Stickstoffoxidationsgrad. Die wichtigsten Stickstoffverbindungen Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Verbindungen

STICKSTOFF, N (Stickstoffium) , chemisches Element (unter 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, der jedoch nur einen kleinen Teil des in der Erdkruste enthaltenen Stickstoffs ausmacht. 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 (NO). 3), Nitrite (NO2), Cyanide (CN), Nitride (N3) und Azide (N3). Historische Referenz. Die Experimente von A. Lavoisier, die sich der Untersuchung der Rolle der Atmosphäre bei der Aufrechterhaltung von Leben und Verbrennungsprozessen widmeten, bestätigten die Existenz einer relativ inerten Substanz in der Atmosphäre. Ohne die elementare Natur des nach der Verbrennung verbleibenden Gases festzustellen, nannte Lavoisier es Azote, was im Altgriechischen „leblos“ bedeutet. Im Jahr 1772 stellte D. Rutherford aus Edinburgh fest, dass dieses Gas ein Element ist und nannte es „schädliche Luft“. Der lateinische Name für Stickstoff kommt von den griechischen Wörtern Nitron und gen, was „salpeterbildend“ bedeutet.Stickstofffixierung und Stickstoffkreislauf. Der Begriff „Stickstofffixierung“ bezeichnet den Prozess der Fixierung von Luftstickstoff N 2 . In der Natur kann dies auf zwei Arten geschehen: Entweder bilden Hülsenfrüchte wie Erbsen, Klee und Sojabohnen Knötchen an ihren Wurzeln, in denen stickstofffixierende Bakterien sie in Nitrate umwandeln, oder Luftstickstoff wird unter Blitzbedingungen durch Sauerstoff oxidiert. S. Arrhenius stellte fest, dass auf diese Weise jährlich bis zu 400 Millionen Tonnen Stickstoff gebunden 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 einer Massenzahl von 14 (enthält 7 Protonen und 7 Neutronen) und mitMassenzahl 15 (enthält 7 Protonen und 8 Neutronen). Ihr Verhältnis beträgt 99,635:0,365, die Atommasse von Stickstoff beträgt also 14,008. Instabile Stickstoffisotope 12 N, 13 N, 16 N, 17 N wird künstlich gewonnen.Schematische elektronische Struktur des Stickstoffatoms ist: 1 S 2 2S 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Folglich enthält die äußere (zweite) Elektronenhülle 5 Elektronen, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können; Stickstofforbitale können auch Elektronen aufnehmen, d.h. Es ist möglich, Verbindungen mit Oxidationsstufen zu bilden aus ( II I) bis (V), und sie sind bekannt. siehe auch ATOMARE STRUKTUR.Molekularer Stickstoff. Aus Messungen der Gasdichte wurde festgestellt, dass das Stickstoffmolekül zweiatomig ist, d. h. Die Summenformel von Stickstoff lautet Nє N (oder N 2 ). Zwei Stickstoffatome haben drei äußere 2P- Elektronen jedes Atoms bilden eine Dreifachbindung:N:::N: und bilden Elektronenpaare. Gemessener interatomarer Abstand N N entspricht 1,095 Å . So wie es bei Wasserstoff der Fall ist (cm. WASSERSTOFF) Es gibt Stickstoffmoleküle mit unterschiedlichen Kernspins – symmetrisch und antisymmetrisch. Bei normalen Temperaturen beträgt das Verhältnis von symmetrischer und antisymmetrischer Form 2:1. Im festen Zustand sind zwei Modifikationen von Stickstoff bekannt: A kubisch und B hexagonal mit Übergangstemperatur a® b 237,39° C. Änderung B schmilzt bei 209,96° C und siedet bei 195,78° C bei 1 atm ( cm. Tisch 1). Dissoziationsenergie eines Mols (28,016 g oder 6,023 Kapitel 10 23 Moleküle) molekularer Stickstoff in Atome ( N 2 2N) entspricht 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 kostengünstige Methode der Verflüssigung gereinigter Luft (Wasserdampf, CO) zurückzuführen 2 , Staub und andere Verunreinigungen werden entfernt). Aufeinanderfolgende Zyklen der Kompression, Abkühlung und Expansion dieser Luft führen zu ihrer Verflüssigung. Flüssige Luft wird einer fraktionierten Destillation mit langsamem Temperaturanstieg unterzogen. Zuerst werden die Edelgase freigesetzt, dann Stickstoff und übrig bleibt flüssiger Sauerstoff. Die Reinigung wird durch wiederholte Fraktionierungsprozesse erreicht. Bei dieser Methode werden jährlich viele Millionen Tonnen Stickstoff produziert, hauptsächlich für die Synthese von Ammoniak, dem Ausgangsstoff für die Produktionstechnologie verschiedener stickstoffhaltiger Verbindungen für Industrie und Landwirtschaft. Darüber hinaus wird häufig eine Atmosphäre aus gereinigtem Stickstoff verwendet, wenn die Anwesenheit von Sauerstoff nicht akzeptabel ist.Labormethoden. Stickstoff kann im Labor in kleinen Mengen auf verschiedene Weise durch Oxidation von Ammoniak oder Ammoniumionen gewonnen werden, zum Beispiel:

