Lämmastiku oksüdatsiooniastmed ammooniumis. Olulisemad lämmastikuühendid

Õigesti paigutamiseks oksüdatsiooniseisundid Silmas tuleb pidada nelja reeglit.

1) B lihtne asi mis tahes elemendi oksüdatsiooniaste on 0. Näited: Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Peaksite meeles pidama, millised elemendid on iseloomulikud pidevad oksüdatsiooniastmed. Kõik need on tabelis loetletud.

3) Elemendi kõrgeim oksüdatsiooniaste langeb reeglina kokku selle rühma arvuga, milles see element asub (näiteks fosfor on V rühmas, fosfori kõrgeim SD on +5). Olulised erandid: F, O.

4) Ülejäänud elementide oksüdatsiooniastmete otsimine põhineb lihtne reegel:

Neutraalses molekulis on kõigi elementide oksüdatsiooniastmete summa võrdne nulliga ja ioonis - iooni laeng.

Mõned lihtsad näited oksüdatsiooniastmete määramiseks

Näide 1. Ammoniaagis (NH 3) on vaja leida elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus. Teame juba (vt 2), et art. OKEI. vesinik on +1. Jääb see lämmastiku omadus leida. Olgu x soovitud oksüdatsiooniaste. Koostame kõige lihtsama võrrandi: x + 3 (+1) \u003d 0. Lahendus on ilmne: x \u003d -3. Vastus: N -3 H 3 +1.

Näide 2. Täpsustage kõigi H 2 SO 4 molekuli aatomite oksüdatsiooniastmed.

Lahendus. Vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmed on juba teada: H(+1) ja O(-2). Koostame väävli oksüdatsiooniastme määramiseks võrrandi: 2 (+1) + x + 4 (-2) \u003d 0. Selle võrrandi lahendamisel leiame: x \u003d +6. Vastus: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Näide 3. Arvutage Al(NO 3) 3 molekuli kõigi elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus. Algoritm jääb muutumatuks. Alumiiniumnitraadi "molekuli" koostis sisaldab ühte Al-aatomit (+3), 9 hapnikuaatomit (-2) ja 3 lämmastikuaatomit, mille oksüdatsiooniastme peame arvutama. Vastav võrrand: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Vastus: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

Näide 4. Määrake kõigi (AsO 4) 3- iooni aatomite oksüdatsiooniaste.

Lahendus. Sel juhul ei võrdu oksüdatsiooniastmete summa enam nulliga, vaid iooni laenguga, st -3. Võrrand: x + 4 (-2) = -3. Vastus: As(+5), O(-2).

Mida teha, kui kahe elemendi oksüdatsiooniaste on teadmata

Kas sarnase võrrandi abil on võimalik määrata mitme elemendi oksüdatsiooniastet korraga? Kui arvestada see ülesanne Matemaatiliselt on vastus eitav. Lineaarne võrrand kahe muutujaga ei saa olla ainulaadset lahendust. Kuid me ei lahenda lihtsalt võrrandit!

Näide 5. Määrake kõigi (NH 4) 2 SO 4 elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus. Vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmed on teada, kuid väävli ja lämmastiku puhul mitte. Klassikaline näide probleemist kahe tundmatuga! Ammooniumsulfaati ei käsitleta mitte ühe "molekulina", vaid kahe iooni kombinatsioonina: NH 4 + ja SO 4 2-. Me teame ioonide laenguid, igaüks neist sisaldab ainult ühte teadmata oksüdatsiooniastmega aatomit. Varasemate ülesannete lahendamisel saadud kogemusi kasutades saame hõlpsasti leida lämmastiku ja väävli oksüdatsiooniastmeid. Vastus: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

Järeldus: kui molekul sisaldab mitut tundmatu oksüdatsiooniastmega aatomit, proovige molekuli "tükeldada" mitmeks osaks.

