DEFINITION
Stickstoff- das siebte Element des Periodensystems. Bezieht sich auf Nichtmetalle. Befindet sich in der zweiten Periode V der Gruppe A-Untergruppe.
Die Seriennummer ist 7. Die Kernladung beträgt +7. Atomgewicht - 14.007 amu. In der Natur kommen zwei Stickstoffisotope vor: 14 N – 99,635 % und 15 N – 0,365 % (ihre Prozentsätze sind in Klammern angegeben).
Elektronische Struktur des Stickstoffatoms
Das Stickstoffatom hat wie alle Elemente der zweiten Periode zwei Schalen. Die Gruppennummer -V - gibt an, dass die äußere elektronische Ebene des Stickstoffatoms 5 Valenzelektronen enthält.
Reis. 1. Schematischer Aufbau des Stickstoffatoms.
Die elektronische Konfiguration des Grundzustands wird wie folgt geschrieben:
1s 2 2s 2 2p 3 .
Stickstoff ist ein Element der p-Familie. Das Energiediagramm für Valenzelektronen im nicht angeregten Zustand sieht wie folgt aus:
Es gibt keinen aufgeregten Zustand. Basierend auf der Anzahl der ungepaarten Elektronen können wir sagen, dass Stickstoff in Verbindungen die Wertigkeit III aufweist. Die Wertigkeit wird jedoch auch durch die Gruppennummer (V) bestimmt, daher kann Stickstoff zwei Wertigkeiten aufweisen – III und V.
Reis. 2. Räumliche Darstellung der Struktur des Stickstoffatoms.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
STICKSTOFF
N (Stickstoffium),
chemisches Element (Nummer 7) VA-Untergruppe des Periodensystems der Elemente. Die Erdatmosphäre enthält 78 Vol.-% Stickstoff. Um zu zeigen, wie groß diese Stickstoffreserven sind, stellen wir fest, dass in der Atmosphäre über jedem Quadratkilometer der Erdoberfläche so viel Stickstoff vorhanden ist, dass bis zu 50 Millionen Tonnen Natriumnitrat oder 10 Millionen Tonnen Ammoniak (eine Verbindung von Stickstoff) entstehen Daraus lässt sich Wasserstoff (Wasserstoff) gewinnen. Dieser stellt einen kleinen Teil des in der Erdkruste enthaltenen Stickstoffs dar. 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. Pflanzen und Tiere enthalten Stickstoff, der in Proteinen an Kohlenstoff und Sauerstoff gebunden ist. Darüber hinaus sind stickstoffhaltige anorganische Verbindungen wie Nitrate (NO3-), Nitrite (NO2-), Cyanide (CN-), Nitride (N3-) und Azide (N3-) bekannt und in großen Mengen erhältlich.
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, die „salpeterbildend“ bedeuten.
Stickstofffixierung und Stickstoffkreislauf. Der Begriff „Stickstofffixierung“ bezeichnet den Prozess der Fixierung von Luftstickstoff N2. 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 (N enthält 7 Protonen und 7 Neutronen) und mit der Massenzahl 15 (enthält 7 Protonen und 8 Neutronen). Ihr Verhältnis beträgt 99,635:0,365, die Atommasse von Stickstoff beträgt also 14,008. Die instabilen Stickstoffisotope 12N, 13N, 16N, 17N wurden künstlich gewonnen. Schematisch sieht die elektronische Struktur des Stickstoffatoms wie folgt aus: 1s22s22px12py12pz1. Folglich enthält die äußere (zweite) Elektronenhülle 5 Elektronen, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können; Stickstofforbitale können auch Elektronen aufnehmen, d.h. Die Bildung von Verbindungen mit Oxidationsstufen von (-III) bis (V) ist möglich und bekannt.
Siehe auch ATOMSTRUKTUR.
Molekularer Stickstoff. Aus Messungen der Gasdichte wurde festgestellt, dass das Stickstoffmolekül zweiatomig ist, d. h. Die Summenformel von Stickstoff lautet NєN (oder N2). Bei zwei Stickstoffatomen bilden die drei äußeren 2p-Elektronen jedes Atoms eine Dreifachbindung:N:::N: und bilden Elektronenpaare. Der gemessene interatomare N-N-Abstand beträgt 1,095. Wie beim Wasserstoff (siehe 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 einer Übergangstemperatur a (r) b –237,39 °C. Modifikation b schmilzt bei –209,96 °C und siedet bei –195,78 °C bei 1 atm (siehe Tabelle 1). Die Dissoziationsenergie eines Mols (28,016 g oder 6,023 * 10 23 Moleküle) molekularen Stickstoffs in Atome (N2 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. Für die Ammoniaksynthese wird Stickstoff in großen Mengen 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, CO2, 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 – Zersetzung von Aziden beim Erhitzen, Zersetzung von Ammoniak mit Kupfer(II)-oxid, Wechselwirkung von Nitriten mit Sulfaminsäure oder Harnstoff:
Durch die katalytische Zersetzung von Ammoniak bei hohen Temperaturen kann auch Stickstoff entstehen:
Physikalische Eigenschaften. Einige physikalische Eigenschaften von Stickstoff sind in der Tabelle aufgeführt. 1.
Tabelle 1. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF
Dichte, g/cm3 0,808 (flüssig) Schmelzpunkt, °C -209,96 Siedepunkt, °C -195,8 Kritische Temperatur, °C -147,1 Kritischer Druck, atma 33,5 Kritische Dichte, g/cm3 a 0,311 Spezifische Wärme, J/(mol ) 14,56 (15° C) Pauling-Elektronegativität 3 Kovalenter Radius, 0,74 Kristallradius, 1,4 (M3-) Ionisationspotential, Wb
erster 14,54 zweiter 29,60
A Temperatur und Druck, bei denen die Dichte von flüssigem und gasförmigem Stickstoff gleich ist.
B Die Energiemenge, die erforderlich ist, um das erste und das nächste äußere Elektron pro 1 Mol atomaren Stickstoff 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 auf der 2s-Ebene und drei halbgefüllte 2p-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. PCl5 ist also eine stabile Verbindung, NCl5 existiert jedoch nicht. Ein Stickstoffatom ist in der Lage, sich mit einem anderen Stickstoffatom zu verbinden und mehrere recht stabile Verbindungen zu bilden, wie zum Beispiel Hydrazin N2H4 und Metallazide MN3. Diese Art der Bindung ist für chemische Elemente (mit Ausnahme von Kohlenstoff und Silizium) ungewöhnlich. Bei erhöhten Temperaturen reagiert Stickstoff mit vielen Metallen unter Bildung teilweise ionischer Nitride MxNy. In diesen Verbindungen ist Stickstoff negativ geladen. In der Tabelle Tabelle 2 zeigt die Oxidationsstufen und Beispiele entsprechender Verbindungen.
Tabelle 2. OXIDATIONSZUSTÄNDE VON STICKSTOFF UND ENTSPRECHENDEN VERBINDUNGEN
Oxidationsstufe Beispiele für Verbindungen
-III Ammoniak NH3, Ammoniumion NH4+, Nitride M3N2 -II Hydrazin N2H4 -I Hydroxylamin NH2OH I Natriumhyponitrit Na2N2O2, Stickoxid(I) N2O II Stickoxid(II) NO III Stickoxid N2O3, Natriumnitrit NaNO2 IV Oxidstickstoff(IV ) NO2, Dimer N2O4 V Stickoxid (V) N2O5, Salpetersäure HNO3 und ihre Salze (Nitrate) 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 Li3N, Mg3N2, Zn3N2 und Cu3N2. Außer Lithium bilden andere Alkalimetalle keine IA-Untergruppen der Nitride. Ionische Nitride haben hohe Schmelzpunkte und reagieren mit Wasser unter Bildung von NH3 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 Nitride mit einer kovalenten Bindung. Wasserstoffnitride (wie Ammoniak und Hydrazin) sind vollständig kovalent, ebenso wie Stickstoffhalogenide (NF3 und NCl3). Zu den kovalenten Nitriden zählen beispielsweise Si3N4, P3N5 und BN – hochstabile weiße Substanzen, wobei BN zwei allotrope Modifikationen aufweist: hexagonal und diamantartig. Letzterer entsteht bei hohen Drücken und Temperaturen und weist eine Härte auf, die der von Diamant nahe kommt.
Nitride mit einem mittleren Bindungstyp.Übergangselemente reagieren mit NH3 bei hohen Temperaturen 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 Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Diese Verbindungen sind in der Regel völlig inert und weisen eine gute elektrische Leitfähigkeit auf.
Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs. Stickstoff und Wasserstoff interagieren und bilden Verbindungen, die vage Kohlenwasserstoffen ähneln (siehe auch ORGANISCHE CHEMIE). 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 NH3 und Hydrazin N2H4. Dazu gehört auch Hydrosalpetersäure HNNN (HN3).
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 NH3-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.
Tabelle 3. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON AMMONIAK UND WASSER
Die Siede- und Schmelzpunkte von Ammoniak sind trotz der Ähnlichkeit der Molekulargewichte und der Ähnlichkeit der Molekülstruktur viel niedriger als die von Wasser. Dies erklärt sich aus der relativ größeren Stärke der intermolekularen Bindungen in Wasser als in Ammoniak (solche intermolekularen Bindungen werden Wasserstoffbrückenbindungen genannt).
