass

Elemendi suhteline aatommass on antud elemendi aatomi massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe. Suhteline aatommass on mõõtmeteta ja seda tähistatakse tähega A r (indeks “r” on ingliskeelse sõna relatiivne algustäht, mis tähendab “suhteline”). Aatomi lämmastiku suhteline aatommass on 14,0064 amu.

Molekulide massid ja ka aatomite massid on väljendatud aatommassi ühikutes. Aine molekulmass on molekuli mass, mida väljendatakse aatommassi ühikutes. Aine suhteline molekulmass on antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe, mille mass on 12 amu. On teada, et lämmastiku molekul on kaheaatomiline - N 2. Lämmastiku molekuli suhteline molekulmass on võrdne:

M r (N 2) = 14,0064 × 2 ≈ 28.

Lämmastiku isotoobid

Looduses esineb lämmastik kahe stabiilse isotoobi kujul: 14 N (99,635%) ja 15 N (0,365%). Nende massinumbrid on vastavalt 14 ja 15. Lämmastiku isotoobi 14 N aatomi tuum sisaldab seitset prootonit ja seitse neutronit ning isotoop 15 N sisaldab sama palju prootoneid ja kuus neutronit.

Seal on neliteist tehislikku lämmastiku isotoopi massinumbritega 10–13 ja 16–25, millest kõige stabiilsem isotoop on 13 N, poolestusajaga 10 minutit.

Lämmastiku ioonid

Lämmastikuaatomi välisenergia tasemel on viis elektroni, mis on valentselektronid:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Lämmastikuaatomi struktuur on näidatud allpool:

Keemilise vastasmõju tulemusena võib lämmastik kaotada oma valentselektronid, s.t. olla nende doonor, ja muutuda positiivselt laetud ioonideks või võtta vastu elektrone mõnelt teiselt aatomilt, s.t. olla nende aktseptor ja muutuda negatiivselt laetud ioonideks:

N0-5e → N2+;

N0-4e → N4+;

N0-3e → N3+;

N0-2e → N2+;

N0-1e → N1+;

N0 +1e → N1-;

N0 +2e → N2-;

N 0 +3e → N 3-.

Lämmastiku molekul ja aatom

Lämmastiku molekul koosneb kahest aatomist - N2. Siin on mõned lämmastikuaatomit ja molekuli iseloomustavad omadused:

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus Ammooniumkloriidi moodustamiseks võeti 11,2 liitrit (n.s.) gaasilist ammoniaaki ja 11,4 liitrit (n.s.) vesinikkloriidi. Kui suur on moodustunud reaktsioonisaaduse mass?
Lahendus Kirjutame ammoniaagist ja vesinikkloriidist ammooniumkloriidi tootmise reaktsiooni võrrandi:

NH3 + HCl = NH4Cl.

Leiame lähteainete moolide arvu:

n(NH3) = V(NH3)/Vm;

n(NH3) = 11,2/22,4 = 0,5 mol.

n(HCl) = V(NH3)/Vm;

n(HCl) = 11,4 / 22,4 = 0,51 mol.

n(NH3)

n(NH4CI) = n(NH3) = 0,5 mol.

Siis on ammooniumkloriidi mass võrdne:

M(NH4CI) = 14 + 4 × 1 + 35,5 = 53,5 g/mol.

m(NH4CI) = n(NH4CI) × M(NH4CI);

m(NH4CI) = 0,5 × 53,5 = 26,75 g.
Vastus 26,75 g

NÄIDE 2

Harjutus 10,7 g ammooniumkloriidi segati 6 g kaltsiumhüdroksiidiga ja segu kuumutati. Millist gaasi ja kui palju sellest vabanes massi ja mahu järgi (n.s.)?
Lahendus Kirjutame ammooniumkloriidi ja kaltsiumhüdroksiidi interaktsiooni reaktsioonivõrrandi:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 - + 2H 2 O.

Teeme kindlaks, kumb kahest reagendist on üleliigne. Selleks arvutame nende moolide arvu:

M(NH4CI) = A r (N) + 4 × A r (H) + A r (Cl);

M(NH4CI) = 14 + 4 × 1 + 35,5 = 53,5 g/mol.

n(NH4CI) = m (NH4CI)/M(NH4CI);

n(NH4CI) = 10,7/53,5 = 0,1 mol.

M(Ca(OH)2) = A r (Ca) + 2 × A r (H) + 2 × A r (O);

M(Ca(OH)2) = 40 + 2 × 1 + 2 × 16 = 42 + 32 = 74 g/mol.

n(Ca(OH)2) = m (Ca(OH)2) / M(Ca(OH)2);

n(Ca(OH)2) = 6/74 = 0,08 mol.

n(Ca(OH)2)

n(NH3) = 2xn(Ca(OH)2) = 2x0,08 = 0,16 mol.

Siis on ammoniaagi mass võrdne:

M(NH3) = A r (N) + 3 × A r (H) = 14 + 3 × 1 = 17 g/mol.

m(NH3) = n(NH3) × M(NH3) = 0,16 × 17 = 2,72 g.

Ammoniaagi maht on võrdne:

V(NH3) = n(NH3) × V m;

V(NH 3) = 0,16 × 22,4 = 3,584 l.
Vastus Reaktsiooni tulemusena tekkis ammoniaak mahuga 3,584 liitrit ja massiga 2,72 g.

Lämmastik on tuntud keemiline element, mida tähistatakse tähega N. See element on ehk anorgaanilise keemia aluseks, seda hakatakse täpsemalt uurima 8. klassis. Selles artiklis vaatleme seda keemilist elementi, samuti selle omadusi ja tüüpe.

Keemilise elemendi avastamise ajalugu

Lämmastik on element, mille tutvustas esmakordselt kuulus prantsuse keemik Antoine Lavoisier. Kuid paljud teadlased võitlevad lämmastiku avastaja tiitli eest, sealhulgas Henry Cavendish, Karl Scheele ja Daniel Rutherford.

Katse tulemusena eraldas ta esimesena keemilise elemendi, kuid ei saanud kunagi aru, et on saanud lihtsa aine. Ta rääkis oma kogemusest ja tegi ka mitmeid uuringuid. Priestley suutis ilmselt ka selle elemendi isoleerida, kuid teadlane ei saanud aru, mida ta täpselt sai, mistõttu ta ei väärinud avastaja tiitlit. Karl Scheele viis läbi sama uurimistöö nendega samal ajal, kuid ei jõudnud soovitud tulemuseni.

Samal aastal õnnestus Daniel Rutherfordil mitte ainult saada lämmastikku, vaid ka seda kirjeldada, avaldada väitekiri ja näidata ära elemendi põhilised keemilised omadused. Kuid isegi Rutherford ei saanud kunagi täielikult aru, mida ta sai. Avastajaks peetakse aga just teda, sest tema oli lahendusele kõige lähemal.

Nime lämmastik päritolu

Kreeka keelest on "lämmastik" tõlgitud kui "elutu". Just Lavoisier töötas nomenklatuuri reeglite kallal ja otsustas elemendile nii nime anda. 18. sajandil teati selle elemendi kohta vaid seda, et see ei toeta hingamist. Seetõttu võeti see nimi kasutusele.