Der Prozess der Oxidation von Ammoniumionen mit Nitritionen ist sehr praktisch:Es sind auch andere Methoden bekannt: 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
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.

Chemische Eigenschaften. Wie bereits erwähnt, ist die vorherrschende Eigenschaft von Stickstoff unter normalen Temperatur- und Druckbedingungen seine Trägheit oder geringe chemische Aktivität. Die elektronische Struktur von Stickstoff enthält ein Elektronenpaar von 2 S-Ebene und drei halb gefüllt 2 R-Orbitale, sodass ein Stickstoffatom nicht mehr als vier andere Atome binden kann, d. h. seine Koordinationszahl ist vier. Die geringe Größe eines Atoms begrenzt auch die Anzahl der Atome oder Atomgruppen, die ihm zugeordnet werden können. Daher haben viele Verbindungen anderer Mitglieder der VA-Untergruppe entweder überhaupt keine Analoga unter den Stickstoffverbindungen oder ähnliche Stickstoffverbindungen erweisen sich als instabil. Also, PCl 5 stabile Verbindung und NCl 5 existiert nicht. Ein Stickstoffatom ist in der Lage, sich mit einem anderen Stickstoffatom zu verbinden und mehrere recht stabile Verbindungen wie Hydrazin N zu bilden 2 H 4 und Metallazide MN 3 . Diese Art der Bindung ist für chemische Elemente (mit Ausnahme von Kohlenstoff und Silizium) ungewöhnlich. Bei erhöhten Temperaturen reagiert Stickstoff mit vielen Metallen und bildet teilweise ionische Nitride M x N j . In diesen Verbindungen ist Stickstoff negativ geladen. In der Tabelle Tabelle 2 zeigt die Oxidationsstufen und Beispiele entsprechender Verbindungen.

Tabelle 2. OXIDATIONSZUSTÄNDE VON STICKSTOFF UND ENTSPRECHENDEN VERBINDUNGEN
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)