Kuidas korraldada orgaanilistes ühendites oksüdatsiooniolekuid

Näide 6. Märkige kõigi CH 3 CH 2 OH elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus. Oksüdatsiooniastmete leidmine orgaanilised ühendid on oma spetsiifika. Eelkõige on vaja iga süsinikuaatomi jaoks eraldi leida oksüdatsiooniastmed. Saate põhjendada järgmiselt. Mõelge näiteks metüülrühma süsinikuaatomile. See C-aatom on ühendatud 3 vesinikuaatomiga ja külgneva süsinikuaatomiga. Kõrval S-N ühendused toimub elektrontiheduse nihe süsinikuaatomi suunas (kuna C elektronegatiivsus ületab vesiniku EO). Kui see nihe oleks täielik, omandaks süsinikuaatom laengu -3.

C-aatom rühmas -CH2OH on seotud kahe vesinikuaatomiga (elektronitiheduse nihe C suunas), ühe hapnikuaatomiga (elektronitiheduse nihe O suunas) ja ühe süsinikuaatomiga (võime eeldada, et elektrontiheduse nihked selles juhtum ei juhtu). Süsiniku oksüdatsiooniaste on -2 +1 +0 = -1.

Vastus: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

Ärge ajage segi mõisteid "valents" ja "oksüdatsiooniaste"!

Oksüdatsiooni olekut aetakse sageli segi valentsiga. Ärge tehke seda viga. Toon välja peamised erinevused:

• oksüdatsiooniastmel on märk (+ või -), valents - ei;
• oksüdatsiooniaste võib olla võrdne nulliga isegi keerulises aines, valentsi võrdsus nulliga tähendab reeglina seda, et selle elemendi aatom ei ole seotud teiste aatomitega (me ei käsitle mingeid inklusioonühendeid ja muud "eksootika" siin);
• oksüdatsiooniaste on formaalne mõiste, mis omandab tegeliku tähenduse ainult ioonsete sidemetega ühendite puhul, mõistet "valents", vastupidi, on kõige mugavam rakendada kovalentsete ühendite puhul.

Oksüdatsiooniaste (täpsemalt selle moodul) on sageli arvuliselt võrdne valentsiga, kuid veelgi sagedamini need väärtused EI lange kokku. Näiteks süsiniku oksüdatsiooniaste CO 2-s on +4; valents C on samuti võrdne IV-ga. Kuid metanoolis (CH 3 OH) jääb süsiniku valents samaks ja C oksüdatsiooniaste on -1.

Väike test teemal "Oksüdatsiooniaste"

Leidke mõni minut, et kontrollida, kuidas olete sellest teemast aru saanud. Peate vastama viiele lihtsale küsimusele. Edu!

Lämmastiku oksüdatsiooniastmed ühendites −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

-3 oksüdatsiooniastmes lämmastikuühendeid esindavad nitriidid, millest ammoniaak on praktiliselt kõige olulisem;

Vähem tüüpilised on -2 oksüdatsiooniastmes lämmastikuühendid, mida esindavad pernitriidid, millest olulisim vesinikpernitriid on N2H4 ehk hüdrasiin (seal on ka äärmiselt ebastabiilne vesinikpernitriid N2H2, diimiid);

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes -1 NH2OH (hüdroksüamiin) - ebastabiilne alus, mida kasutatakse koos hüdroksüülammooniumisooladega orgaanilises sünteesis;

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes +1 lämmastikoksiid (I) N2O (lämmastikoksiid, naerugaas);

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes +2 lämmastikoksiid (II) NO (lämmastikmonooksiid);

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes +3 lämmastikoksiid (III) N2O3, lämmastikhape, NO2− aniooni derivaadid, lämmastiktrifluoriid (NF3);

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes +4 lämmastikoksiid (IV) NO2 (lämmastikdioksiid, pruun gaas);

Lämmastikuühendid oksüdatsiooniastmes +5 lämmastikoksiid (V) N2O5, lämmastikhape, selle soolad - nitraadid ja muud derivaadid, samuti tetrafluoroammoonium NF4 + ja selle soolad.

Ammoniaak on lämmastiku ja vesiniku ühend. Sellel on tähtsust sisse keemiatööstus. Ammoniaagi valem on NH 3 .