Ladina keeles nimetatakse lämmastikku "nitrogeeniumiks", mis tähendab "salpeetri sünnitamist". Lämmastiku nimetus tuli ladina keelest - täht N. Kuid nimi ise ei juurdunud paljudes riikides.

Elemendi levimus

Lämmastik on võib-olla üks meie planeedi kõige rikkalikumaid elemente, olles arvukuse poolest neljandal kohal. Elementi leidub ka päikese atmosfääris, planeetidel Uraan ja Neptuun. Titani, Pluuto ja Tritoni atmosfäär on valmistatud lämmastikust. Lisaks koosneb Maa atmosfäär sellest keemilisest elemendist 78–79 protsendi ulatuses.

Lämmastik mängib olulist bioloogilist rolli, sest see on vajalik taimede ja loomade eksisteerimiseks. Isegi inimkeha sisaldab 2–3 protsenti seda keemilist elementi. Osa klorofüllist, aminohapetest, valkudest, nukleiinhapetest.

Vedel lämmastik

Vedel lämmastik on värvitu läbipaistev vedelik, üks keemilise lämmastiku agregaatidest, mida kasutatakse laialdaselt tööstuses, ehituses ja meditsiinis. Seda kasutatakse orgaaniliste materjalide külmutamiseks, jahutusseadmeteks ja meditsiinis tüügaste eemaldamiseks (esteetiline meditsiin).

Vedel lämmastik on mittetoksiline ega plahvatusohtlik.

Molekulaarne lämmastik

Molekulaarne lämmastik on element, mida leidub meie planeedi atmosfääris ja mis moodustab suurema osa sellest. Molekulaarse lämmastiku valem on N2. Selline lämmastik reageerib teiste keemiliste elementide või ainetega ainult väga kõrgel temperatuuril.

Füüsikalised omadused

Tavalistes tingimustes on keemiline element lämmastik lõhnatu, värvitu ja vees praktiliselt lahustumatu. Vedel lämmastik on konsistentsiga sarnane veega ning on võrdselt läbipaistev ja värvitu. Lämmastikus on veel üks agregatsiooni olek, temperatuuril alla -210 kraadi muutub see tahkeks ja moodustab palju suuri lumivalgeid kristalle. Neelab õhust hapnikku.

Keemilised omadused

Lämmastik kuulub mittemetallide rühma ja omandab selle rühma teiste keemiliste elementide omadused. Üldiselt ei ole mittemetallid head elektrijuhid. Lämmastik moodustab erinevaid oksiide, näiteks NO (monoksiid). NO ehk lämmastikoksiid on lihasrelaksant (aine, mis lõdvestab oluliselt lihaseid, põhjustamata inimorganismile mingit kahju või muid mõjusid). Rohkem lämmastikuaatomeid sisaldavad oksiidid, näiteks N 2 O, on kergelt magusa maitsega naerugaas, mida kasutatakse meditsiinis anesteetikumina. Kahe esimesega pole NO 2 oksiidil aga midagi pistmist, sest tegemist on üsna kahjuliku heitgaasiga, mis sisaldub autode heitgaasides ja saastab tõsiselt atmosfääri.

Lämmastikhape, mille moodustavad vesinikuaatomid, lämmastikuaatomid ja kolm hapnikuaatomit, on tugev hape. Seda kasutatakse laialdaselt väetiste, ehete tootmisel, orgaanilises sünteesis, sõjatööstuses (lõhkeainete tootmine ja mürgiste ainete süntees), värvainete, ravimite jms tootmisel. Lämmastikhape on inimorganismile väga kahjulik, see lahkub haavandid ja keemilised põletused nahal.

Inimesed arvavad ekslikult, et süsinikdioksiid on lämmastik. Tegelikult reageerib element oma keemiliste omaduste tõttu tavatingimustes vaid vähese hulga elementidega. Ja süsinikdioksiid on süsinikmonooksiid.

Keemilise elemendi rakendamine

Vedelat lämmastikku kasutatakse meditsiinis külmraviks (krüoteraapia) ja ka toiduvalmistamisel külmutusagensina.

See element on leidnud laialdast rakendust ka tööstuses. Lämmastik on plahvatus- ja tulekindel gaas. Lisaks takistab see mädanemist ja oksüdeerumist. Nüüd kasutatakse lämmastikku kaevandustes plahvatuskindla keskkonna loomiseks. Gaasi lämmastikku kasutatakse naftakeemiatööstuses.

Keemiatööstuses on ilma lämmastikuta väga raske hakkama saada. Seda kasutatakse erinevate ainete ja ühendite, näiteks mõnede väetiste, ammoniaagi, lõhkeainete ja värvainete sünteesiks. Tänapäeval kasutatakse ammoniaagi sünteesiks suures koguses lämmastikku.

Toiduainetööstuses on see aine registreeritud toidu lisaainena.

Segu või puhas aine?

Isegi teadlased 18. sajandi esimesel poolel, kellel õnnestus keemiline element isoleerida, arvasid, et lämmastik on segu. Kuid nende mõistete vahel on suur erinevus.

Sellel on terve rida püsivaid omadusi, nagu koostis, füüsikalised ja keemilised omadused. Segu on ühend, mis sisaldab kahte või enamat keemilist elementi.

Nüüd teame, et lämmastik on puhas aine, kuna see on keemiline element.

Keemiat õppides on väga oluline mõista, et lämmastik on kogu keemia alus. See moodustab mitmesuguseid ühendeid, millega me kõik kokku puutume, sealhulgas naerugaasi, pruuni gaasi, ammoniaaki ja lämmastikhapet. Pole asjata, et koolis algab keemia sellise keemilise elemendi nagu lämmastik uurimisega.

Lämmastik(kreeka keelest azoos - elutu, lat. lämmastik), n, Mendelejevi perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067; värvitu gaas, lõhnatu ja maitsetu.

Ajalooline viide. Ammooniumiühendeid – soolpeetrit, lämmastikhapet, ammoniaaki – tunti ammu enne alumiiniumi saamist vabas olekus. 1772. aastal näitas D. Rutherford, põletades klaasist kellas fosforit ja muid aineid, et pärast põlemist järelejäänud gaas, mida ta nimetas "lämbutavaks õhuks", ei toeta hingamist ja põlemist. 1787. aastal tegi A. Lavoisier kindlaks, et õhku moodustavad "elutähtsad" ja "lämmatavad" gaasid on lihtsad ained, ning pakkus välja nimetuse "A." 1784. aastal näitas G. Cavendish, et A. on salpetri osa; Siit pärineb ka ladinakeelne nimi A. (hilisladinakeelsest sõnast nitrum – salpeeter ja kreeka sõnast gennao – sünnitan, tootan), mille pakkus 1790. aastal välja J. A. Chaptal. 19. sajandi alguseks. Selgitati välja lämmastiku keemiline inertsus vabas olekus ja selle ainuomane roll muude elementidega ühendites seotud lämmastikuna. Sellest ajast alates on õhu "sidumisest" saanud keemia üks olulisemaid tehnilisi probleeme.