Nitride. Verbindungen von Stickstoff mit elektropositiveren Elementen, Metallen und Nichtmetallnitriden ähneln Carbiden und Hydriden. Sie können je nach Art der MN-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 N-Ion zu bilden 3 . Zu diesen Nitriden gehört Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 und Cu 3 N 2 . Außer Lithium bilden andere Alkalimetalle keine IA-Untergruppen der Nitride. Ionische Nitride haben hohe Schmelzpunkte und reagieren mit Wasser unter Bildung von NH 3 und Metallhydroxide.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 (NF). 3 und NCl 3 ). Zu den kovalenten Nitriden gehört beispielsweise Si 3 N 4 , P 3 N 5 und BN sind hochstabile weiße Substanzen, und BN hat zwei allotrope Modifikationen: hexagonal und diamantartig. Letzterer entsteht bei hohen Drücken und Temperaturen und weist eine Härte auf, die der von Diamant nahekommt.Nitride mit einem mittleren Bindungstyp. Übergangselemente in Reaktion mit NH 3 Bei hohen Temperaturen bilden sie eine ungewöhnliche Klasse von Verbindungen, in denen Stickstoffatome zwischen gleichmäßig verteilten Metallatomen verteilt sind. In diesen Verbindungen gibt es keine eindeutige Elektronenverschiebung. Beispiele für solche Nitride sind Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Diese Verbindungen sind in der Regel völlig inert und weisen eine gute elektrische Leitfähigkeit auf.Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs. Stickstoff und Wasserstoff interagieren und bilden Verbindungen, die entfernt an Kohlenwasserstoffe erinnern (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 NH 3 und Hydrazin N 2 H 4 . Dazu gehört auch Hydrosalpetersäure HNNN (HN 3). Ammoniak NH3. Ammoniak ist eines der wichtigsten Industrieprodukte der modernen Wirtschaft. Am Ende des 20. Jahrhunderts. Die USA produzierten ca. 13 Millionen Tonnen Ammoniak pro Jahr (bezogen auf wasserfreies Ammoniak).Molekülstruktur. NH 3-Molekül hat eine fast pyramidenförmige Struktur. Der Bindungswinkel HNH beträgt 107° , was nahe am Tetraederwinkel 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
Eigentum
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)

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 Stoffe. 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 erfolgtDie blaue Farbe wird mit der Solvatisierung und der Bewegung von Elektronen oder der Beweglichkeit von „Löchern“ in einer Flüssigkeit in Verbindung gebracht. Bei einer hohen Natriumkonzentration in flüssigem Ammoniak nimmt die Lösung eine bronzene Farbe an und ist elektrisch gut leitfähig. Ungebundenes Alkalimetall kann aus einer solchen Lösung durch Verdampfen von Ammoniak oder Zugabe von Natriumchlorid abgetrennt werden. Lösungen von Metallen in Ammoniak sind gute Reduktionsmittel. Autoionisierung findet in flüssigem Ammoniak statt

ähnlich dem im Wasser ablaufenden Prozess:

Einige chemische Eigenschaften beider Systeme werden in der Tabelle verglichen. 4.

Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel ist in manchen Fällen von Vorteil, wenn Reaktionen in Wasser aufgrund der schnellen Wechselwirkung der Komponenten mit Wasser (z. B. Oxidation und Reduktion) nicht möglich sind. Beispielsweise reagiert Calcium in flüssigem Ammoniak mit KCl unter Bildung von CaCl 2 und K, da CaCl 2 in flüssigem Ammoniak unlöslich und K löslich ist und die Reaktion vollständig abläuft. In Wasser ist eine solche Reaktion aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Ca mit Wasser unmöglich.

Produktion von Ammoniak. 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
Wasserumgebung	Ammoniakumgebung
Neutralisation
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hydrolyse (Protolyse)


PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Auswechslung
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Lösung (Komplexierung )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amphoterizität
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Chemische Eigenschaften von Ammoniak. Zusätzlich zu den in der Tabelle genannten Reaktionen. 4, Ammoniak reagiert mit Wasser unter Bildung einer NH-Verbindung 3 H H 2 O, das oft fälschlicherweise als Ammoniumhydroxid NH bezeichnet wird 4 OH; in Wirklichkeit Existenz NH4OH nicht in Lösung bewiesen. Eine wässrige Ammoniaklösung („Ammoniak“) besteht überwiegend aus NH 3, H 2 O und geringen Konzentrationen an NH-Ionen 4 + und OH , während der Dissoziation gebildetDie grundlegende Natur von Ammoniak wird durch das Vorhandensein eines freien Elektronenpaars Stickstoff:NH erklärt 3. Daher NH 3 ist 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), interagiert mit NH 3 unter Bildung einer Koordinationsverbindung. Zum Beispiel:

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., 1969
Nekrasov B.V. Grundlagen der allgemeinen Chemie. M., 1973
Probleme bei der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie. M., 1982

Die Oxidationsstufen von Stickstoff in Verbindungen sind −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −3 werden durch Nitride repräsentiert, von denen Ammoniak praktisch das wichtigste ist;