Iseloomuliku terava lõhnaga värvitu gaas. Ammoniaak on õhust palju kergem, selle gaasi ühe liitri mass on 0,77 g.Vesiniksidemete tõttu on ammoniaagil ebanormaalselt kõrge keemistemperatuur, mis ei vasta selle madalale molekulmassile, ja lahustub vees hästi.

Ammooniumisoolad. Enamik ammooniumisooli on värvitud ja vees hästi lahustuvad. Mõnede omaduste poolest on need sarnased leelismetallisooladele, eriti kaaliumisooladele. Ammooniumisoolad on termiliselt ebastabiilsed. Kuumutamisel need lagunevad. See lagunemine võib toimuda pöörduvalt ja pöördumatult.

Leitakse ammooniumisoolasid lai rakendus. Enamikku neist (ammooniumsulfaat, ammooniumnitraat) kasutatakse väetisena. Ammooniumkloriidi ehk ammoniaaki kasutatakse värvi- ja tekstiilitööstuses, jootmisel ja tinatamisel, samuti galvaanilistes elementides.

Lämmastikhape on tugev ühealuseline hape. Lahjendatud lahustes laguneb täielikult H +1 ja NO -1 3 ioonideks.

Puhas lämmastikhape on terava lõhnaga värvitu vedelik. Keeb 86 °C juures. Hügroskoopne. Valguse mõjul laguneb see järk-järgult.

Lämmastikhape on tugev oksüdeerija. Paljud mittemetallid oksüdeeruvad sellega kergesti, muutudes hapeteks.

Lämmastikhape mõjutab peaaegu kõiki metalle, välja arvatud kuld, plaatina, tantaal, roodium ja iriidium. Kontsentreeritud lämmastikhape viib mõned metallid (raud, alumiinium, kroom) passiivsesse olekusse. Lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappes on +5. Mida suurem on HNO 3 kontsentratsioon, seda vähem sügavalt see taastub. Reaktsioonides kontsentreeritud lämmastikhappega eraldub tavaliselt NO 2. Kui lahjendatud lämmastikhape reageerib madala aktiivsusega metallidega, näiteks vasega, vabaneb NO.

Rakendus. AT suured hulgad seda kasutatakse lämmastikväetiste, värvainete, lõhkeainete tootmiseks, ravimid. Lämmastikhapet kasutatakse väävelhappe tootmisel lämmastikmeetodil, kasutatakse tsellulooslakkide, kilede valmistamiseks.

Lämmastikhappe soolad. Ühealuseline lämmastikhape moodustab ainult keskmisi sooli, mida nimetatakse nitraatideks. Kõik nitraadid lahustuvad vees hästi ja kuumutamisel lagunevad koos hapniku eraldumisega.

Kõige aktiivsemate metallide nitraadid, mis asuvad magneesiumist vasakul standardsete elektroodide potentsiaalide reas, muutuvad nitrititeks.

Lämmastikhappe sooladest on olulisemad naatrium-, kaalium-, ammoonium- ja kaltsiumnitraadid, mida praktikas nimetatakse nitraatideks. Salpeetrit kasutatakse peamiselt väetisena.

Lämmastikväetised Ammooniumnitraat (ammooniumnitraat) See on kõige tõhusam lämmastikurikkam väetis. Sisaldab 33-35% lämmastikku nitraadi ja ammoniaagi kujul. Vees kergesti lahustuv, toimib hästi paljudel muldadel Ammooniumsulfaat Sisaldab umbes 21% lämmastikku. Esindab rombilise kujuga värvituid kristalle. See väetis on vähem hügroskoopne kui ammooniumnitraat, ei paakne, ei ole süttiv Uurea See on kõige väärtuslikum lämmastikku sisaldav väetis. Karbamiid sisaldab suurim arv lämmastik (umbes 46%) taimedele hästi omastaval kujul. See on värvitu või kollakas kristall, mis lahustub vees. Karbamiid ei ole plahvatusohtlik, kergelt hügroskoopne, ei kleepu. Kaaliumnitraat (kaaliumnitraat) Kaaliumnitraat sisaldab ligikaudu 3 korda rohkem kaaliumi kui lämmastik. Seetõttu kasutatakse seda koos teiste väetistega Kaltsiumnitraat (Norra salpeet) Väärtuslik lämmastikväetis. Sisaldab umbes 13% lämmastikku Ammooniumkloriid Valge pulber, sisaldab umbes 25% lämmastikku