Levimus looduses. A. on üks levinumaid elemente Maal ja selle põhiosa (umbes 4 × 10 15 T) on koondunud vabasse olekusse õhkkond.Õhus on vaba hapnikku (n2 molekulide kujul) 78,09% mahust (või 75,6% massist), arvestamata selle väiksemaid lisandeid ammoniaagi ja oksiidide kujul. Keskmine alumiiniumisisaldus litosfääris on 1,9? 10-3 massiprotsenti. A. looduslikud ühendid - ammooniumkloriid nh 4 cl ja mitmesugused nitraadid. Suured soolakogumid on iseloomulikud kuivale kõrbekliimale (Tšiili, Kesk-Aasia). Pikka aega oli nitraat peamine nitraatide tarnija tööstusele (nüüd on tööstuslik süntees nitraadi sidumisel esmatähtis ammoniaak alates A. õhk ja vesinik). Seotud A.-d leidub vähesel määral kivisöes (1-2,5%) ja naftas (0,02-1,5%), samuti jõgede, merede ja ookeanide vetes. A. koguneb muldadesse (0,1%) ja elusorganismidesse (0,3%).

Kuigi nimi "A." tähendab "elu mittesäilivat", tegelikult on see eluks vajalik element. Loomade ja inimeste valk sisaldab 16 - 17% A. Lihasööjate organismides tekib valk tänu tarbitud valguainetele, mis esinevad taimtoiduliste ja taimede organismides. Taimed sünteesivad valke, assimileerides mullas sisalduvaid, peamiselt anorgaanilisi lämmastikku sisaldavaid aineid. Märkimisväärses koguses A. satub mulda tänu lämmastikku siduvad mikroorganismid võimelised muutma vaba A. õhku A ühenditeks.

Looduses toimub lämmastiku tsükkel, milles peamist rolli mängivad mikroorganismid - nitroofivad, denitrifitseerivad, lämmastikku siduvad jne. Kuid tohutul hulgal seotud lämmastiku eraldamise tulemusena mullast taimede poolt ( eriti intensiivviljelusel) muutuvad mullad lämmastikuvaeseks.Põllumajandusele on omane defitsiit peaaegu kõikides riikides, loomakasvatuses esineb valgupuudust (“valgunälg”). Muldadel, kus on vähe saadaolevat A., arenevad taimed halvasti. Lämmastikväetised ja loomade valguline söötmine on kõige olulisem vahend põllumajanduse edendamisel. Inimese majandustegevus rikub hapnikuringet.Seega rikastab kütuse põlemine Austraalia atmosfääri ning väetisi tootvad tehased seovad õhku. Väetiste ja põllumajandussaaduste transport jaotab maapinnal hapnikku ümber.

A. on Päikesesüsteemis (vesiniku, heeliumi ja hapniku järel) arvukuselt neljas element.

Isotoobid, aatom, molekul. Looduslik alumiinium koosneb kahest stabiilsest isotoobist: 14 n (99,635%) ja 15 n (0,365%). 15n isotoopi kasutatakse keemilistes ja biokeemilistes uuringutes kui märgistatud aatom. Kunstlikest radioaktiivsetest isotoopidest on A. pikim poolestusaeg 13 n (t 1/2 = 10,08 min) , ülejäänud on väga lühiajalised. Atmosfääri ülemistes kihtides muutub kosmilisest kiirgusest neutronite mõjul 14 n radioaktiivseks süsiniku isotoobiks 14 c. Seda protsessi kasutatakse ka tuumareaktsioonides 14 c tootmiseks. Aatomi välimine elektronkiht koosneb 5 elektronist (üks üksik paar ja kolm paaritut – konfiguratsioon 2 s 2 2 lk 3) . Kõige sagedamini on alumiinium ühendites paaritute elektronide tõttu 3-kovalentne (nagu ammoniaagis nh 3). Üksiku elektronpaari olemasolu võib viia teise kovalentse sideme moodustumiseni ja A. muutub 4-kovalentseks (nagu ammooniumioonis nh 4 +). A. oksüdatsiooniastmed varieeruvad vahemikus +5 (n 2 0 5) kuni -3 (nh 3). Normaalsetes tingimustes moodustab A. vabas olekus molekuli n 2, kus n aatomit on omavahel ühendatud kolme kovalentse sidemega. A. molekul on väga stabiilne: selle dissotsiatsioonienergia aatomiteks on 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol) , seega isegi koos t Umbes 3300 °C juures on A. dissotsiatsiooniaste ainult umbes 0,1%.

Füüsilised ja keemilised omadused. A. õhust veidi kergem; tihedus 1,2506 kg/m3(temperatuuril 0 °C ja 101325 n/m 2 või 760 mmHg Art.) , t pl-209,86 °С, t kip-195,8 °C. A. vedeldub raskelt: selle kriitiline temperatuur on üsna madal (-147,1 ° C) ja kriitiline rõhk on kõrge 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); vedeliku tihedus A. 808 kg (m3. Vees lahustub A. vähem kui hapnik: temperatuuril 0 °C 1-s m 3 H 2 O lahustub 23.3 G A. Parem kui vees, A. lahustub mõnes süsivesinikes.

A. suhtleb suhteliselt madalatel temperatuuridel kuumutamisel ainult selliste aktiivsete metallidega nagu liitium, kaltsium, magneesium. A. reageerib enamiku teiste elementidega kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul. Hästi on uuritud A. ühendeid hapnikuga n 2 o, no, n 2 o 3, no 2 ja n 2 o 5. Neist elementide otsesel vastasmõjul (4000°c) oksiid ei teki, mis jahutamisel oksüdeerub kergesti edasi 2-dioksiidiks. Õhus tekivad atmosfääriheitmete käigus alumiiniumoksiidid. Neid võib saada ka hapniku ja hapniku segu kokkupuutel ioniseeriva kiirgusega. Kui vees lahustatakse vastavalt lämmastiku n 2 O 3 ja lämmastiku n 2 O 5 anhüdriidid, saame lämmastikhape hno2 ja Lämmastikhape hno 3, moodustades sooli - nitritid Ja nitraadid. A. ühineb vesinikuga ainult kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul ning see moodustub ammoniaak nh 3. Lisaks ammoniaagile on teada näiteks arvukalt teisi vesinikuga ammoniaagi ühendeid hüdrasiin h 2 n-nh 2, diimiid hn=nh, vesiniklämmastikhape hn 3 (h-n=n ? n), oktasoon n 8 h 14 jne; Enamik A. ühendeid vesinikuga eraldatakse ainult orgaaniliste derivaatide kujul. A. ei interakteeru otseselt halogeenidega, seetõttu saadakse kõik A. halogeniidid ainult kaudselt, näiteks lämmastikfluoriid nf 3 - fluori interaktsiooni kaudu ammoniaagiga. A. halogeniidid on reeglina väheresistentsed ühendid (erandiks on nf 3); A. oksühaliidid on stabiilsemad - nof, noci, nobr, n0 2 f ja no2ci. A. ei ühine ka otseselt väävliga; lämmastikväävel n 4 s 4 saadakse vedela väävli reaktsioonil ammoniaagiga. Kui kuum koks suhtleb alkoholiga, moodustub see tsüaan(cn).;. Kuumutades A. atsetüleeniga 2 h 2 kuni 1500 °C on võimalik saada vesiniktsüaniid hcn. Alumiiniumi koostoime metallidega kõrgel temperatuuril põhjustab moodustumist nitriidid(näiteks mg 3 n 2).