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −2 sind weniger typisch und werden durch Pernitride dargestellt, von denen das wichtigste Wasserstoffpernitrid N2H4 oder Hydrazin ist (es gibt auch ein äußerst instabiles Wasserstoffpernitrid N2H2, Diimid);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe −1 NH2OH (Hydroxylamin) ist eine instabile Base, die zusammen mit Hydroxylammoniumsalzen in der organischen Synthese verwendet wird;

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +1 Stickoxid (I) N2O (Distickstoffmonoxid, Lachgas);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +2 Stickoxid (II) NO (Stickstoffmonoxid);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +3 Stickoxid (III) N2O3, salpetrige Säure, Derivate des NO2−-Anions, Stickstofftrifluorid (NF3);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +4 Stickoxid (IV) NO2 (Stickstoffdioxid, braunes Gas);

Stickstoffverbindungen in der Oxidationsstufe +5 Stickoxid (V) N2O5, Salpetersäure, ihre Salze – Nitrate und andere Derivate, sowie Tetrafluorammonium NF4+ und seine Salze.

Ammoniak ist eine Verbindung aus Stickstoff und Wasserstoff. Es ist wichtig in der chemischen Industrie. Die Formel von Ammoniak lautet NH 3.

Farbloses Gas mit charakteristischem stechenden Geruch. Ammoniak ist viel leichter als Luft, die Masse eines Liters dieses Gases beträgt 0,77 g. Aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen hat Ammoniak einen ungewöhnlich hohen Siedepunkt, der nicht seinem niedrigen Molekulargewicht entspricht, und ist in Wasser gut löslich.

Ammoniumsalze. Die meisten Ammoniumsalze sind farblos und gut wasserlöslich. In einigen Eigenschaften ähneln sie Salzen von Alkalimetallen, insbesondere Kalium. Ammoniumsalze sind thermisch instabil. Beim Erhitzen zersetzen sie sich. Dieser Abbau kann reversibel oder irreversibel erfolgen.

Ammoniumsalze werden häufig verwendet. Die meisten davon (Ammoniumsulfat, Ammoniumnitrat) werden als Düngemittel verwendet. Ammoniumchlorid oder Ammoniak wird in der Färberei- und Textilindustrie, beim Löten und Verzinnen sowie in galvanischen Zellen verwendet.

Salpetersäure ist eine starke einbasige Säure. In verdünnten Lösungen zerfällt es vollständig in H +1- und NO -1 3-Ionen.

Reine Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Siedet bei 86 °C. Hygroskopisch. Unter Lichteinfluss zersetzt es sich allmählich.

Salpetersäure ist ein starkes Oxidationsmittel. Viele Nichtmetalle werden dadurch leicht oxidiert und verwandeln sich in Säuren.

Salpetersäure wirkt auf fast alle Metalle mit Ausnahme von Gold, Platin, Tantal, Rhodium und Iridium. Konzentrierte Salpetersäure führt dazu, dass einige Metalle (Eisen, Aluminium, Chrom) passiv werden. Die Oxidationsstufe von Stickstoff in Salpetersäure beträgt +5. Je höher die Konzentration von HNO 3 ist, desto weniger stark wird es reduziert. Bei Reaktionen mit konzentrierter Salpetersäure wird normalerweise NO 2 freigesetzt. Wenn verdünnte Salpetersäure mit niedrigaktiven Metallen wie Kupfer reagiert, wird NO freigesetzt.

Anwendung. Es wird in großen Mengen zur Herstellung von Stickstoffdüngern, Farbstoffen, Sprengstoffen und Medikamenten verwendet. Salpetersäure wird bei der Herstellung von Schwefelsäure nach dem salpetrigen Verfahren verwendet und wird zur Herstellung von Zelluloselacken und -folien verwendet.

Salze der Salpetersäure. Einbasige Salpetersäure bildet nur mittlere Salze, die Nitrate genannt werden. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich und zersetzen sich beim Erhitzen unter Freisetzung von Sauerstoff.