Eksponeeritakse keemilisi elemente erinevad kraadid oksüdatsioon, mis võimaldab moodustumist keemilised reaktsioonid suur hulk teatud omadustega ühendeid. Teades elektrooniline struktuur aatomiga, võite arvata, millised ained tekivad.

Lämmastiku oksüdatsiooniaste võib varieeruda vahemikus -3 kuni +5, mis näitab sellel põhinevate ühendite mitmekesisust.

Elemendi omadus

Lämmastik kuulub keemiliste elementide hulka, mis paiknevad 15. rühmas, teisel perioodil aastal perioodiline süsteem Mendelejev D. I. Talle määrati seerianumber 7 ja lühendatud tähetähis N. normaalsetes tingimustes suhteliselt inertne element, reaktsioonide toimumiseks on vajalikud eritingimused.

Looduses esineb see kaheaatomilise värvitu gaasina. atmosfääriõhk mahuosaga üle 75%. See sisaldub anorgaanilise päritoluga valgu molekulide, nukleiinhapete ja lämmastikku sisaldavate ainete koostises.

Aatomi struktuur

Ühendites sisalduva lämmastiku oksüdatsiooniastme määramiseks on vaja teada selle tuumastruktuuri ja uurida elektronkihte.

Looduslikku elementi esindavad kaks stabiilset isotoopi, mille massiarv on 14 või 15. Esimene tuum sisaldab 7 neutron- ja 7 prootonosakest ning teine ​​veel 1 neutronosakest.

Selle aatomist on kunstlikke sorte massiga 12-13 ja 16-17, millel on ebastabiilsed tuumad.

Aatomi lämmastiku elektronstruktuuri uurides on näha, et elektronkihte on kaks (sisemine ja välimine). 1s orbitaal sisaldab ühte elektronide paari.

Teine väliskest sisaldab ainult viit negatiivselt laetud osakest: kaks 2s alamtasandil ja kolm 2p orbitaalil. Valentsienergia tasemel ei ole vabu rakke, mis näitab selle elektronpaari eraldamise võimatust. 2p orbitaali peetakse ainult pooleldi elektronidega täidetuks, mis võimaldab kinnituda 3 negatiivselt laetud osakest. Sel juhul on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3.

Arvestades orbitaalide struktuuri, võime järeldada, et see element koordinatsiooninumbriga 4 seondub maksimaalselt ainult nelja teise aatomiga. Kolme sideme moodustamiseks kasutatakse vahetusmehhanismi, teine ​​moodustatakse do-nor-but-ac-chain-tor viisil.

Lämmastiku oksüdatsiooniastmed erinevates ühendites

Maksimaalne negatiivsete osakeste arv, millega selle aatom saab kinnituda, on 3. Sel juhul on selle oksüdatsiooniaste –3, mis on omane sellistele ühenditele nagu NH 3 või ammoniaak, NH 4 + või ammoonium ja Me 3 N 2 nitriidid. Viimased ained tekivad temperatuuri tõusuga lämmastiku interaktsioonil metalliaatomitega.

Suurim negatiivselt laetud osakeste arv, mida element võib eraldada, on 5.

Kaks lämmastikuaatomit on võimelised üksteisega ühinema, moodustades stabiilseid ühendeid oksüdatsiooniastmega -2. Sellist sidet täheldatakse N 2 H 4 või hüdrasiinides, erinevate metallide asiidides või MeN 3 . Lämmastikuaatom lisab vabadele orbitaalidele 2 elektroni.

Oksüdatsiooniaste on -1, kui antud element saab ainult 1 negatiivse osakese. Näiteks NH2OH-s või hüdroksüülamiinis on see negatiivselt laetud.