Kui tavaline A. puutub kokku elektrilahendustega [rõhk 130–270 n/m 2(1- 2 mmHg)] või nitriidide B, ti, mg ja Ca lagunemisel, samuti elektrilahenduste käigus õhus võib tekkida aktiivne alumiinium, mis on suurenenud energiavaruga alumiiniumi molekulide ja aatomite segu. Erinevalt molekulaarsest interakteerub aktiivne hapnik väga energiliselt hapniku, vesiniku, väävliauru, fosfori ja mõnede metallidega.

A. on osa paljudest olulistest orgaanilistest ühenditest ( amiinid, aminohapped, nitroühendid ja jne).

Kviitung ja avaldus. Laboris saab A.-d kergesti saada kontsentreeritud ammooniumnitriti lahuse kuumutamisel: nh4no2 = n 2 + 2h 2 O. Tehniline meetod A. saamiseks põhineb eelvedeldatud õhu eraldamisel, mis seejärel allutatakse. destilleerimiseks.

Põhiosa ekstraheeritud vabast ammoniaagist kasutatakse ammoniaagi tööstuslikuks tootmiseks, mida seejärel töödeldakse märkimisväärsetes kogustes lämmastikhappeks, väetisteks, lõhkeaineteks jne. Lisaks ammoniaagi otsesele sünteesile elementidest arendati 1905. aastal välja tsüaanamiid. , on ammoniaagi sidumisel tööstusliku tähtsusega.meetod, mis põhineb asjaolul, et 1000°c juures kaltsiumkarbiid(saadud lubja ja kivisöe segu kuumutamisel elektriahjus) reageerib vaba A-ga.: CaC + n -= cacn + C. kaltsiumtsüaanamiidülekuumenenud veeauruga kokkupuutel laguneb see ammoniaagi vabanemisega:

cacn+ZN 2 O=CaCO 3 +2nh 3 .

Vaba alumiiniumi kasutatakse paljudes tööstusharudes: inertse keskkonnana erinevates keemilistes ja metallurgilistes protsessides, vaba ruumi täitmiseks elavhõbedatermomeetrites, tuleohtlike vedelike pumpamisel jne. Vedelat alumiiniumi kasutatakse erinevates külmutusseadmetes. Seda hoitakse ja transporditakse terasest Dewari anumates, gaasiline A. kokkusurutud kujul - silindrites. Laialdaselt kasutatakse paljusid A ühendeid.Seotud A tootmine hakkas kiiresti arenema pärast 1. maailmasõda ja on nüüdseks saavutanud tohutud mõõtmed.

Lit.: Nekrasov B.V., Üldkeemia alused, 1. kd, M., 1965; Remi G., Anorgaanilise keemia kursus, tlk. saksa keelest, 1. köide, M., 1963: Seotud lämmastiku keemia ja tehnoloogia, [M.-L.], 1934; KHE, 1. kd, M., 1961.