Ammoniak als Lösungsmittel. Die hohe Dielektrizitätskonstante und das Dipolmoment von flüssigem Ammoniak ermöglichen die Verwendung als Lösungsmittel für polare oder ionische anorganische Substanzen. Das Lösungsmittel Ammoniak nimmt eine Zwischenstellung zwischen Wasser und organischen Lösungsmitteln wie Ethylalkohol ein. 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 Prozess, der im Wasser abläuft
Einige chemische Eigenschaften beider Systeme werden in der Tabelle verglichen. 4. Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel ist in manchen Fällen von Vorteil, wenn es aufgrund der schnellen Wechselwirkung der Komponenten mit Wasser (z. B. Oxidation und Reduktion) nicht möglich ist, Reaktionen in Wasser durchzuführen. Beispielsweise reagiert Calcium in flüssigem Ammoniak mit KCl unter Bildung von CaCl2 und K, da CaCl2 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 NH3 freigesetzt:
Die Methode ist unter Laborbedingungen anwendbar. Auch die Ammoniakproduktion im kleinen Maßstab basiert auf der Hydrolyse von Nitriden wie Mg3N2 mit Wasser. Auch Calciumcyanamid CaCN2 bildet bei Wechselwirkung mit Wasser 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. Es gibt eine Methode der industriellen Produktion durch thermische Destillation von Kohle. Die Namen F. Haber und K. Bosch sind mit der technologischen Entwicklung der Ammoniaksynthese verbunden.
Chemische Eigenschaften von Ammoniak. Zusätzlich zu den in der Tabelle genannten Reaktionen. 4, Ammoniak reagiert mit Wasser unter Bildung der Verbindung NH3НH2O, die oft fälschlicherweise als Ammoniumhydroxid NH4OH bezeichnet wird; Tatsächlich wurde die Existenz von NH4OH in Lösung nicht nachgewiesen. Eine wässrige Lösung von Ammoniak („Ammoniak“) besteht überwiegend aus NH3, H2O und geringen Konzentrationen an NH4+- und OH--Ionen, die während der Dissoziation entstehen
Die grundlegende Natur von Ammoniak wird durch das Vorhandensein eines freien Elektronenpaars Stickstoff:NH3 erklärt. Daher ist NH3 eine Lewis-Base mit der höchsten nukleophilen Aktivität, die sich in Form der Assoziation mit dem Proton oder dem Kern des Wasserstoffatoms manifestiert:
Jedes Ion oder Molekül, das in der Lage ist, ein Elektronenpaar aufzunehmen (elektrophile Verbindung), reagiert mit NH3 unter Bildung einer Koordinationsverbindung. Zum Beispiel:
Das Symbol Mn+ steht für ein Übergangsmetallion (B-Untergruppe des Periodensystems, zum Beispiel Cu2+, Mn2+ usw.). Jede protische (d. h. H-haltige) Säure reagiert mit Ammoniak in einer wässrigen Lösung unter Bildung von Ammoniumsalzen, wie z. B. Ammoniumnitrat NH4NO3, Ammoniumchlorid NH4Cl, Ammoniumsulfat (NH4)2SO4, Ammoniumphosphat (NH4)3PO4. Diese Salze werden in der Landwirtschaft häufig als Düngemittel verwendet, 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 NH2CONH2, gewonnen durch Synthese aus Ammoniak und Kohlendioxid, ist ebenfalls ein Düngemittel. Ammoniakgas reagiert mit Metallen wie Na und K unter Bildung von Amiden:
Ammoniak reagiert auch mit Hydriden und Nitriden unter Bildung von Amiden:
Alkalimetallamide (z. B. NaNH2) reagieren beim Erhitzen mit N2O und bilden Azide:
Gasförmiges NH3 reduziert Schwermetalloxide bei hohen Temperaturen zu Metallen, offenbar aufgrund von Wasserstoff, der bei der Zersetzung von Ammoniak in N2 und H2 entsteht:
Wasserstoffatome im NH3-Molekül können durch Halogen ersetzt werden. Jod reagiert mit einer konzentrierten NH3-Lösung und bildet ein NI3-haltiges Stoffgemisch. Dieser Stoff ist sehr instabil und explodiert bei der geringsten mechanischen Einwirkung. Durch die Reaktion von NH3 mit Cl2 entstehen die Chloramine NCl3, NHCl2 und NH2Cl. Wenn Ammoniak Natriumhypochlorit NaOCl (gebildet aus NaOH und Cl2) ausgesetzt wird, ist das Endprodukt Hydrazin:
Hydrazin. Die oben genannten Reaktionen stellen eine Methode zur Herstellung von Hydrazin-Monohydrat mit der Zusammensetzung N2H4·H2O dar. Wasserfreies Hydrazin entsteht durch spezielle Destillation des Monohydrats mit BaO oder anderen wasserentziehenden Substanzen. Die Eigenschaften von Hydrazin ähneln leicht denen von Wasserstoffperoxid H2O2. 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: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Zur Bildung von Stickstoffperoxiden (NO3, NO4) liegen nur wenige Informationen vor. Stickstoff(I)-oxid N2O (Diastickstoffmonoxid) wird durch thermische Spaltung von Ammoniumnitrat gewonnen:
Das Molekül hat eine lineare Struktur
N2O ist bei Raumtemperatur ziemlich inert, kann aber bei hohen Temperaturen die Verbrennung leicht oxidierbarer Materialien unterstützen. N2O, bekannt als Lachgas, wird in der Medizin zur milden Anästhesie eingesetzt. Stickoxid (II) NO ist ein farbloses Gas, eines der Produkte der katalytischen thermischen Dissoziation von Ammoniak in Gegenwart von Sauerstoff:
NO entsteht auch bei der thermischen Zersetzung von Salpetersäure oder bei der Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure:
NO kann durch Synthese aus einfachen Stoffen (N2 und O2) bei sehr hohen Temperaturen, beispielsweise in einer elektrischen Entladung, hergestellt werden. Die Struktur des NO-Moleküls hat ein ungepaartes Elektron. Verbindungen mit dieser Struktur interagieren mit elektrischen und magnetischen Feldern. Im flüssigen oder festen Zustand hat das Oxid eine blaue Farbe, da das ungepaarte Elektron im flüssigen Zustand eine teilweise Assoziation und im festen Zustand eine schwache Dimerisierung bewirkt: 2NO N2O2. Stickoxid (III) N2O3 (Stickstofftrioxid) – salpetriges Säureanhydrid: N2O3 + H2O 2HNO2. Reines N2O3 kann bei niedrigen Temperaturen (-20° C) aus einer äquimolekularen Mischung von NO und NO2 als blaue Flüssigkeit gewonnen werden. N2O3 ist nur im festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil (Schmelzpunkt -102,3 °C), im flüssigen und gasförmigen Zustand zerfällt es wieder in NO und NO2. Stickoxid (IV) NO2 (Stickstoffdioxid) hat ebenfalls ein ungepaartes Elektron im Molekül (siehe Stickoxid (II) oben). Die Struktur des Moleküls geht von einer Drei-Elektronen-Bindung aus und das Molekül weist die Eigenschaften eines freien Radikals auf (eine Linie entspricht zwei gepaarten Elektronen):
NO2 wird durch die katalytische Oxidation von Ammoniak in überschüssigem Sauerstoff oder die Oxidation von NO in Luft gewonnen:
und auch durch Reaktionen:
Bei Raumtemperatur ist NO2 ein dunkelbraunes Gas, das aufgrund der Anwesenheit eines ungepaarten Elektrons magnetische Eigenschaften besitzt. Bei Temperaturen unter 0 °C dimerisiert das NO2-Molekül zu Distickstofftetroxid, und bei -9,3 °C erfolgt die Dimerisierung vollständig: 2NO2 N2O4. Im flüssigen Zustand ist nur 1 % NO2 undimerisiert, bei 100 °C verbleiben 10 % N2O4 in Form eines Dimers. NO2 (oder N2O4) reagiert in warmem Wasser zu Salpetersäure: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Die NO2-Technologie ist daher als Zwischenstufe bei der Herstellung eines industriell wichtigen Produkts – der Salpetersäure – von großer Bedeutung. Stickoxid (V) N2O5 (veraltetes Salpetersäureanhydrid) ist eine weiße kristalline Substanz, die durch Dehydratisierung von Salpetersäure in Gegenwart von Phosphoroxid P4O10 gewonnen wird:
N2O5 löst sich leicht in der Luftfeuchtigkeit und bildet wiederum HNO3. Die Eigenschaften von N2O5 werden durch das Gleichgewicht bestimmt
N2O5 ist ein gutes Oxidationsmittel; es reagiert leicht, manchmal heftig, mit Metallen und organischen Verbindungen und explodiert in reinem Zustand beim Erhitzen. Die wahrscheinliche Struktur von N2O5 kann dargestellt werden als:
Stickstoffoxosäuren. Für Stickstoff sind drei Oxosäuren bekannt: hypostickstoffhaltiges H2N2O2, stickstoffhaltiges HNO2 und Salpetersäure HNO3. Hyposalpetrige Säure H2N2O2 ist eine sehr instabile Verbindung, die in einem nichtwässrigen Medium aus einem Salz eines Schwermetalls – Hyponitrit – unter Einwirkung einer anderen Säure gebildet wird: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Beim Verdampfen der Lösung entsteht ein weißer Sprengstoff mit der erwarteten Struktur H-O-N=N-O-H.