Nitrate der aktivsten Metalle, die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Magnesium liegen, werden zu Nitriten.

Unter den Salzen der Salpetersäure sind die Natrium-, Kalium-, Ammonium- und Calciumnitrate die wichtigsten, die in der Praxis als Nitrat bezeichnet werden. Nitrit wird hauptsächlich als Düngemittel verwendet.

Stickstoffdünger Ammoniumnitrat (Ammoniumnitrat) Dies ist der wirksamste stickstoffreiche Dünger. Enthält 33-35 % Stickstoff in Nitrat- und Ammoniakform. Löst sich leicht in Wasser und eignet sich gut für viele Böden. Ammoniumsulfat Enthält etwa 21 % Stickstoff. Es ist ein farbloser, rhombischer Kristall. Dieser Dünger ist weniger hygroskopisch als Ammoniumnitrat, verklumpt nicht und ist nicht brennbar. Harnstoff Dies ist der wertvollste stickstoffhaltige Dünger. Harnstoff enthält die größte Menge an Stickstoff (ca. 46 %) in einer Form, die von Pflanzen leicht aufgenommen werden kann. Es erscheint als farblose oder gelbliche Kristalle und ist in Wasser gut löslich. Harnstoff ist nicht explosiv, leicht hygroskopisch und verklumpt nicht. Kaliumnitrat (Kaliumnitrat) Kaliumnitrat enthält etwa dreimal mehr Kalium als Stickstoff. Daher wird es in Kombination mit anderen Düngemitteln verwendet. Calciumnitrat (Norwegischer Salpeter) Ein wertvoller Stickstoffdünger. Enthält etwa 13 % Stickstoff. Ammoniumchlorid ist ein weißes Pulver, enthält etwa 25 % Stickstoff

Stickstoff ist vielleicht das häufigste chemische Element im gesamten Sonnensystem. Genauer gesagt steht Stickstoff an vierter Stelle. Stickstoff ist in der Natur ein Edelgas.

Dieses Gas hat weder Farbe noch Geruch und ist sehr schwer in Wasser löslich. Allerdings neigen Nitratsalze dazu, sehr gut mit Wasser zu reagieren. Stickstoff hat eine geringe Dichte.

Stickstoff ist ein erstaunliches Element. Es wird vermutet, dass der Name aus der altgriechischen Sprache stammt, was übersetzt „leblos, verdorben“ bedeutet. Warum so eine negative Einstellung gegenüber Stickstoff? Schließlich wissen wir, dass es Teil von Proteinen ist und das Atmen ohne es fast unmöglich ist. Stickstoff spielt in der Natur eine wichtige Rolle. Aber in der Atmosphäre ist dieses Gas inert. Wenn Sie es so einnehmen, wie es in seiner ursprünglichen Form ist, sind viele Nebenwirkungen möglich. Das Opfer kann sogar ersticken. Schließlich wird Stickstoff als leblos bezeichnet, weil er weder die Verbrennung noch die Atmung unterstützt.

Unter normalen Bedingungen reagiert ein solches Gas nur mit Lithium und bildet eine Verbindung wie Lithiumnitrid Li3N. Wie wir sehen können, beträgt die Oxidationsstufe von Stickstoff in einer solchen Verbindung -3. Natürlich reagiert es auch mit anderen Metallen, allerdings nur beim Erhitzen oder unter Verwendung verschiedener Katalysatoren. -3 ist übrigens die niedrigste Oxidationsstufe von Stickstoff, da nur 3 Elektronen benötigt werden, um das äußere Energieniveau vollständig zu füllen.

Dieser Indikator hat verschiedene Bedeutungen. Jede Oxidationsstufe von Stickstoff hat ihre eigene Verbindung. Es ist besser, sich solche Zusammenhänge einfach zu merken.

5 ist die höchste Oxidationsstufe von Stickstoff. Kommt in allen Nitratsalzen vor.

DEFINITION

Stickstoff- das siebte Element des Periodensystems. Befindet sich in der zweiten Periode V der Gruppe A-Untergruppe. Bezeichnung – N.