  1. lämmastik – (Alchem.) Loominguline põhimõte Looduses, millest suurem osa on talletatud Astraalvalguses. Seda sümboliseerib kujund, mis kujutab risti (vt. Teosoofiline sõnaraamat
  2. Azoth – Az'ot (kindluskoht) (Joos. 13:3; Joosua 15:47; 1. Kuningate 5:1, 3.5-7; 1. Kuningate 6:17; 2. Ajaraamat 26:6; Neh.4: 7; Neh .13:23; Js.20:1; Jer.25:20; Am.1:8; Am.3:9; Sef.2:4; Sak.9:6; Apostlite teod 8:40) – üks viis peamist vilisti linna. Vihljantsevi piiblisõnaraamat
  3. lämmastik - lämmastik m. Keemiline element, värvitu ja lõhnatu gaas, mis moodustab põhiosa õhust ja on üks taimede toitumise põhielemente. Efremova selgitav sõnaraamat
  4. LÄMMASTIK - LÄMMASKIK (lat. Nitrogenium) - N, perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067. Nimi pärineb kreeka keelest a - eitav eesliide ja zoe - elu (ei toeta hingamist ja põlemist). Suur entsüklopeediline sõnastik
  5. lämmastik - lämmastik, pl. ei, m [kreeka keelest. neg. a ja zoe – elu]. Õhus leiduv värvitu ja lõhnatu gaas. || Keemiline element (keemiline). Suur võõrsõnade sõnastik
  6. lämmastik – laenatud prantsuse keelest keel 18. sajandil Franz. asoot on keemiku Lavoisier' uus moodustis (kreeka keeles a "mitte" ja zōos "elav"). Lämmastik tähendab sõna-sõnalt "ei anna elu". Vaata sama juurega zooloogiat. Shansky etümoloogiline sõnaraamat
  7. lämmastik - LÄMMAStik -a; m [prantsuse] azoot kreeka keelest. an- - mitte-, ilma- ja zōtikos - elu andmine]. Keemiline element (N), värvitu ja lõhnatu gaas, mis ei toeta hingamist ja põlemist (moodustab mahu ja massi järgi põhiosa õhust... Kuznetsovi seletav sõnaraamat
  8. lämmastik - AZ’OT, lämmastik, pl. ei, abikaasa (kreeka negatiivsest a ja zoe - elu). Õhus leiduv värvitu ja lõhnatu gaas. | Keemiline element (keemiline). Ušakovi seletav sõnaraamat
  9. Lämmastik - I (keemiline märk N, aatommass - 14) - üks keemilistest elementidest; värvitu gaas, millel pole lõhna ega maitset; vees väga vähe lahustuv. Selle erikaal on 0,972. Brockhausi ja Efroni entsüklopeediline sõnaraamat
  10. lämmastik - LÄMMAStik, a, m Keemiline element, värvitu ja lõhnatu gaas, õhu põhikomponent, mis on samuti osa valkudest ja nukleiinhapetest. | adj. lämmastik, aya, oh ja lämmastik, aya, oh. Lämmastik-, lämmastikhapped. Lämmastikväetised. Ožegovi seletav sõnaraamat
  11. Azoth – Ashdod (Ashdod), mida mainitakse esmakordselt Joosua 11:22 kui anakimi linna. Hiljem nimetati see viie suurema vilisti linnriigi hulgas koos Gaza, Aškeloni, Gati ja Ekroniga (Joosua 13:3; 1. Sam. 6:17). acc. Joosua 15:47... Brockhausi piiblientsüklopeedia
  12. Azoth – (kindlustatud koht; Joosua 11:22, 13:3, 15:47, Kohtumõistjate 1:18, Apostlite teod 8:40) – üks viiest vilistite peamisest linnast Vahemere idakaldal, Ekron ja Ascalon, 15 -ti või 20 eng. miili külani Gazast. Archimandrite piiblientsüklopeedia. Nikephoros
  13. lämmastik - LÄMMAStik (kreeka a-eesliitest, mis tähendab siin puudumist ja elu; lat. Lämmastik, nitrumist - salpeetrit ja kreeka gennao - sünnitan, tootan) N keemiline. element V gr. perioodiline tabel, kl. n. 7, kl. m 14,0067. Loodus Keemia entsüklopeedia
  14. lämmastik - -a, m. Keemiline element, värvitu ja lõhnatu gaas, mis ei toeta põlemist (moodustab mahu või massi järgi põhiosa õhust ja on üks taimede toitumise põhielemente). [prantsuse keel azoot kreeka keelest. ‘α- – mitte-, ilma- ja ζωή – elu] Väike akadeemiline sõnaraamat
  15. lämmastik – prantsuse – asoot. kreeka keeles – azoos (elutu). Sõna "lämmastik" on vene keeles tuntuks saanud ja kasutatud alates 18. sajandist. keemilise elemendi, värvitu gaasi teadusliku terminina. Semenovi etümoloogiline sõnaraamat
  16. Azoth – Azōtus, Ἄζωτος linn Palestiinas, mere lähedal. Selle vallutas Egiptuse Psammetichus (Hdt. 2.157), samuti Jonathan Maccabeus, kes selle hävitas. Aastal 56 eKr ehitas selle koos teiste linnadega uuesti prokonsul Gabinius. A. Vanas Testamendis, n. Esdud küla. Klassikalise antiigi sõnaraamat
  17. lämmastik - LÄMMAStik (kreeka keelest a- - eesliide, siin tähendab puudumist ja Joe - elu; lat. Nitrogenium), N, keemiline. element, värvitu gaas. Põhiline selle mass on koondunud atmosfääri vabas olekus. Põllumajandussõnastik
  18. lämmastik - lämmastik/. Morfeemilise õigekirja sõnastik
  19. LÄMMAStik – LÄMMASKIN (sümbol N), perioodilisuse tabeli V rühma kuuluv värvitu ja lõhnatu keemiline element. Avastati 1772. aastal ja seda leidub tavaliselt gaasi kujul. See on Maa atmosfääri põhikomponent (78% mahust). Teaduslik-tehniline sõnastik
  20. lämmastik - orf. lämmastik, -a Lopatini õigekirjasõnaraamat
  21. lämmastik – see sõna loodi kunstlikult 1787. aastal, kui selle gaasi nimetuse jaoks oli vaja teaduslikku terminit. Kuna see gaas ei toeta hingamist ja selle järgi sai ka nimi välja mõeldud... Krylovi etümoloogiline sõnaraamat
  22. Lämmastik - I Perioodilise süsteemi V rühma lämmastik (Nitrogenium, N) keemiline element D.I. Mendelejev, üks levinumaid keemilisi elemente looduses. Koosneb kõigist elusorganismidest... Meditsiiniline entsüklopeedia
  23. Lämmastik - N (lad. Nitrogenium * a. lämmastik; n. Stickstoff; f. asoot, lämmastik; i. lämmastik), - keemiline. V rühma element on perioodiline. Mendelejevi süsteem, at.sci. 7, kl. m 14,0067. Avatud 1772. aastal uurija D. Rutherford. Normaaltingimustes A. Mägede entsüklopeedia
  24. lämmastik - lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik, lämmastik Zaliznyaki grammatikasõnaraamat
  25. lämmastik - LÄMMAStik m.keemiline. alus, salpeetri põhielement; salpeet, salpeet, salpeet; See on ka meie õhu peamine koguseline komponent (lämmastik - 79 mahtu, hapnik - 21). Lämmastik, lämmastik, lämmastikku sisaldav lämmastik. Dahli seletav sõnaraamat
  26. lämmastik - nimisõna, sünonüümide arv: 8 gaas 55 mittemetall 17 lämmastik 1 organogeen 6 salpeet 3 salpeet 3 salpeet 3 element 159 Vene sünonüümide sõnastik
  27. lämmastik - LÄMMAStik -a m.asoot m.<�араб. 1787. Лексис.1. алхим. Первая материя металлов - металлическая ртуть. Сл. 18. Пустился он <�парацельс>maailma lõppu, pakkudes kõigile oma Laudanumi ja oma Azothi väga mõistliku hinna eest... Vene keele gallicismide sõnastik

Artikli sisu

LÄMMAStik, N (lämmastik), keemiline element (at. number 7) elementide perioodilisuse tabeli VA alarühm. Maa atmosfäär sisaldab 78% (mahu) lämmastikku. Et näidata, kui suured on need lämmastikuvarud, märgime, et maapinna iga ruutkilomeetri kohal on atmosfääris nii palju lämmastikku, et kuni 50 miljonit tonni naatriumnitraati või 10 miljonit tonni ammoniaaki (lämmastikuühend vesinikku) saab sellest saada, kuid see moodustab väikese osa maakoores sisalduvast lämmastikust. Vaba lämmastiku olemasolu näitab selle inertsust ja raskusi teiste elementidega suhtlemisel tavatemperatuuril. Fikseeritud lämmastik on osa nii orgaanilisest kui anorgaanilisest ainest. Taimed ja loomad sisaldavad valkudes süsiniku ja hapnikuga seotud lämmastikku. Lisaks on teada lämmastikku sisaldavad anorgaanilised ühendid nagu nitraadid (NO 3 –), nitritid (NO 2 –), tsüaniidid (CN –), nitriidid (N 3 –) ja asiidid (N 3 –), mida on võimalik saada suured kogused).

Ajalooline viide.

A. Lavoisier' katsed, mis olid pühendatud atmosfääri rolli uurimisele elu ja põlemisprotsesside säilitamisel, kinnitasid suhteliselt inertse aine olemasolu atmosfääris. Põlemisel järelejäänud gaasi elementaarset olemust tuvastamata nimetas Lavoisier seda asoodiks, mis tähendab vanakreeka keeles "elutu". 1772. aastal tegi Edinburghist pärit D. Rutherford kindlaks, et see gaas on element, ja nimetas seda "kahjulikuks õhuks". Lämmastiku ladinakeelne nimetus tuleneb kreekakeelsetest sõnadest nitron ja gen, mis tähendab "soolpeetrit moodustav".

Lämmastiku sidumine ja lämmastiku tsükkel.

Termin "lämmastiku sidumine" viitab õhulämmastiku N 2 fikseerimise protsessile. Looduses võib see juhtuda kahel viisil: kas kaunviljad, nagu hernes, ristik ja soja, koguvad oma juurtele mügarikud, milles lämmastikku siduvad bakterid muudavad selle nitraatideks, või oksüdeeritakse õhulämmastik välgu tingimustes hapniku toimel. S. Arrhenius leidis, et nii fikseeritakse aastas kuni 400 miljonit tonni lämmastikku. Atmosfääris ühinevad lämmastikoksiidid vihmaveega, moodustades lämmastik- ja lämmastikhappeid. Lisaks on kindlaks tehtud, et vihma ja lumega on u. 6700 g lämmastikku; pinnasesse jõudes muutuvad nad nitrititeks ja nitraatideks. Taimed kasutavad taimsete valkude moodustamiseks nitraate. Nendest taimedest toituvad loomad assimileerivad taimede valgulisi aineid ja muudavad need loomseteks valkudeks. Pärast loomade ja taimede hukkumist need lagunevad ja lämmastikuühendid muutuvad ammoniaagiks. Ammoniaaki kasutatakse kahel viisil: bakterid, mis ei moodusta nitraate, lagundavad selle elementideks, vabastades lämmastikku ja vesinikku ning teised bakterid moodustavad sellest nitriteid, mille teised bakterid oksüdeerivad nitraatideks. Nii toimubki looduses lämmastikuringe ehk lämmastikuringe.