Salpetrige Säure HNO2 liegt nicht in reiner Form vor, jedoch entstehen durch Zugabe von Schwefelsäure zu Bariumnitrit wässrige Lösungen geringer Konzentration:
Salpetrige Säure entsteht auch, wenn eine äquimolare Mischung aus NO und NO2 (oder N2O3) 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. NaNO2 wird bei der Herstellung von Farbstoffen verwendet. Salpetersäure HNO3 ist eines der wichtigsten anorganischen Produkte der chemischen Grundstoffindustrie. Es wird in der Technologie vieler anderer anorganischer und organischer Stoffe eingesetzt, wie z. B. Sprengstoffe, Düngemittel, Polymere und Fasern, Farbstoffe, Pharmazeutika usw.
siehe auch CHEMISCHE ELEMENTE.
LITERATUR
Handbuch für Stickstoffspezialisten. M., 1969 Nekrasov B.V. Grundlagen der allgemeinen Chemie. M., 1973 Probleme der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie. M., 1982
Colliers Enzyklopädie. - Offene Gesellschaft. 2000 .
Synonyme:Sehen Sie, was „STICKSTOFF“ in anderen Wörterbüchern ist:
- (N) chemisches Element, Gas, farblos, geschmacklos und geruchlos; macht 4/5 (79 %) Luft aus; schlagen Gewicht 0,972; Atomgewicht 14; kondensiert bei 140 °C zu Flüssigkeit. und Druck 200 Atmosphären; Bestandteil vieler pflanzlicher und tierischer Stoffe. Wörterbuch… … Wörterbuch der Fremdwörter der russischen Sprache
STICKSTOFF- STICKSTOFF, chemisch. Element, Symbol N (Französisch AZ), Seriennummer 7, at. V. 14.008; Siedepunkt 195,7°; 1 l A. bei 0° und 760 mm Druck. wiegt 1,2508 g [lat. Nitrogenium („erzeugender Salpeter“), deutsch. Stickstoff („erstickend… …“ Große medizinische Enzyklopädie
- (lat. Nitrogenium) N, chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067. Der Name stammt aus dem Griechischen und ist ein negatives Präfix sowie zoe life (unterstützt weder Atmung noch Verbrennung). Freier Stickstoff besteht aus 2 Atomen... ... Großes enzyklopädisches Wörterbuch
Stickstoff- ein m. azote m. Araber. 1787. Lexis.1. Alchimist Das erste Metall ist metallisches Quecksilber. Sl. 18. Paracelsus machte sich auf den Weg bis ans Ende der Welt und bot jedem sein Laudanum und sein Azoth zu einem sehr vernünftigen Preis an, für die Heilung aller möglichen... ... Historisches Wörterbuch der Gallizismen der russischen Sprache
- (Nitrogenium), N, chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067; Gas, Siedepunkt 195,80 shs. Stickstoff ist der Hauptbestandteil der Luft (78,09 Vol.-%) und kommt in allen lebenden Organismen (im menschlichen Körper...) vor. Moderne Enzyklopädie
Stickstoff- (Nitrogenium), N, chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067; Gas, Siedepunkt 195,80 °C. Stickstoff ist der Hauptbestandteil der Luft (78,09 Vol.-%) und kommt in allen lebenden Organismen (im menschlichen Körper...) vor. Illustriertes enzyklopädisches Wörterbuch
Das Element Stickstoff N ist der erste Vertreter der Hauptnebengruppe der Gruppe V des Periodensystems. Seine Atome enthalten im äußeren Energieniveau fünf Elektronen, davon drei ungepaarte Elektronen (denken Sie an die „8-N“-Regel). Daraus folgt, dass die Atome dieser Elemente drei Elektronen hinzufügen können, wodurch das äußere Energieniveau vervollständigt wird, und dadurch beispielsweise in Verbindungen mit Wasserstoff – Ammoniak NH3 und mit Metallen – Nitriden Li3N, Mg3N2, eine Oxidationsstufe von –3 annehmen. usw.
Stickstoffatome können ihre Außenelektronen auch an elektronegativere Elemente (Fluor, Sauerstoff) abgeben und dadurch die Oxidationsstufen +3 und +5 annehmen. Stickstoffatome zeigen auch reduzierende Eigenschaften in den Oxidationsstufen +1, +2, +4.
Stickstoff - einfache Substanz. Im freien Zustand liegt Stickstoff in Form eines zweiatomigen Moleküls M2 vor. In diesem Molekül sind zwei N-Atome durch eine sehr starke dreifache kovalente Bindung verbunden:
Dieser Zusammenhang lässt sich auch wie folgt ausdrücken:
N=N
Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Es ist in Wasser weniger löslich als Sauerstoff. Die Stärke des Stickstoffmoleküls beruht auf seiner chemischen Inertheit.
Unter normalen Bedingungen reagiert Stickstoff nur mit Lithium und bildet das Nitrid Li3N:
6Li + N2 = 2Li3N
Es interagiert nur bei hohen Temperaturen mit anderen Metallen.
Außerdem reagiert Stickstoff bei hohen Temperaturen und Drücken in Gegenwart eines Katalysators mit Wasserstoff unter Bildung von Ammoniak:
2N+ ZN2<->2NH3
(Charakterisieren Sie diese Reaktion und berücksichtigen Sie die Bedingungen für die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach rechts).
Bei der Temperatur des Lichtbogens verbindet es sich mit Sauerstoff und bildet Stickoxid (II) (charakterisieren Sie diese Reaktion und berücksichtigen Sie auch die Bedingungen für die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach rechts).
In der Natur kommt Stickstoff hauptsächlich in der Atmosphäre vor – 78,09 Volumenprozent bzw. 65,6 Massenprozent. Über jedem Hektar der Erdoberfläche „hängen“ ständig 8.000 Tonnen Stickstoff. Von den natürlichen anorganischen Stickstoffverbindungen ist der chilenische Salpeter NaNO3 die bekannteste.
Der größte Teil des fixierten Stickstoffs befindet sich in organischer Substanz.
Durch Destillation flüssiger Luft gewonnener Stickstoff wird in der Industrie zur Synthese von Ammoniak und zur Herstellung von Salpetersäure verwendet. Früher wurde dieses Gas als Inertmedium zum Befüllen elektrischer Lampen verwendet. In der Medizin wird reiner Stickstoff als Inertmedium bei der Behandlung von Lungentuberkulose und flüssiger Stickstoff bei der Behandlung von Erkrankungen der Wirbelsäule, Gelenke usw. eingesetzt.
Stickstoffkreislauf in der Natur. Stickstoff ist ein lebenswichtiges Element. Alle Hauptteile der Zellen des Körpergewebes bestehen aus Proteinmolekülen, zu denen auch Stickstoff gehört. Ohne Protein gibt es kein Leben, und ohne Stickstoff gibt es kein Protein. Der Mensch bezieht Proteine aus pflanzlichen und tierischen Nahrungsmitteln, und Tiere wiederum beziehen sie auch aus Pflanzen. Daher sind Pflanzen eine der Quellen für den Stickstoffnachschub, der das Leben unterstützt.
Der Gehalt an fixiertem Stickstoff im Boden ist sehr gering (bis zu 1 kg pro 1 Tonne), außerdem ist der größte Teil davon Bestandteil organischer Verbindungen und steht den Pflanzen nicht direkt zur Verfügung. Durch die Aktivität von Bakterien werden organische Verbindungen jedoch nach und nach in Mineralverbindungen umgewandelt – Ammoniumsalze oder Nitrate, die von Pflanzen aufgenommen werden.
Stickstoff ist Bestandteil pflanzlicher Proteine. Tiere erhalten aus Pflanzen fertige Eiweißstoffe; Der Tierkörper enthält 1 bis 10 % Stickstoff (nach Gewicht), Wolle und Hörner enthalten etwa 15 %. Alle wichtigen Teile der Zelle (Zytoplasma, Zellkern, Membran) sind aus Proteinmolekülen aufgebaut.
Von noch größerer Bedeutung sind spezielle Bakterien, die in Knötchen an den Wurzeln von Hülsenfrüchten (Klee, Erbsen, Wicke, Lupine etc.) leben; sie werden „Knöllchenbakterien“ genannt. Es sind diese Bakterien, die freien Luftstickstoff binden, das heißt, sie wandeln ihn in Verbindungen um, die Pflanzen aufnehmen und in ihrem Körper Proteine bilden.
Auch bei Gewittern werden Stickstoffverbindungen im Boden erneuert. Wie Sie bereits wissen, entsteht in diesem Fall aus Stickstoff und Sauerstoff Stickstoffmonoxid (N), das unter dem Einfluss von Luftsauerstoff in Stickstoffmonoxid (IV) umgewandelt wird:
2NO + 02 = 2NO2
Letzteres reagiert mit Wasser (auch in Gegenwart von Luftsauerstoff) und es entsteht Salpetersäure:
4NO2 + 02 + 2H20 = 4HNO3
Diese Säure, die in den Boden gelangt, reagiert mit den darin enthaltenen Natrium-, Kalzium- und Kaliumverbindungen und bildet Salze – Nitrat, die für Pflanzen notwendig sind (Abb. 27).