Stickstoff ist ein typisches nichtmetallisches Element; in der Elektronegativität (3,0) steht es nach Fluor und Sauerstoff an zweiter Stelle.

Natürlicher Stickstoff besteht aus den beiden stabilen Isotopen 14 N (99,635 %) und 15 N (0,365 %).

Das Stickstoffmolekül ist zweiatomig. Zwischen den Stickstoffatomen im Molekül besteht eine Dreifachbindung, wodurch das N 2 -Molekül extrem stark ist. Molekularer Stickstoff ist chemisch inaktiv und schwach polarisiert.

Unter normalen Bedingungen ist molekularer Stickstoff ein Gas. Die Schmelzpunkte (-210 °C) und Siedepunkte (-195,8 °C) von Stickstoff sind sehr niedrig; es ist in Wasser und anderen Lösungsmitteln schlecht löslich.

Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Verbindungen

Stickstoff bildet durch die Bildung kovalenter unpolarer Bindungen zweiatomige Moleküle der Zusammensetzung N 2, und in Verbindungen mit unpolaren Bindungen ist bekanntlich die Oxidationsstufe der Elemente gleich null.

Stickstoff zeichnet sich durch ein ganzes Spektrum an Oxidationsstufen aus, darunter sowohl positive als auch negative.

Oxidationszustand (-3) Stickstoff manifestiert sich in Verbindungen, die Nitride genannt werden (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), von denen das bekannteste Ammoniak (N -3 H +1 3) ist.

Oxidationszustand (-2) Stickstoff manifestiert sich in Verbindungen vom Peroxidtyp – Pernitriden, deren einfachster Vertreter Hydrazin (Wasserstoffdiamid/Pernitrid) – N –2 2 H 2 ist.

In einer Verbindung namens Hydroxylamin - N -1 H 2 OH- weist Stickstoff eine Oxidationsstufe auf (-1) .

Die stabilsten positiven Oxidationsstufen von Stickstoff sind (+3) Und (+5) . Das erste davon manifestiert sich in Fluorid (N +3 F -1 3), Oxid (N +3 2 O -2 3), Oxohalogeniden (N +3 OCl, N +3 OBr usw.) sowie Derivaten Anion NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2 usw.). Die Oxidationsstufe (+5) von Stickstoff manifestiert sich im Oxid N +5 2 O 5, Oxonitrid N +5 ON, Dioxofluorid N +5 O 2 F sowie im Trioxonitrat (V)-Ion NO 3 - und Dinitridonitrat (V) Ion NH 2 - .

Stickstoff weist auch Oxidationsstufen auf (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O und (+4) N +4 O 2 in seinen Verbindungen, aber viel seltener.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung

Geben Sie die Oxidationsstufen von Sauerstoff in den Verbindungen an: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2.

Antwort

Sauerstoff bildet mehrere Arten binärer Verbindungen, in denen er charakteristische Oxidationsstufen aufweist. Wenn also Sauerstoff Teil der Oxide ist, ist seine Oxidationsstufe (-2), wie in La 2 O 3 und Cl 2 O 7.

In Peroxiden ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2.

In Kombination mit Fluor (OF 2) beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff (+2).

Der Oxidationszustand eines Elements in einer einfachen Substanz ist immer Null (O o 2).

Stoffe der Zusammensetzung KO 2 und KO 3 sind Superperoxid (Superoxid) und Kaliumozonid, in denen Sauerstoff fraktionierte Oxidationsstufen aufweist: (-1/2) und (-1/3).

Antwort

(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 und (+2).

BEISPIEL 2

Übung	Geben Sie die Oxidationsstufen von Stickstoff in den Verbindungen an: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5.
Lösung	Die Oxidationsstufe eines Elements in einer einfachen Substanz ist immer Null (N o 2). Es ist bekannt, dass in Oxiden die Oxidationsstufe von Sauerstoff (-2) ist. Mithilfe der Elektroneutralitätsgleichung bestimmen wir, dass die Oxidationsstufen von Stickstoff in Oxiden gleich sind: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.