Tuuma ja elektronkihtide ehitus.

Looduses on kaks stabiilset lämmastiku isotoopi: massiarvuga 14 (sisaldab 7 prootonit ja 7 neutronit) ja massiarvuga 15 (sisaldab 7 prootonit ja 8 neutronit). Nende suhe on 99,635:0,365, seega on lämmastiku aatommass 14,008. Ebastabiilsed lämmastiku isotoobid 12 N, 13 N, 16 N, 17 N saadi kunstlikult. Skemaatiliselt on lämmastikuaatomi elektrooniline struktuur järgmine: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Järelikult sisaldab välimine (teine) elektronkiht 5 elektroni, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises; lämmastikuorbitaalid suudavad vastu võtta ka elektrone, s.t. oksüdatsiooniastmega (–III) kuni (V) ühendite moodustumine on võimalik ja need on teada.

Molekulaarne lämmastik.

Gaasi tiheduse määramisel on kindlaks tehtud, et lämmastiku molekul on kaheaatomiline, s.o. lämmastiku molekulvalem on Nє N (või N 2). Kahel lämmastikuaatomil on kolm välist 2 lk-iga aatomi elektronid moodustavad kolmiksideme:N:::N:, moodustades elektronpaare. Mõõdetud N-N aatomitevaheline kaugus on 1,095 Å. Nagu vesiniku puhul ( cm. VESINIK), on lämmastiku molekulid, millel on erinevad tuumaspinnid – sümmeetrilised ja antisümmeetrilised. Tavalistel temperatuuridel on sümmeetriliste ja antisümmeetriliste vormide suhe 2:1. Tahkes olekus on teada kaks lämmastiku modifikatsiooni: a– kuup- ja b– kuusnurkne üleminekutemperatuuriga a ® b–237,39° C. Modifikatsioon b sulab temperatuuril –209,96 °C ja keeb temperatuuril –195,78 °C 1 atm juures ( cm. laud 1).

Molekulaarse lämmastiku mooli (28,016 g ehk 6,023 H 10 23 molekuli) dissotsiatsioonienergia aatomiteks (N 2 2N) on ligikaudu –225 kcal. Seetõttu võib aatomi lämmastik tekkida vaikse elektrilahenduse ajal ja on keemiliselt aktiivsem kui molekulaarne lämmastik.

Kviitung ja avaldus.

Elementaarse lämmastiku saamise meetod sõltub nõutavast puhtusest. Ammoniaagi sünteesiks saadakse suurtes kogustes lämmastikku, samas kui väikesed väärisgaaside segud on vastuvõetavad.

Lämmastik atmosfäärist.

Majanduslikult on lämmastiku eraldumine atmosfäärist tingitud puhastatud õhu veeldamise meetodi odavusest (eemaldatakse veeaur, CO 2, tolm ja muud lisandid). Sellise õhu järjestikused kokkusurumise, jahutamise ja paisumise tsüklid viivad selle veeldamiseni. Vedel õhk destilleeritakse aeglase temperatuuri tõusuga fraktsioneerivalt. Kõigepealt eralduvad väärisgaasid, seejärel lämmastik ja alles jääb vedel hapnik. Puhastamine saavutatakse korduvate fraktsioneerimisprotsessidega. Selle meetodi abil toodetakse aastas miljoneid tonne lämmastikku, peamiselt ammoniaagi sünteesiks, mis on lähteaineks erinevate lämmastikku sisaldavate ühendite tootmistehnoloogias tööstuses ja põllumajanduses. Lisaks kasutatakse sageli puhastatud lämmastiku atmosfääri, kui hapniku olemasolu on vastuvõetamatu.

Laboratoorsed meetodid.

Lämmastikku saab laboris väikestes kogustes erinevatel viisidel oksüdeerides ammoniaaki või ammooniumiooni, näiteks:

Ammooniumioonide oksüdeerimine nitritiooniga on väga mugav:

Tuntud on ka teisi meetodeid - asiidide lagunemine kuumutamisel, ammoniaagi lagunemine vask(II)oksiidiga, nitritite interaktsioon sulfaamhappe või karbamiidiga:

Ammoniaagi katalüütiline lagunemine kõrgel temperatuuril võib samuti tekitada lämmastikku:

Füüsikalised omadused.

Mõned lämmastiku füüsikalised omadused on toodud tabelis. 1.

Tabel 1. MÕNED LÄMMASKU FÜÜSIKALISED OMADUSED
Tihedus, g/cm3 0,808 (vedelik)
Sulamistemperatuur, °C –209,96
Keemistemperatuur, °C –195,8
Kriitiline temperatuur, °C –147,1
Kriitiline rõhk, atm a 33,5
Kriitiline tihedus, g/cm 3 a 0,311
Erisoojusmaht, J/(molCH) 14,56 (15 °C)
Elektronegatiivsus Paulingu järgi 3
kovalentne raadius, 0,74
Kristalli raadius, 1,4 (M 3–)
Ionisatsioonipotentsiaal, V b
esiteks 14,54
teiseks 29,60
a Temperatuur ja rõhk, mille juures vedela ja gaasilise lämmastiku tihedus on sama.
b Energiahulk, mis on vajalik esimeste väliste ja järgnevate elektronide eemaldamiseks 1 mooli aatomlämmastiku kohta.

Keemilised omadused.

Nagu juba märgitud, on lämmastiku valdav omadus normaalsetes temperatuuri- ja rõhutingimustes selle inertsus või madal keemiline aktiivsus. Lämmastiku elektrooniline struktuur sisaldab elektronpaari 2 s-tase ja kolm poolenisti täidetud 2 R-orbitaalid, seega ei suuda üks lämmastikuaatom siduda rohkem kui nelja teist aatomit, s.t. selle koordineerimisnumber on neli. Aatomi väike suurus piirab ka sellega seostatavate aatomite või aatomirühmade arvu. Seetõttu ei ole paljudel VA alarühma teiste liikmete ühenditel kas üldse analooge lämmastikuühendite hulgas või osutuvad sarnased lämmastikuühendid ebastabiilseteks. Seega on PCl5 stabiilne ühend, kuid NCl5 ei eksisteeri. Lämmastikuaatom on võimeline siduma teise lämmastikuaatomiga, moodustades mitu üsna stabiilset ühendit, nagu hüdrasiin N 2 H 4 ja metalliasiidid MN 3. Seda tüüpi side on keemiliste elementide jaoks ebatavaline (välja arvatud süsinik ja räni). Kõrgendatud temperatuuril reageerib lämmastik paljude metallidega, moodustades osaliselt ioonseid nitriide M x N y. Nendes ühendites on lämmastik negatiivselt laetud. Tabelis Tabelis 2 on toodud oksüdatsiooniastmed ja vastavate ühendite näited.