Entdeckung von Stickstoff
. Im Jahr 1772 entdeckten der englische Wissenschaftler D. Rutherford und der schwedische Forscher K. Scheele bei ihren Experimenten zur Verbrennung von Stoffen ein Gas, das Atmung und Verbrennung nicht unterstützt. Später, im Jahr 1787, stellte A. Lavoisier das Vorhandensein eines Gases in der Luft fest, das weder Atmung noch Verbrennung unterstützt, und auf seinen Vorschlag hin erhielt dieses Gas den Namen „Stickstoff“, was „leblos“ bedeutet (vom lateinischen a - Nr und Zoe – Leben). Ein anderer lateinischer Name, Nitrogenium, der 1790 von J. Chaptal eingeführt wurde, bedeutet „Salpeter gebären“.
Ammoniak
Schauen wir uns zunächst die Struktur des Ammoniakmoleküls NH3 an. Wie Sie bereits wissen, enthalten Stickstoffatome auf der äußeren Energieebene fünf Elektronen, von denen drei ungepaarte Elektronen sind. Sie sind an der Bildung von drei kovalenten Bindungen mit drei Wasserstoffatomen bei der Bildung des Ammoniakmoleküls NH3 beteiligt: 
Drei gemeinsame Elektronenpaare werden in Richtung des elektronegativeren Stickstoffatoms verschoben, und da das Ammoniakmolekül die Form einer dreieckigen Pyramide hat (Abb. 28), entsteht durch die Verschiebung der Elektronenpaare ein Dipol, also ein System mit zwei Stangen. 
Wasserstoffverbindung-
Dabei handelt es sich um eine chemische Bindung zwischen den Wasserstoffatomen eines Moleküls und den Atomen sehr elektronegativer Elemente (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff), die über gemeinsame Elektronenpaare eines anderen Moleküls verfügen.
Dies ist eine sehr schwache Bindung – etwa 15–20 Mal schwächer als eine kovalente Bindung. Dadurch bilden einige niedermolekulare Stoffe (d. h. mit geringem Molekulargewicht) Assoziate, was zu einer Erhöhung der Schmelz- und Siedepunkte von Stoffen führt. Wasserstoffbrückenbindungen werden zwischen Wasser-, Alkohol- und Fluorwasserstoffmolekülen gebildet.
Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine sehr wichtige Rolle in den Molekülen der wichtigsten Verbindungen für Lebewesen – Proteine und Nukleinsäuren.
Ammoniak -
ein farbloses Gas mit stechendem Geruch, fast doppelt so leicht wie Luft. Ammoniak sollte nicht über einen längeren Zeitraum eingeatmet werden, da es giftig ist. Dieses Gas verflüssigt sich bei Normaldruck und einer Temperatur von -33,4 °C leicht und beim Verdampfen von flüssigem Ammoniak aus der Umgebung wird viel Wärme aufgenommen, weshalb Ammoniak in Kühlaggregaten verwendet wird.
Ammoniak ist in Wasser sehr gut löslich: Bei 20 °C sind etwa 710 Volumenteile Ammoniak in 1 Volumenteil Wasser gelöst (Abb. 29). Eine konzentrierte wässrige Ammoniaklösung (25 Gew.-%) wird wässriges Ammoniak oder Ammoniakwasser genannt, und die in der Medizin verwendete Ammoniaklösung wird als Ammoniak bezeichnet. Das Ammoniak in Ihrer Hausapotheke enthält 10 % Ammoniak.
Wenn man einer Ammoniaklösung ein paar Tropfen Phenolphthalein hinzufügt, verfärbt es sich purpurrot, d. h. es zeigt ein alkalisches Milieu:
NH3 + H20<->NH3 H20 -> NH4 + OH-
Das Vorhandensein von Hydroxidionen OH- erklärt die alkalische Reaktion wässriger Ammoniaklösungen. Wenn eine mit Phenolphthalein gefärbte Ammoniaklösung erhitzt wird, verschwindet die Farbe (warum?). 
Ammoniak reagiert mit Säuren unter Bildung von Ammoniumsalzen. Diese Wechselwirkung ist im folgenden Experiment deutlich zu beobachten: Wenn ein mit einer Ammoniaklösung befeuchteter Glasstab oder ein mit einer Ammoniaklösung befeuchtetes Glas auf einen anderen mit einer Salzsäurelösung befeuchteten Stab oder ein anderes Glas gebracht wird, entsteht dicker weißer Rauch (Abb. 30). Glauben Sie also nach diesem Sprichwort, dass es keinen Rauch ohne Feuer gibt:
NH3 + HCl = NH4Сl
Ammoniumchlorid
Sowohl eine wässrige Lösung von Ammoniak als auch Ammoniumsalze enthalten ein spezielles Ion – das Ammoniumkation NH4, das die Rolle eines Metallkations spielt. Es entsteht dadurch, dass das Stickstoffatom über ein freies (einsames) Elektronenpaar verfügt, wodurch eine weitere kovalente Bindung mit dem Wasserstoffkation gebildet wird, das von Säure- oder Wassermolekülen auf Ammoniak übertragen wird: 
Dieser Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung, der nicht durch die gemeinsame Nutzung ungepaarter Elektronen, sondern durch ein in einem der Atome vorhandenes freies Elektronenpaar entsteht, wird als bezeichnet Spender-Akzeptor.
In diesem Fall ist der Donor dieses freien Elektronenpaares das Stickstoffatom im Ammoniak und der Akzeptor das Wasserstoffkation von Säure oder Wasser.
Sie können eine weitere chemische Eigenschaft von Ammoniak selbst vorhersagen, wenn Sie auf die Oxidationsstufe der darin enthaltenen Stickstoffatome achten, nämlich -3. Natürlich ist Ammoniak das stärkste Reduktionsmittel, das heißt, seine Stickstoffatome können Elektronen nur abgeben, aber nicht aufnehmen. Somit kann Ammoniak entweder zu freiem Stickstoff oxidiert werden (ohne Beteiligung eines Katalysators):
4NН3 + 302 = 2N2 + 6Н20
oder zu Stickoxid(II) (in Gegenwart eines Katalysators):
4NН3 + 502 = 4N + 6Н20
Sie wissen bereits, wie Ammoniak in der Industrie hergestellt wird – durch Synthese aus Stickstoff und Wasserstoff. Im Labor wird Ammoniak durch die Einwirkung von gelöschtem Kalk Ca(OH)2 auf Ammoniumsalze, meist Ammoniumchlorid, gewonnen:
Ca(OH)2 + 2NH4C1 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20
Das Gas wird in einem auf den Kopf gestellten Gefäß gesammelt und ist entweder am Geruch oder am Blauton von nassem rotem Lackmuspapier oder am Erscheinen von weißem Rauch zu erkennen, wenn ein mit Salzsäure befeuchtetes Stäbchen eingeführt wird. Ammoniak und seine Salze werden häufig in Industrie und Technik, Landwirtschaft und im täglichen Leben eingesetzt. Ihre Hauptanwendungen sind in Abbildung 31 dargestellt. 
Reis. 31. Anwendung von Ammoniak und Ammoniumsalzen:
1-5 - Herstellung von Mineraldüngern; 6 - Produktion von Salpetersäure; 7 - Herstellung von Sprengstoffen; 8 - zum Löten; 9 - in Kühleinheiten; 10 - in der Medizin und im Alltag (Ammoniak)
6. Säuren, Ionengleichung
Einen Vertreter dieser Stoffklasse haben Sie bereits kennengelernt, als Sie flüchtige Wasserstoffverbindungen am Beispiel von Chlorwasserstoff HCl betrachteten. Seine Lösung in Wasser ist Salzsäure. Sie haben die gleiche Formel HCl. Wenn eine andere flüchtige Wasserstoffverbindung, Schwefelwasserstoff H2S, in Wasser gelöst wird, entsteht in ähnlicher Weise eine Lösung schwacher Schwefelwasserstoffsäure mit der Formel H2S.
Die Moleküle dieser Säuren bestehen aus zwei Elementen, das heißt, es handelt sich um binäre Verbindungen. Zur Klasse der Säuren zählen aber auch Verbindungen, die aus einer größeren Anzahl chemischer Elemente bestehen. Kick, das dritte Element, aus dem die Säure besteht, ist Sauerstoff. Daher werden solche Säuren als sauerstoffhaltig bezeichnet, im Gegensatz zu HCl und H2S, die als sauerstofffrei bezeichnet werden. Lassen Sie uns einige sauerstoffhaltige Säuren auflisten.
Bitte beachten Sie, dass alle Säuren (sauerstoffhaltig und sauerstofffrei) zwangsläufig Wasserstoff enthalten, der in der Formel an erster Stelle steht. Der Rest der Formel wird Säurerest genannt. Beispielsweise ist in HCl der saure Rest Cl-.
Säuren sind komplexe Stoffe, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen und Säureresten bestehen.
Saure Rückstände bilden in der Regel nichtmetallische Elemente.
Mit den Säureformeln können Sie die Oxidationsstufen der Atome der chemischen Elemente bestimmen, die Säuren bilden.