Seal on positiivne märk lämmastiku oksüdatsiooniseisundid, kui välisest energiakihist võetakse elektronosakesed. Need varieeruvad vahemikus +1 kuni +5.

Laeng 1+ esineb lämmastikus N 2 O-s (monovalentne oksiid) ja naatriumhüponitritis valemiga Na 2 N 2 O 2 .

NO-s (kahevalentne oksiid) loovutab element kaks elektroni ja saab positiivse laengu (+2).

Esineb lämmastiku 3 oksüdatsiooniaste (ühendis NaNO 2 ehk nitriid ja ka kolmevalentses oksiidis). Sel juhul eraldub 3 elektroni.

Laeng +4 esineb oksiidis, mille valents on IV või selle dimeeris (N 2 O 4).

Oksüdatsiooniastme positiivne märk (+5) ilmneb N 2 O 5-s või viievalentses oksiidis, lämmastikhappes ja selle derivaatide soolades.

Ühendid lämmastikust vesinikuni

Kahel ülaltoodud elemendil põhinevad looduslikud ained meenutavad orgaanilisi süsivesinikke. Ainult vesiniklämmastikud kaotavad oma stabiilsuse aatomi lämmastiku koguse suurenemisega.

Kõige olulisemate vesinikuühendite hulka kuuluvad ammoniaagi, hüdrasiini ja hüdrasoehappe molekulid. Need saadakse vesiniku interaktsioonil lämmastikuga ning viimases aines on ka hapnik.

Mis on ammoniaak

Seda nimetatakse ka vesiniknitriidiks ja selle keemiline valem tähistatakse kui NH 3 massiga 17. Tingimustes koos normaalne temperatuur ja rõhu all on ammoniaak värvitu terava ammoniaagilõhnaga gaasi kujul. Tiheduse poolest on see 2 korda haruldasem kui õhk, see lahustub veekeskkonnas kergesti oma molekuli polaarse struktuuri tõttu. Viitab madala riskiastmega ainetele.

Tööstuslikes kogustes toodetakse ammoniaaki katalüütilise sünteesi teel vesiniku ja lämmastiku molekulidest. Ammooniumisooladest ja naatriumist nitriti saamiseks on olemas laboratoorsed meetodid.

Ammoniaagi struktuur

Püramiidmolekul sisaldab ühte lämmastiku- ja 3 vesinikuaatomit. Need asuvad üksteise suhtes 107 kraadise nurga all. Tetraeedrilises molekulis asub lämmastik keskel. Kolme paaritumata p-elektroni tõttu on see kovalentse iseloomuga polaarsete sidemetega ühendatud 3 aatomilise vesinikuga, millest igaühes on 1 s-elektron. Nii moodustub ammoniaagi molekul. Sel juhul on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3.

Sellel elemendil on välistasandil endiselt jagamata elektronide paar, mis loob kovalentse sideme positiivse laenguga vesinikiooniga. Üks element on negatiivselt laetud osakeste doonor ja teine ​​on aktseptor. Nii tekib ammooniumiioon NH 4 +.

Mis on ammoonium

Seda klassifitseeritakse positiivselt laetud polüaatomilisteks ioonideks või katioonideks.Ammoonium klassifitseeritakse ka järgmiselt kemikaalid, mis ei saa eksisteerida molekuli kujul. See koosneb ammoniaagist ja vesinikust.

Positiivse laenguga ammoonium on erinevate negatiivse märgiga anioonide juuresolekul võimeline moodustama ammooniumisoolasid, milles see käitub nagu metallid valentsiga I. Samuti sünteesitakse tema osalusel ammooniumiühendeid.

Paljud ammooniumisoolad eksisteerivad kristalsete värvitute ainetena, mis lahustuvad vees hästi. Kui NH 4 + iooni ühendid moodustuvad lenduvate hapetega, siis kuumutamisel lagunevad need gaasiliste ainete eraldumisega. Nende hilisem jahutamine viib pöörduva protsessini.