Nitriidid.

Elektropositiivsemate elementide, metallide ja mittemetallidega lämmastikuühendid – nitriidid – on sarnased karbiidide ja hüdriididega. Sõltuvalt M-N sideme olemusest võib neid jagada ioonseks, kovalentseks ja vahepealse sidemetüübiga sidemeteks. Reeglina on need kristalsed ained.

Ioonsed nitriidid.

Nende ühendite sidumine hõlmab elektronide ülekandmist metallilt lämmastikule, et moodustada N3-ioon. Selliste nitriidide hulka kuuluvad Li3N, Mg3N2, Zn3N2 ja Cu3N2. Peale liitiumi ei moodusta teised leelismetallid nitriidide IA alarühmi. Ioonsetel nitriididel on kõrge sulamistemperatuur ja need reageerivad veega, moodustades NH3 ja metallihüdroksiidid.

Kovalentsed nitriidid.

Kui lämmastiku elektronid osalevad sideme moodustumisel koos teise elemendi elektronidega, kandmata neid lämmastikust teisele aatomile, tekivad kovalentse sidemega nitriidid. Vesiniknitriidid (nagu ammoniaak ja hüdrasiin) on täiesti kovalentsed, nagu ka lämmastikhalogeniidid (NF 3 ja NCl 3). Kovalentsed nitriidid hõlmavad näiteks Si 3 N 4, P 3 N 5 ja BN - väga stabiilseid valgeid aineid ning BN-l on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuusnurkne ja teemanditaoline. Viimane moodustub kõrgel rõhul ja temperatuuril ning selle kõvadus on lähedane teemandi kõvadusele.

Vahetüüpi sidemega nitriidid.

Üleminekuelemendid reageerivad kõrgel temperatuuril NH3-ga, moodustades ebatavalise ühendite klassi, milles lämmastikuaatomid on jaotunud korrapäraste vahedega metalliaatomite vahel. Nendes ühendites puudub selge elektronide nihe. Selliste nitriidide näideteks on Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Need ühendid on tavaliselt täiesti inertsed ja hea elektrijuhtivusega.

Lämmastiku vesinikühendid.

Lämmastik ja vesinik reageerivad, moodustades ühendeid, mis meenutavad ähmaselt süsivesinikke. Vesiniknitraatide stabiilsus väheneb lämmastikuaatomite arvu suurenemisega ahelas, erinevalt süsivesinikest, mis on pikkades ahelates stabiilsed. Kõige olulisemad vesiniknitriidid on ammoniaak NH 3 ja hüdrasiin N 2 H 4. Nende hulka kuulub ka vesiniklämmastikhape HNNN (HN 3).

Ammoniaak NH3.

Ammoniaak on kaasaegse majanduse üks olulisemaid tööstustooteid. 20. sajandi lõpus. USA tootis u. 13 miljonit tonni ammoniaaki aastas (veevaba ammoniaagi osas).

Molekuli struktuur.

NH3 molekulil on peaaegu püramiidne struktuur. H-N-H sideme nurk on 107°, mis on lähedane tetraeedrilisele nurgale 109°. Üksik elektronpaar on samaväärne ühendatud rühmaga, mille tulemuseks on lämmastiku koordinatsiooniarv 4 ja lämmastik asub tetraeedri keskel.

Ammoniaagi omadused.

Tabelis on toodud mõned ammoniaagi füüsikalised omadused võrreldes veega. 3.

Ammoniaagi keemis- ja sulamistemperatuurid on palju madalamad kui vee omad, hoolimata molekulmasside sarnasusest ja molekulaarstruktuuri sarnasusest. Seda seletatakse molekulidevaheliste sidemete suhteliselt suurema tugevusega vees kui ammoniaagis (sellisi molekulidevahelisi sidemeid nimetatakse vesiniksidemeteks).

Ammoniaak lahustina.

Vedela ammoniaagi kõrge dielektriline konstant ja dipoolmoment võimaldavad seda kasutada polaarsete või ioonsete anorgaaniliste ainete lahustina. Ammoniaagi lahusti on vahepealsel positsioonil vee ja orgaaniliste lahustite, näiteks etüülalkoholi, vahel. Leelis- ja leelismuldmetallid lahustuvad ammoniaagis, moodustades tumesinised lahused. Võib oletada, et valentselektronide solvatatsioon ja ionisatsioon toimub lahuses vastavalt skeemile

Sinine värv on seotud lahustumise ja elektronide liikumisega või vedelikus olevate "aukude" liikuvusega. Naatriumi kõrge kontsentratsiooni korral vedelas ammoniaagis omandab lahus pronksise värvuse ja on kõrge elektrijuhtivusega. Seondumata leelismetalli saab sellisest lahusest eraldada ammoniaagi aurustamise või naatriumkloriidi lisamisega. Metallide lahused ammoniaagis on head redutseerijad. Autoioniseerumine toimub vedelas ammoniaagis

sarnane vees toimuvale protsessile:

Mõlema süsteemi mõningaid keemilisi omadusi võrreldakse tabelis. 4.

Vedelal ammoniaagil kui lahustil on eelis teatud juhtudel, kui vees ei ole võimalik reaktsioone läbi viia komponentide kiire koostoime tõttu veega (näiteks oksüdatsioon ja redutseerimine). Näiteks vedelas ammoniaagis reageerib kaltsium KCl-ga, moodustades CaCl2 ja K, kuna CaCl2 ei lahustu vedelas ammoniaagis ja K on lahustuv ning reaktsioon kulgeb täielikult. Vees on selline reaktsioon võimatu Ca kiire koostoime tõttu veega.

Ammoniaagi tootmine.

Ammooniumisooladest eraldub gaasiline NH3 tugeva aluse, näiteks NaOH, toimel:

Meetod on rakendatav laboritingimustes. Väikesemahuline ammoniaagi tootmine põhineb ka nitriidide, näiteks Mg 3 N 2 hüdrolüüsil veega. Kaltsiumtsüaanamiid CaCN 2 moodustab veega suhtlemisel ka ammoniaaki. Peamine tööstuslik meetod ammoniaagi tootmiseks on selle katalüütiline süntees õhulämmastikust ja vesinikust kõrgel temperatuuril ja rõhul:

Selle sünteesi jaoks mõeldud vesinik saadakse süsivesinike termilise krakkimise, veeauru toimel kivisöele või rauale, alkoholide lagunemisel veeauruga või vee elektrolüüsil. Ammoniaagi sünteesiks on saadud palju patente, mis erinevad protsessi tingimuste (temperatuur, rõhk, katalüsaator) poolest. On olemas tööstusliku tootmise meetod söe termilise destilleerimise teel. F. Haberi ja K. Boschi nimed on seotud ammoniaagi sünteesi tehnoloogilise arenguga.

Tabel 4. REAKTSIOONIDE VÕRDLUS VEE- JA AMMONIAAGIKESKKONNAS
Veekeskkond Ammoniaagi keskkond
Neutraliseerimine
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hüdrolüüs (protolüüs)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Asendamine
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 Zn + 2NH4 + ® Zn 2+ + 2NH3 + H2
Lahendus (komplekseerumine)
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoteersus
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH)2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Ammoniaagi keemilised omadused.