Bei binären Säuren ist dies einfach. Da Wasserstoff eine Oxidationsstufe von +1 hat. Dann hat Chlor in der Verbindung H+1Cl-1 die Oxidationsstufe -1 und in der Verbindung H2+1S-2 hat Schwefel die Oxidationsstufe -2.
Es wird nicht schwierig sein, die Oxidationsstufen der Atome nichtmetallischer Elemente zu berechnen, die die sauren Reste sauerstoffhaltiger Säuren bilden. Sie müssen sich nur daran erinnern, dass die Gesamtoxidationsstufe der Atome aller Elemente in der Verbindung Null ist und die Oxidationsstufe von Wasserstoff +1 und Sauerstoff -2 beträgt.
Wenn man den Oxidationszustand eines nichtmetallischen Elements kennt, das den sauren Rest einer sauerstoffhaltigen Säure bildet, kann man bestimmen, welches Oxid ihm entspricht. Beispielsweise entspricht Schwefelsäure HgSO, in der Schwefel die Oxidationsstufe +6 hat, Schwefeloxid (VI) S03; Salpetersäure HN03, in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 beträgt, entspricht Stickstoffoxyl (V) NzOu.
Mithilfe der Säureformeln lässt sich auch die Gesamtladung von Säureresten ermitteln. Die Ladung eines Säurerestes ist immer negativ und entspricht der Anzahl der Wasserstoffatome in der Säure. Die Anzahl der Wasserstoffatome in einer Säure wird als Basizität bezeichnet. Bei einbasigen Säuren, die ein Wasserstoffatom enthalten, beispielsweise HCl und HN08, betragen die Ladungen der Säurereste 1-. Bei zweibasischen Säuren wie H2SO4 und H2S betragen die Ladungen der Säurereste 2-, d. h
SO4 2- und S 2-.
In der Natur kommen viele Säuren vor: Zitronensäure in Zitronen, Apfelsäure in Äpfeln, Oxalsäure in Sauerampferblättern. Ameisen schützen sich vor Feinden, indem sie ätzende Ameisensäuretröpfchen versprühen. Es kommt auch in Bienengift und Brennnesselhaaren vor.
Wenn Traubensaft sauer wird, entsteht Essigsäure, und wenn Milch sauer wird, entsteht Milchsäure. Die gleiche Milchsäure entsteht beim Sauerkraut und beim Silieren von Viehfutter. Wir kennen Zitronen- und Essigsäure, die im Alltag häufig verwendet werden. Essig, der für Lebensmittel verwendet wird, ist eine Lösung von Essigsäure. Viele Säuren werden in der Volkswirtschaft in großen Mengen benötigt; die Herstellung dieser Stoffe wird als Großproduktion bezeichnet. Dazu gehören Schwefelsäure und Salzsäure.
Schwefelsäure S2SO4 - eine farblose Flüssigkeit, zähflüssig wie Öl, geruchlos, fast doppelt so schwer wie Wasser. Schwefelsäure nimmt Feuchtigkeit aus der Luft und anderen Gasen auf. Diese Eigenschaft der Schwefelsäure wird zur Trocknung einiger Gase genutzt.
Beim Mischen von Schwefelsäure mit Wasser wird eine große Wärmemenge freigesetzt. Wenn Wasser in Schwefelsäure gegossen wird, kann das Wasser, da es keine Zeit hat, sich mit der Säure zu vermischen, kochen und Schwefelsäurespritzer auf Gesicht und Hände des Arbeiters spritzen. Um dies zu verhindern, müssen Sie Schwefelsäure beim Auflösen in einem dünnen Strahl in Wasser gießen und mischen.
Schwefelsäure verkohlt Holz, Leder und Stoffe. Wenn man einen Splitter in ein Reagenzglas mit Schwefelsäure gibt, kommt es zu einer chemischen Reaktion – der Splitter verkohlt. Jetzt ist klar, wie gefährlich es ist, dass Schwefelsäurespritzer mit der menschlichen Haut und Kleidung in Kontakt kommen. 
Lösungen aller Säuren sind sauer, aber kein einziger Chemiker wagt es, konzentrierte Säuren am Geschmack zu erkennen – das ist gefährlich. Es gibt wirksamere und sicherere Möglichkeiten, Säuren nachzuweisen. Sie werden ebenso wie Laugen anhand von Indikatoren erkannt.
Geben Sie ein paar Tropfen violette Lackmuslösung zu den Säurelösungen. Der Lackmus wird rot. Wenn Methylorange Säuren ausgesetzt wird, ändert es seine Farbe von Orange nach Rotrosa.
Aber Kieselsäure kann auf diese Weise nicht erkannt werden, da sie wasserunlöslich ist.
Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H3P04, Silizium H2SiO2) und flüssig (in reiner Form ist Schwefelsäure H2SO4 flüssig) sein.
Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H2S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren.
Sie wissen bereits, dass Kohlensäure H2CO3 und schwefelhaltige H2SO3-Säuren nur in wässrigen Lösungen vorkommen, da sie schwach und instabil sind. Sie zerfallen leicht in Kohlenstoff(IV)- und Schwefel(IV)-Oxide – CO2 bzw. SO2 und Wasser. Daher ist es unmöglich, diese Säuren in ihrer reinen Form zu isolieren. Die Begriffe Flüchtigkeit und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren sind Säuren, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, also verdampfen. Salzsäure ist beispielsweise eine flüchtige, aber stabile Säure. Es ist unmöglich, die Flüchtigkeit instabiler Säuren zu beurteilen. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige unlösliche Kieselsäure beim Stehen in Wasser u SiO2. Wässrige Lösungen von Salz-, Salpeter-, Schwefel-, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Wässrige Lösungen von Chromsäure H2CrJ2 haben eine gelbe Farbe und Mangansäure HMnO4 ist purpurrot. Doch so unterschiedlich die Säuren auch sind, sie alle bilden bei der Dissoziation Wasserstoffkationen, die eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften bestimmen: saurer Geschmack, Farbveränderung der Indikatoren (Lackmus und Methylorange), Wechselwirkung mit anderen Substanzen. Die Einteilung der Säuren in Gruppen nach verschiedenen Merkmalen ist in Tabelle 10 dargestellt.
Der Prozess der Oxidation von Ammoniumionen mit Nitritionen ist sehr praktisch:Es sind auch andere Methoden bekannt: Zersetzung von Aziden beim Erhitzen, Zersetzung von Ammoniak mit Kupfer(II)-oxid, Wechselwirkung von Nitriten mit Amidosulfonsäure oder Harnstoff:
Durch die katalytische Zersetzung von Ammoniak bei hohen Temperaturen kann auch Stickstoff entstehen:
Physikalische Eigenschaften.