Selliste soolade stabiilsus sõltub hapete tugevusest, millest need on moodustatud. Stabiilsed ammooniumiühendid vastavad tugevale happejäägile. Näiteks stabiilset ammooniumkloriidi toodetakse vesinikkloriidhappest. Temperatuuril kuni 25 kraadi selline sool ei lagune, mida ei saa öelda ammooniumkarbonaadi kohta. Viimast ühendit kasutatakse sageli toiduvalmistamisel taigna kergitamiseks, asendades söögisoodat.

Kondiitrid kutsuvad ammooniumkarbonaati lihtsalt ammooniumiks. Seda soola kasutavad õlletootjad õllepärmi kääritamise parandamiseks.

Kvalitatiivne reaktsioon ammooniumiioonide tuvastamiseks on leelismetallide hüdroksiidide toime selle ühenditele. NH 4 + juuresolekul eraldub ammoniaak.

Ammooniumi keemiline struktuur

Selle iooni konfiguratsioon sarnaneb tavalise tetraeedriga, mille keskel on lämmastik. Vesiniku aatomid asuvad joonise ülaosas. Ammooniumi lämmastiku oksüdatsiooniastme arvutamiseks tuleb meeles pidada, et katiooni kogulaeng on +1 ja igal vesinikuioonil puudub üks elektron ja neid on ainult 4. Vesiniku kogupotentsiaal on +4. Kui lahutada katiooni laengust kõigi vesinikuioonide laeng, saame: +1 - (+4) = -3. Seega on lämmastiku oksüdatsiooniaste -3. Sel juhul lisab see kolm elektroni.

Mis on nitriidid

Lämmastik on võimeline ühinema rohkemate elektropositiivsete metalliliste ja mittemetalliliste aatomitega. Selle tulemusena tekivad hüdriidide ja karbiididega sarnased ühendid. Selliseid lämmastikku sisaldavaid aineid nimetatakse nitriidideks. Metalli ja lämmastikuaatomi vahel ühendites eristatakse kovalentseid, ioonseid ja vahepealseid sidemeid. Just see omadus on nende klassifikatsiooni aluseks.

Kovalentsed nitriidid hõlmavad ühendeid, mille keemilises sidemes elektronid ei kandu üle aatomist lämmastikust, vaid moodustavad koos teiste aatomite negatiivselt laetud osakestega ühise elektronpilve.

Selliste ainete näideteks on vesiniknitriidid, nagu ammoniaagi ja hüdrasiini molekulid, samuti lämmastikhalogeniidid, mille hulka kuuluvad trikloriidid, tribromiidid ja trifluoriidid. Neil on ühine elektronpaar, mis kuulub võrdselt kahele aatomile.

Ioonsed nitriidid hõlmavad ühendeid koos keemiline side, mis tekib elektronide üleminekul metallelemendilt lämmastiku vabale tasemele. Selliste ainete molekulides täheldatakse polaarsust. Nitriidide lämmastiku oksüdatsiooniaste on 3-. Vastavalt sellele on metalli kogulaeng 3+.

Sellised ühendid hõlmavad magneesiumi, liitiumi, tsingi või vase nitriide, välja arvatud leelismetallid. Neil on kõrge sulamistemperatuur.

Vahepealsete nitriidide hulka kuuluvad ained, milles metallide ja lämmastiku aatomid on ühtlaselt jaotunud ning puudub selge elektronpilve nihe. Sellised inertsed ühendid hõlmavad raua, molübdeeni, mangaani ja volframi nitriide.

Kolmevalentse lämmastikoksiidi kirjeldus

Seda nimetatakse ka anhüdriidiks, mis on saadud lämmastikhappest valemiga HNO 2 . Võttes arvesse lämmastiku (3+) ja hapniku (2-) oksüdatsiooniastet trioksiidis, saadakse elementide 2 ja 3 aatomite suhe ehk N 2 O 3.

Anhüdriidi vedelad ja gaasilised vormid on väga ebastabiilsed ühendid, nad lagunevad kergesti kaheks erinevaks oksiidiks, mille valents on IV ja II.