Lisaks tabelis mainitud reaktsioonidele. 4, ammoniaak reageerib veega, moodustades ühendi NH 3 N H 2 O, mida sageli peetakse ekslikult ammooniumhüdroksiidiks NH 4 OH; tegelikult ei ole NH 4 OH olemasolu lahuses tõestatud. Ammoniaagi vesilahus ("ammoniaak") koosneb valdavalt NH 3, H 2 O ning dissotsiatsiooni käigus tekkinud väikestes kontsentratsioonides NH 4 + ja OH – ioonidest

Ammoniaagi põhiolemust seletatakse lämmastiku:NH 3 üksiku elektronpaari olemasoluga. Seetõttu on NH3 Lewise alus, millel on kõrgeim nukleofiilne aktiivsus, mis avaldub seostumisel prootoni või vesinikuaatomi tuumaga:

Iga ioon või molekul, mis on võimeline vastu võtma elektronpaari (elektrofiilne ühend), reageerib NH3-ga, moodustades koordinatsiooniühendi. Näiteks:

Sümbol M n+ tähistab siirdemetalli iooni (perioodilisuse tabeli B-alarühm, näiteks Cu 2+, Mn 2+ jne). Iga protoonne (st H-d sisaldav) hape reageerib vesilahuses oleva ammoniaagiga, moodustades ammooniumsoolasid, nagu ammooniumnitraat NH 4 NO 3, ammooniumkloriid NH 4 Cl, ammooniumsulfaat (NH 4) 2 SO 4, ammooniumfosfaat (NH 4) 4) 3 PO 4. Neid sooli kasutatakse laialdaselt põllumajanduses väetisena lämmastiku mulda viimiseks. Ammooniumnitraati kasutatakse ka odava lõhkeainena; seda kasutati esmakordselt koos naftakütusega (diisliõli). Ammoniaagi vesilahust kasutatakse otse pinnasesse viimiseks või kastmisveega. Ammoniaagist ja süsihappegaasist sünteesil saadud karbamiid NH 2 CONH 2 on samuti väetis. Gaasiline ammoniaak reageerib metallidega nagu Na ja K, moodustades amiide:

Ammoniaak reageerib ka hüdriidide ja nitriididega, moodustades amiide:

Leelismetalli amiidid (näiteks NaNH 2) reageerivad kuumutamisel N 2 O-ga, moodustades asiide:

Gaasiline NH3 redutseerib raskmetallide oksiidid kõrgel temperatuuril metallideks, ilmselt vesiniku tõttu, mis tekib ammoniaagi lagunemisel N 2 ja H 2:

NH 3 molekulis olevad vesinikuaatomid võib asendada halogeeniga. Jood reageerib kontsentreeritud NH 3 lahusega, moodustades NI 3 sisaldavate ainete segu. See aine on väga ebastabiilne ja plahvatab väikseima mehaanilise löögi korral. Kui NH 3 reageerib Cl 2-ga, tekivad klooramiinid NCl 3, NHCl 2 ja NH 2 Cl. Kui ammoniaak puutub kokku naatriumhüpokloriti NaOCl-ga (moodustub NaOH-st ja Cl2-st), on lõpptooteks hüdrasiin:

Hüdrasiin.

Ülaltoodud reaktsioonid on meetod hüdrasiinmonohüdraadi valmistamiseks koostisega N 2 H 4 P H 2 O. Veevaba hüdrasiin saadakse monohüdraadi spetsiaalsel destilleerimisel BaO või muude vett eemaldavate ainetega. Hüdrasiini omadused on veidi sarnased vesinikperoksiidiga H 2 O 2. Puhas veevaba hüdrasiin on värvitu hügroskoopne vedelik, keeb temperatuuril 113,5 °C; lahustub hästi vees, moodustades nõrga aluse

Happelises keskkonnas (H +) moodustab hüdrasiin lahustuvaid + X – tüüpi hüdrasooniumsooli. Hüdrasiini ja mõnede selle derivaatide (nt metüülhüdrasiin) hapnikuga reageerimise lihtsus võimaldab seda kasutada vedela raketikütuse komponendina. Hüdrasiin ja kõik selle derivaadid on väga mürgised.

Lämmastikoksiidid.

Hapnikuga ühendites on lämmastikus kõik oksüdatsiooniastmed, moodustades oksiidid: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Lämmastikperoksiidide (NO 3, NO 4) tekke kohta on vähe teavet. 2HNO2. Puhast N 2 O 3 saab madalatel temperatuuridel (-20

Toatemperatuuril on NO 2 tumepruun gaas, millel on paardumata elektroni olemasolu tõttu magnetilised omadused. Temperatuuridel alla 0 °C dimeriseerub NO 2 molekul dilämmastiktetroksiidiks ja –9,3 °C juures toimub täielik dimerisatsioon: 2NO 2 N 2 O 4. Vedelas olekus on ainult 1% NO 2 dimeriseerimata ja 100° C juures jääb 10% N 2 O 4 dimeeri kujul.

NO 2 (või N 2 O 4) reageerib soojas vees, moodustades lämmastikhappe: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO 2 tehnoloogia on seetõttu väga oluline vaheetapina tööstuslikult olulise toote – lämmastikhappe – valmistamisel.

Lämmastikoksiid (V)

N2O5( aegunud. lämmastikanhüdriid) on valge kristalne aine, mis saadakse lämmastikhappe dehüdraatimisel fosforoksiidi P 4 O 10 juuresolekul:

2MX + H2N2O2. Lahuse aurustamisel tekib valge lõhkeaine eeldatava struktuuriga H–O–N=N–O–H.

Lämmastikhape

HNO 2 puhtal kujul ei eksisteeri, kuid baariumnitritile väävelhappe lisamisel moodustuvad selle madala kontsentratsiooniga vesilahused:

Lämmastikhape tekib ka siis, kui NO ja NO 2 (või N 2 O 3) ekvimolaarne segu lahustatakse vees. Lämmastikhape on veidi tugevam kui äädikhape. Selles sisalduva lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3 (struktuur on H–O–N=O), s.o. see võib olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija. Redutseerivate ainete mõjul redutseeritakse see tavaliselt NO-ks ja oksüdeerivate ainetega suhtlemisel oksüdeeritakse lämmastikhappeks.

Mõnede ainete, näiteks metallide või jodiidioonide lahustumiskiirus lämmastikhappes sõltub lisandina esineva lämmastikhappe kontsentratsioonist. Lämmastikhappe soolad - nitritid - lahustuvad vees hästi, välja arvatud hõbenitrit. NaNO 2 kasutatakse värvainete tootmisel.

Lämmastikhape

HNO 3 on peamise keemiatööstuse üks olulisemaid anorgaanilisi tooteid. Seda kasutatakse paljude teiste anorgaaniliste ja orgaaniliste ainete tehnoloogiates, nagu lõhkeained, väetised, polümeerid ja kiud, värvained, ravimid jne.

Kirjandus:

Lämmastikuhoidja kataloog. M., 1969
Nekrasov B.V. Üldkeemia alused. M., 1973
Lämmastiku sidumise probleemid. Anorgaaniline ja füüsikaline keemia. M., 1982