Einige physikalische Eigenschaften von Stickstoff sind in der Tabelle aufgeführt. 1. |
Tabelle 1. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF |
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| 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/(mol K) | 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 welchen DichtenFlüssiger und gasförmiger Stickstoff sind gleich. B Die Energiemenge, die erforderlich ist, um das erste und das nächste äußere Elektron pro 1 Mol atomaren Stickstoff zu entfernen. |
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Tabelle 2. OXIDATIONSZUSTÄNDE VON STICKSTOFF UND ENTSPRECHENDEN VERBINDUNGEN |
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Oxidationszustand |
Anschlussbeispiele |
| Ammoniak NH 3, Ammoniumion NH 4 +, Nitride M 3 N 2 | |
| Hydrazin N2H4 | |
| Hydroxylamin NH 2 OH | |
| Natriumhyponitrit Na 2 N 2 O 2 , Stickoxid (I) N 2 O | |
| Stickstoff(II)-oxid NO | |
| Stickstoff(III)-oxid N 2 O 3, Natriumnitrit NaNO 2 | |
| Stickoxid (IV) NO 2, Dimer N 2 O 4 | |
| Stickoxid(V) N 2 O 5 , Salpetersäure HNO3 und seine Salze (Nitrate) | |
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Tabelle 3. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON AMMONIAK UND WASSER |
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Eigentum |
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| Dichte, g/cm 3 | 0,65 (–10° C) | 1,00 (4,0° C) |
| Schmelzpunkt, °C | –77,7 | 0 |
| Siedepunkt, °C | –33,35 | 100 |
| Kritische Temperatur, °C | 132 | 374 |
| Kritischer Druck, atm | 112 | 218 |
| Verdampfungsenthalpie, J/g | 1368 (–33° C) | 2264 (100° C) |
| Schmelzenthalpie, J/g | 351 (–77° C) | 334 (0° C) |
| Elektrische Leitfähigkeit | 5H 10 –11 (–33° C) | 4H 10 –8 (18° C) |
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. Gasförmiges NH 3 wird aus Ammoniumsalzen unter Einwirkung einer starken Base, beispielsweise NaOH, freigesetzt:Die Methode ist unter Laborbedingungen anwendbar. Die Produktion von geringem Ammoniak basiert auch auf der Hydrolyse von Nitriden wie Mg 3 N 2 , Wasser. Calciumcyanamid CaCN 2 Bei der Wechselwirkung mit Wasser entsteht 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. Es gibt eine Methode der industriellen Produktion durch thermische Destillation von Kohle. Die Namen F. Haber und K. Bosch sind mit der technologischen Entwicklung der Ammoniaksynthese verbunden. |
Tabelle 4. VERGLEICH DER REAKTIONEN IN WASSER UND AMMONIAK-UMGEBUNG |
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Wasserumgebung |
Ammoniakumgebung |
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Neutralisation |
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| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
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Hydrolyse (Protolyse) |
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| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
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Auswechslung |
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| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
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Lösung (Komplexierung ) |
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| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
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Amphoterizität |
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| 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– |
Symbol M
n+ stellt ein Übergangsmetallion dar (B-Untergruppen des Periodensystems, z. B. Cu 2+ , Mn 2+ undusw.). Jede protische (d. h. H-haltige) Säure reagiert mit Ammoniak in wässriger Lösung unter Bildung von Ammoniumsalzen, wie z. B. Ammoniumnitrat NH 4 NEIN 3 , Ammoniumchlorid NH 4
Cl, Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 , Ammoniumphosphat (NH 4) 3PO 4 . Diese Salze werden in der Landwirtschaft häufig als Düngemittel verwendet, 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 , durch Synthese aus Ammoniak und Kohlendioxid gewonnen, ist ebenfalls ein Düngemittel. Ammoniakgas reagiert mit Metallen wie Na und K unter Bildung von Amiden:Ammoniak reagiert auch mit Hydriden und Nitriden unter Bildung von Amiden:
Alkalimetallamide (z. B. NaNH 2) reagieren mit N 2 O bildet beim Erhitzen Azide: Gasförmiges NH 3 reduziert Schwermetalloxide bei hohen Temperaturen zu Metallen, offenbar aufgrund von Wasserstoff, der bei der Zersetzung von Ammoniak zu N entsteht 2 und H 2: Wasserstoffatome im NH-Molekül 3
kann durch Halogen ersetzt werden. Jod reagiert mit konzentrierter NH-Lösung 3
, ein Stoffgemisch bildend, das N enthält Ich 3 . Dieser Stoff ist sehr instabil und explodiert bei der geringsten mechanischen Einwirkung. Bei der Reaktion von NH 3 c Cl 2 Es entstehen Chloramine NCl 3, NHCl 2 und NH 2 Cl. Wenn Ammoniak Natriumhypochlorit NaOCl (gebildet aus NaOH und) ausgesetzt wird Cl2 ) Das Endprodukt ist Hydrazin:
Hydrazin. Die oben genannten Reaktionen sind ein Verfahren zur Herstellung von Hydrazinmonohydrat der Zusammensetzung N 2 H 4 H H 2 O. Wasserfreies Hydrazin entsteht durch spezielle Destillation des Monohydrats mit BaO oder anderen wasserentziehenden Substanzen. Die Eigenschaften von Hydrazin ähneln leicht denen von Wasserstoffperoxid H 2 O 2 . Reines wasserfreies Hydrazin
farblose hygroskopische Flüssigkeit, siedet bei 113,5°C ; löst sich gut in Wasser und bildet eine schwache Base In einer sauren Umgebung (H+ ) Hydrazin bildet 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: N2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Über die Bildung von Stickstoffperoxiden (NO) liegen kaum Informationen vor 3, NEIN 4). Stickoxid (I) N 2 O (Diastickstoffmonoxid) wird durch thermische Spaltung von Ammoniumnitrat gewonnen:Das Molekül hat eine lineare StrukturO ist bei Raumtemperatur ziemlich inert, kann aber bei hohen Temperaturen die Verbrennung leicht oxidierbarer Materialien unterstützen. N 2
O, bekannt als Lachgas, wird in der Medizin zur milden Anästhesie eingesetzt.Stickoxid(II) NO, farbloses Gas, ist eines der Produkte der katalytischen thermischen Dissoziation von Ammoniak in Gegenwart von Sauerstoff:
NO entsteht auch bei der thermischen Zersetzung von Salpetersäure oder bei der Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure:NO kann durch Synthese aus einfachen Stoffen (N 2 und O 2 ) bei sehr hohen Temperaturen, beispielsweise bei einer elektrischen Entladung. Die Struktur des NO-Moleküls hat ein ungepaartes Elektron. Verbindungen mit dieser Struktur interagieren mit elektrischen und magnetischen Feldern. Im flüssigen oder festen Zustand hat das Oxid eine blaue Farbe, da das ungepaarte Elektron im flüssigen Zustand eine teilweise Assoziation und im festen Zustand eine schwache Dimerisierung bewirkt: 2NO N2O2. Stickoxid (III) N2O3 (Stickstofftrioxid) Salpetersäureanhydrid: N2O3 + H2O2HNO2. Reines N2O3 kann bei niedrigen Temperaturen (20 °C) als blaue Flüssigkeit erhalten werden°
C) aus einer äquimolekularen Mischung von NO und NO 2. N2O3 nur im festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil (Schmp. 102,3).°
C), im flüssigen und gasförmigen Zustand zerfällt es wieder in NO und NO 2 .
Stickoxid (IV) NEIN 2 (Stickstoffdioxid) hat auch ein ungepaartes Elektron im Molekül ( siehe oben Stickstoffmonoxid (II)). Die Struktur des Moleküls geht von einer Drei-Elektronen-Bindung aus und das Molekül weist die Eigenschaften eines freien Radikals auf (eine Linie entspricht zwei gepaarten Elektronen):
erhalten durch die katalytische Oxidation von Ammoniak in überschüssigem Sauerstoff oder die Oxidation von NO in Luft:
und auch durch Reaktionen:
Bei Raumtemperatur NEIN 2
Das Gas hat eine dunkelbraune Farbe und aufgrund der Anwesenheit eines ungepaarten Elektrons magnetische Eigenschaften. Bei Temperaturen unter 0°C°C NO 2 Molekül dimerisiert zu Distickstofftetroxid und bei 9,3°
Die C-Dimerisierung verläuft vollständig: 2NO2N2O4 . Im flüssigen Zustand ist nur 1 % NO undimerisiert 2, und bei 100° C bleibt als Dimer von 10 % N 2 O 4 . (oder N2O4 ) reagiert in warmem Wasser zu Salpetersäure: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. NO2-Technologie daher als Zwischenstufe bei der Gewinnung eines industriell wichtigen Produkts sehr wichtig
Salpetersäure.Stickoxid (V) N2O5 (veraltet. Salpetersäureanhydrid) weiße kristalline Substanz, erhalten durch Dehydratisierung von Salpetersäure in Gegenwart von Phosphoroxid P 4 O 10: 
N2O5 löst sich leicht in der Luftfeuchtigkeit auf und bildet sich wieder HNO3. Eigenschaften von N2O5 durch das Gleichgewicht bestimmt
N 2 O 5 ist ein gutes Oxidationsmittel, es reagiert leicht, manchmal heftig, mit Metallen und organischen Verbindungen und explodiert in reinem Zustand beim Erhitzen. Wahrscheinliche Struktur. Beim Verdampfen der Lösung entsteht ein weißer Sprengstoff mit der erwarteten Struktur HON=NOH. Salpetersäure
HNO2 ist nicht liegt in reiner Form vor, aber durch Zugabe von Schwefelsäure zu Bariumnitrit entstehen wässrige Lösungen geringer Konzentration:Salpetrige Säure entsteht auch, wenn eine äquimolare Mischung aus NO und NO gelöst wird 2 (oder N 2 O 3 ) im Wasser. Salpetrige Säure ist etwas stärker als Essigsäure. Die Oxidationsstufe des darin enthaltenen Stickstoffs beträgt +3 (seine Struktur). HON=O), diese. es kann sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein. Unter dem Einfluss von Reduktionsmitteln kommt es meist zu einer Wiederherstellung NEIN und bei Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln wird es 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 salpetriger Säurenitrite sind in Wasser gut löslich, mit Ausnahme von Silbernitrit.
NaNO2 zur Herstellung von Farbstoffen verwendet.Salpetersäure HNO3 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. siehe auch CHEMISCHE ELEMENTE.LITERATUR Verzeichnis des Stickstoffspezialisten. M., 1969Nekrasov B.V. Grundlagen der allgemeinen Chemie. M., 1973
Probleme bei der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie. M., 1982
Salpeter gebären – so wird das Wort Nitrogenium aus dem Lateinischen übersetzt. Dies ist der Name von Stickstoff, einem chemischen Element mit der Ordnungszahl 7, das in der Langfassung des Periodensystems an der Spitze der Gruppe 15 steht. In Form einer einfachen Substanz verteilt es sich in der Lufthülle der Erde – der Atmosphäre. Eine Vielzahl von Stickstoffverbindungen kommen in der Erdkruste und in lebenden Organismen vor und werden häufig in der Industrie, im Militär, in der Landwirtschaft und in der Medizin verwendet.
Warum Stickstoff „erstickend“ und „leblos“ genannt wurde
Wie Chemiehistoriker vermuten, war Henry Cavendish (1777) der erste, der diese einfache Substanz erhielt. Der Wissenschaftler ließ Luft über heiße Kohlen strömen und nutzte Alkali, um die Reaktionsprodukte zu absorbieren. Als Ergebnis des Experiments entdeckte der Forscher ein farb- und geruchloses Gas, das nicht mit Kohle reagierte. Cavendish nannte es „erstickende Luft“, da es weder die Atmung noch die Verbrennung unterstützt.
Ein moderner Chemiker würde erklären, dass Sauerstoff mit Kohle unter Bildung von Kohlendioxid reagiert. Der verbleibende „erstickende“ Teil der Luft bestand größtenteils aus N2-Molekülen. Cavendish und andere Wissenschaftler wussten zu diesem Zeitpunkt noch nichts von dieser Substanz, obwohl Stickstoff- und Nitratverbindungen damals im Haushalt weit verbreitet waren. Der Wissenschaftler meldete das ungewöhnliche Gas seinem Kollegen Joseph Priestley, der ähnliche Experimente durchführte.
Gleichzeitig machte Karl Scheele auf einen unbekannten Bestandteil der Luft aufmerksam, konnte dessen Herkunft jedoch nicht richtig erklären. Erst Daniel Rutherford erkannte 1772, dass das „erstickende“, „verdorbene“ Gas, das in den Experimenten vorhanden war, Stickstoff war. Welcher Wissenschaftler als sein Entdecker gelten soll, darüber streiten sich Wissenschaftshistoriker noch immer.
15 Jahre nach Rutherfords Experimenten schlug der berühmte Chemiker Antoine Lavoisier vor, den Begriff „verdorbene“ Luft, der sich auf Stickstoff bezog, durch einen anderen Begriff zu ändern – Nitrogenium. Zu diesem Zeitpunkt war bewiesen, dass dieser Stoff nicht brennt und die Atmung nicht unterstützt. Gleichzeitig tauchte der russische Name „Stickstoff“ auf, der unterschiedlich interpretiert wird. Der Begriff wird am häufigsten als „leblos“ bezeichnet. Nachfolgende Arbeiten widerlegten die landläufige Meinung über die Eigenschaften der Substanz. Stickstoffverbindungen – Proteine – sind die wichtigsten Makromoleküle in lebenden Organismen. Um sie aufzubauen, nehmen Pflanzen die notwendigen mineralischen Nährstoffe aus dem Boden auf – NO 3 2- und NH 4+-Ionen.
Stickstoff ist ein chemisches Element
(PS) hilft, die Struktur des Atoms und seine Eigenschaften zu verstehen. Anhand der Position im Periodensystem können Sie die Ladung des Kerns, die Anzahl der Protonen und Neutronen (Massenzahl) bestimmen. Es ist notwendig, auf den Wert der Atommasse zu achten – sie ist eines der Hauptmerkmale des Elements. Die Periodenzahl entspricht der Anzahl der Energieniveaus. In der Kurzversion des Periodensystems entspricht die Gruppennummer der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau. Fassen wir alle Daten in den allgemeinen Eigenschaften von Stickstoff entsprechend seiner Position im Periodensystem zusammen:
- Dies ist ein nichtmetallisches Element, das sich in der oberen rechten Ecke des PS befindet.
- Chemisches Symbol: N.
- Seriennummer: 7.
- Relative Atommasse: 14,0067.
- Formel der flüchtigen Wasserstoffverbindung: NH 3 (Ammoniak).
- Bildet das höhere Oxid N2O5, in dem die Wertigkeit von Stickstoff V ist.
Struktur des Stickstoffatoms:
- Kernladung: +7.
- Anzahl Protonen: 7; Anzahl der Neutronen: 7.
- Anzahl der Energiestufen: 2.
- Allgemeines 7; elektronische Formel: 1s 2 2s 2 2p 3.
Die stabilen Isotope des Elements Nr. 7 wurden eingehend untersucht, ihre Massenzahlen betragen 14 und 15. Der Atomgehalt des leichteren Isotops beträgt 99,64 %. Die Kerne kurzlebiger radioaktiver Isotope enthalten ebenfalls 7 Protonen, und die Anzahl der Neutronen variiert stark: 4, 5, 6, 9, 10.
Stickstoff in der Natur
Die Lufthülle der Erde enthält Moleküle einer einfachen Substanz, deren Formel N 2 ist. Der Stickstoffgehalt der Atmosphäre beträgt etwa 78,1 Vol.-%. Anorganische Verbindungen dieses chemischen Elements in der Erdkruste sind verschiedene Ammoniumsalze und Nitrate (Salpeter). Formeln von Verbindungen und Namen einiger der wichtigsten Stoffe:
- NH 3, Ammoniak.
- NO 2, Stickstoffdioxid.
- NaNO 3, Natriumnitrat.
- (NH 4) 2 SO 4, Ammoniumsulfat.
Die Wertigkeit von Stickstoff in den letzten beiden Verbindungen ist IV. Auch Kohle, Boden und lebende Organismen enthalten N-Atome in gebundener Form. Stickstoff ist Bestandteil von Makromolekülen aus Aminosäuren, DNA- und RNA-Nukleotiden, Hormonen und Hämoglobin. Der Gesamtgehalt des chemischen Elements im menschlichen Körper erreicht 2,5 %.
Einfache Substanz
Stickstoff in Form zweiatomiger Moleküle macht nach Volumen und Masse den größten Teil der atmosphärischen Luft aus. Eine Substanz mit der Formel N2 hat keinen Geruch, keine Farbe oder Geschmack. Dieses Gas macht mehr als zwei Drittel der Lufthülle der Erde aus. In flüssiger Form ist Stickstoff eine farblose Substanz, die Wasser ähnelt. Siedet bei -195,8 °C. M (N 2) = 28 g/mol. Der einfache Stoff Stickstoff ist etwas leichter als Sauerstoff, seine Dichte in Luft liegt nahe bei 1.
Atome in einem Molekül sind durch drei gemeinsame Elektronenpaare fest miteinander verbunden. Die Verbindung weist eine hohe chemische Stabilität auf, wodurch sie sich von Sauerstoff und einer Reihe anderer gasförmiger Stoffe unterscheidet. Damit ein Stickstoffmolekül in seine Atome zerfällt, muss eine Energie von 942,9 kJ/mol aufgewendet werden. Die Bindung dreier Elektronenpaare ist sehr stark und beginnt bei Erwärmung über 2000 °C aufzubrechen.
Unter normalen Bedingungen findet die Dissoziation von Molekülen in Atome praktisch nicht statt. Die chemische Inertheit von Stickstoff ist auch auf das völlige Fehlen der Polarität seiner Moleküle zurückzuführen. Sie interagieren nur sehr schwach miteinander, was für den gasförmigen Zustand des Stoffes bei Normaldruck und einer Temperatur nahe der Raumtemperatur verantwortlich ist. Die geringe chemische Aktivität von molekularem Stickstoff wird in verschiedenen Prozessen und Geräten genutzt, bei denen es notwendig ist, eine inerte Umgebung zu schaffen.
Unter dem Einfluss der Sonnenstrahlung in der oberen Atmosphäre kann es zur Dissoziation von N 2 -Molekülen kommen. Es entsteht atomarer Stickstoff, der unter normalen Bedingungen mit einigen Metallen und Nichtmetallen (Phosphor, Schwefel, Arsen) reagiert. Dadurch kommt es zu einer Synthese von Stoffen, die indirekt unter irdischen Bedingungen gewonnen werden.
Stickstoffvalenz
Die äußere Elektronenschicht eines Atoms besteht aus 2 s- und 3 p-Elektronen. Stickstoff kann diese negativen Partikel bei der Wechselwirkung mit anderen Elementen abgeben, was seinen reduzierenden Eigenschaften entspricht. Durch die Hinzufügung der drei fehlenden Elektronen zum Oktett weist das Atom oxidierende Fähigkeiten auf. Die Elektronegativität von Stickstoff ist geringer, seine nichtmetallischen Eigenschaften sind weniger ausgeprägt als die von Fluor, Sauerstoff und Chlor. Bei der Wechselwirkung mit diesen chemischen Elementen gibt Stickstoff Elektronen ab (oxidiert). Die Reduktion zu negativen Ionen geht mit Reaktionen mit anderen Nichtmetallen und Metallen einher.
Die typische Wertigkeit von Stickstoff ist III. In diesem Fall entstehen chemische Bindungen durch die Anziehung externer p-Elektronen und die Bildung gemeinsamer (Bindungs-)Paare. Stickstoff ist aufgrund seines freien Elektronenpaares in der Lage, eine Donor-Akzeptor-Bindung zu bilden, wie dies beim Ammoniumion NH 4+ der Fall ist.
Gewonnen in Labor und Industrie
Eine der Labormethoden basiert auf oxidativen Eigenschaften. Es wird eine Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff verwendet – Ammoniak NH 3. Dieses übelriechende Gas reagiert mit schwarzem Kupferoxidpulver. Durch die Reaktion wird Stickstoff freigesetzt und es entsteht metallisches Kupfer (rotes Pulver). Wassertropfen, ein weiteres Reaktionsprodukt, setzen sich an den Wänden des Röhrchens ab.
Eine weitere Labormethode, bei der eine Stickstoffverbindung mit Metallen verwendet wird, ist ein Azid wie NaN 3 . Das Ergebnis ist ein Gas, das nicht von Verunreinigungen gereinigt werden muss.
Im Labor wird Ammoniumnitrit in Stickstoff und Wasser zerlegt. Damit die Reaktion beginnen kann, ist eine Erwärmung erforderlich, dann läuft der Prozess unter Wärmeabgabe ab (exotherm). Stickstoff ist mit Verunreinigungen verunreinigt und wird daher gereinigt und getrocknet.
Produktion von Stickstoff in der Industrie:
- Die fraktionierte Destillation flüssiger Luft ist eine Methode, die die physikalischen Eigenschaften von Stickstoff und Sauerstoff (unterschiedliche Siedetemperaturen) nutzt.
- chemische Reaktion von Luft mit heißer Kohle;
- Adsorptionsgastrennung.
Wechselwirkung mit Metallen und Wasserstoff – oxidierende Eigenschaften
Die Trägheit starker Moleküle erlaubt nicht die Herstellung einiger Stickstoffverbindungen durch direkte Synthese. Um Atome zu aktivieren, muss der Stoff stark erhitzt oder bestrahlt werden. Stickstoff kann bei Raumtemperatur mit Lithium reagieren, bei Magnesium, Kalzium und Natrium findet die Reaktion jedoch nur beim Erhitzen statt. Es entstehen Nitride der entsprechenden Metalle.
Die Wechselwirkung von Stickstoff mit Wasserstoff erfolgt bei hohen Temperaturen und Drücken. Dieser Prozess erfordert auch einen Katalysator. Das Ergebnis ist Ammoniak, eines der wichtigsten Produkte der chemischen Synthese. Stickstoff weist als Oxidationsmittel in seinen Verbindungen drei negative Oxidationsstufen auf:
- −3 (Ammoniak und andere Wasserstoff-Stickstoff-Verbindungen – Nitride);
- −2 (Hydrazin N 2 H 4);
- −1 (Hydroxylamin NH 2 OH).
Das wichtigste Nitrid, Ammoniak, wird in der Industrie in großen Mengen hergestellt. Die chemische Inertheit von Stickstoff ist seit langem ein großes Problem. Seine Rohstoffquellen waren Nitrat, aber mit dem Produktionswachstum begannen die Mineralreserven rapide abzunehmen.
Eine große Errungenschaft der chemischen Wissenschaft und Praxis war die Entwicklung einer Ammoniakmethode zur Stickstofffixierung im industriellen Maßstab. In speziellen Kolonnen wird die Direktsynthese durchgeführt – ein reversibler Prozess zwischen aus Luft gewonnenem Stickstoff und Wasserstoff. Wenn mit einem Katalysator optimale Bedingungen geschaffen werden, die das Gleichgewicht dieser Reaktion in Richtung des Produkts verschieben, erreicht die Ammoniakausbeute 97 %.
Wechselwirkung mit Sauerstoff – reduzierende Eigenschaften
Damit die Reaktion von Stickstoff und Sauerstoff beginnen kann, ist eine starke Erwärmung notwendig. Auch Blitzentladungen in der Atmosphäre haben ausreichend Energie. Die wichtigsten anorganischen Verbindungen, in denen Stickstoff in seinen positiven Oxidationsstufen vorkommt:
- +1 (Stickoxid (I) N 2 O);
- +2 (Stickstoffmonoxid NO);
- +3 (Stickoxid (III) N 2 O 3; salpetrige Säure HNO 2, ihre Salze Nitrite);
- +4 (Stickstoffdioxid (IV) NO 2);
- +5 (Stickstoffpentoxid (V) N 2 O 5, Salpetersäure HNO 3, Nitrate).
Bedeutung in der Natur
Pflanzen nehmen Ammoniumionen und Nitratanionen aus dem Boden auf und nutzen die in Zellen ständig stattfindende Synthese organischer Moleküle für chemische Reaktionen. Luftstickstoff kann von Knöllchenbakterien absorbiert werden – mikroskopisch kleinen Lebewesen, die Wucherungen an den Wurzeln von Hülsenfrüchten bilden. Dadurch erhält diese Pflanzengruppe den notwendigen Nährstoff und reichert den Boden damit an.
Bei tropischen Regenfällen kommt es zu Oxidationsreaktionen des atmosphärischen Stickstoffs. Oxide lösen sich zu Säuren auf; diese Stickstoffverbindungen im Wasser gelangen in den Boden. Dank des Kreislaufs des Elements in der Natur werden seine Reserven in der Erdkruste und in der Luft ständig wieder aufgefüllt. Komplexe organische Moleküle, die Stickstoff enthalten, werden von Bakterien in anorganische Bestandteile zerlegt.
Praktischer Nutzen
Die wichtigsten Stickstoffverbindungen für die Landwirtschaft sind gut lösliche Salze. Harnstoff, Kalium, Kalzium), Ammoniumverbindungen (wässrige Lösung von Ammoniak, Chlorid, Sulfat, Ammoniumnitrat) werden von Pflanzen aufgenommen.
Die inerten Eigenschaften von Stickstoff und die Unfähigkeit der Pflanzen, ihn aus der Luft aufzunehmen, führen dazu, dass jährlich große Dosen Nitrat verabreicht werden müssen. Teile des Pflanzenorganismus sind in der Lage, Makronährstoffe „für eine zukünftige Verwendung“ zu speichern, was die Qualität des Produkts verschlechtert. Überschüssige Früchte können beim Menschen zu Vergiftungen und zur Entstehung bösartiger Neubildungen führen. Neben der Landwirtschaft werden Stickstoffverbindungen auch in anderen Branchen eingesetzt:
- um Medikamente zu besorgen;
- zur chemischen Synthese hochmolekularer Verbindungen;
- bei der Herstellung von Sprengstoffen aus Trinitrotoluol (TNT);
- zur Herstellung von Farbstoffen.
In der Chirurgie wird NO-Oxid verwendet, der Stoff hat eine schmerzstillende Wirkung. Der Gefühlsverlust beim Einatmen dieses Gases wurde von den ersten Forschern der chemischen Eigenschaften von Stickstoff bemerkt. So entstand der Trivialname „Lachgas“.
Das Problem der Nitrate in landwirtschaftlichen Produkten
Salze der Salpetersäure – Nitrate – enthalten ein einfach geladenes NO 3-Anion. Der alte Name für diese Stoffgruppe, Salpeter, wird noch immer verwendet. Nitrate werden zur Düngung von Feldern, Gewächshäusern und Gärten verwendet. Sie werden im zeitigen Frühjahr vor der Aussaat und im Sommer in Form von Flüssigdüngern ausgebracht. Die Stoffe selbst stellen für den Menschen keine große Gefahr dar, werden aber im Körper in Nitrite und dann in Nitrosamine umgewandelt. Nitritionen NO 2- sind giftige Partikel; sie bewirken die Oxidation von zweiwertigem Eisen in Hämoglobinmolekülen zu dreiwertigen Ionen. In diesem Zustand ist die Hauptsubstanz im Blut von Mensch und Tier nicht in der Lage, Sauerstoff zu transportieren und Kohlendioxid aus dem Gewebe zu entfernen.
Warum ist eine Nitratbelastung von Lebensmitteln gefährlich für die menschliche Gesundheit?
- bösartige Tumoren, die entstehen, wenn Nitrate in Nitrosamine (Karzinogene) umgewandelt werden;
- Entwicklung einer Colitis ulcerosa,
- Hypotonie oder Hypertonie;
- Herzinsuffizienz;
- Blutgerinnungsstörung
- Schädigung der Leber, der Bauchspeicheldrüse, Entwicklung von Diabetes;
- Entwicklung von Nierenversagen;
- Anämie, Gedächtnisstörungen, Aufmerksamkeit und Intelligenz.
Der gleichzeitige Verzehr verschiedener Lebensmittel mit hohen Nitratdosen führt zu einer akuten Vergiftung. Quellen können Pflanzen, Trinkwasser, Fertiggerichte aus Fleisch sein. Durch Einweichen in sauberem Wasser und Kochen können Sie den Nitratgehalt in Lebensmitteln reduzieren. Forscher haben herausgefunden, dass in unreifen und Gewächshauspflanzenprodukten höhere Dosen gefährlicher Verbindungen vorkommen.
Phosphor ist ein Element der Stickstoff-Untergruppe
Atome chemischer Elemente, die sich in derselben vertikalen Spalte des Periodensystems befinden, weisen gemeinsame Eigenschaften auf. Phosphor befindet sich in der dritten Periode und gehört wie Stickstoff zur Gruppe 15. Der atomare Aufbau der Elemente ist ähnlich, es gibt jedoch Unterschiede in den Eigenschaften. Stickstoff und Phosphor weisen in ihren Verbindungen mit Metallen und Wasserstoff eine negative Oxidationsstufe und die Wertigkeit III auf.
Viele Reaktionen von Phosphor finden bei normalen Temperaturen statt; es ist ein chemisch aktives Element. Reagiert mit Sauerstoff unter Bildung des höheren Oxids P 2 O 5 . Eine wässrige Lösung dieser Substanz hat die Eigenschaften einer Säure (Metaphosphorsäure). Beim Erhitzen entsteht Orthophosphorsäure. Es bildet verschiedene Arten von Salzen, von denen viele als Mineraldünger dienen, beispielsweise Superphosphate. Stickstoff- und Phosphorverbindungen sind ein wichtiger Bestandteil des Stoff- und Energiekreislaufs auf unserem Planeten und werden in industriellen, landwirtschaftlichen und anderen Tätigkeitsbereichen eingesetzt.