Ühendid oksüdatsiooniastmega –3.-3 oksüdatsiooniastmes lämmastikuühendeid esindavad ammoniaak ja metallinitriidid.

Ammoniaak- NH 3 on iseloomuliku terava lõhnaga värvitu gaas. Ammoniaagi molekulil on trigonaalse püramiidi geomeetria, mille ülaosas on lämmastikuaatom. Lämmastiku aatomiorbitaalid on sees sp 3- hübriidseisund. Kolm orbitaali osalevad lämmastik-vesiniksidemete moodustumisel ja neljas orbitaal sisaldab jagamata elektronpaari, molekul on püramiidse kujuga. Üksiku elektronpaari tõrjuv toime põhjustab sideme nurga vähenemise eeldatavalt 109,5-lt 107,3°-le.

Temperatuuril -33,4 °C ammoniaak kondenseerub, moodustades väga kõrge aurustumissoojusega vedeliku, mis võimaldab seda kasutada külmutusagensina tööstuslikes külmutussüsteemides.

Jagamata elektronipaari olemasolu lämmastikuaatomi juures võimaldab tal moodustada teise kovalentse sideme vastavalt doonor-aktseptormehhanismile. Seega happelises keskkonnas moodustub molekulaarne ammooniumkatioon - NH 4 +. Neljanda kovalentse sideme moodustumine viib vesinikuaatomite ühtlase tõrjumise tõttu sidenurkade joondamiseni (109,5°).

Vedel ammoniaak on hea iseioniseeruv lahusti:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

amiidanioon

See lahustab leelis- ja leelismuldmetalle, moodustades värvilisi juhtivaid lahuseid. Katalüsaatori (FeCl3) juuresolekul reageerib lahustunud metall ammoniaagiga, vabastades vesiniku ja moodustades amiidi, näiteks:

2Na + 2NH3 \u003d 2NaNH2 + H2

naatriumamiid

Ammoniaak lahustub vees väga hästi (20 °C juures lahustub ühes mahus vees umbes 700 mahuosa ammoniaaki). Vesilahustes on sellel nõrga aluse omadused.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 10 -5

Hapnikuatmosfääris põleb ammoniaak lämmastiku moodustumisega; plaatina katalüsaatoril oksüdeeritakse ammoniaak lämmastikoksiidiks (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20; 4NH3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

Alusena reageerib ammoniaak hapetega, moodustades ammooniumkatiooni soolasid, näiteks:

NH3 + HCl = NH4Cl

Ammooniumisoolad lahustuvad vees hästi ja on kergelt hüdrolüüsitud. Kristallilises olekus on need termiliselt ebastabiilsed. Termolüüsiproduktide koostis sõltub soola moodustava happe omadustest:

NH4Cl® NH3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Leeliste toimel ammooniumisoolade vesilahustele eraldub kuumutamisel ammoniaaki, mis võimaldab kasutada see reaktsioon ammooniumisoolade kvalitatiivse meetodina ja ammoniaagi saamise laboratoorse meetodina.

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O

Tööstuses saadakse ammoniaaki otsese sünteesi teel.

N2 + 3H22NH3

Kuna reaktsioon on väga pöörduv, viiakse süntees läbi temperatuuril kõrge vererõhk(kuni 100 MPa). Protsessi kiirendamiseks viiakse protsess läbi katalüsaatori (käsnjas raud, mida soodustavad lisandid) juuresolekul ja temperatuuril umbes 500°C.

Nitriid tekivad paljude metallide ja mittemetallide reaktsioonide tulemusena lämmastikuga. Nitriidide omadused muutuvad teatud aja jooksul loomulikult. Näiteks kolmanda perioodi elementide jaoks:

I ja II rühma s-elementide nitriidid on kristalsed soolataolised ained, mis vee toimel kergesti lagunevad, moodustades ammoniaagi.

Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH3

Vabas olekus halogeennitriididest eraldati ainult Cl 3 N, happeline iseloom avaldub reaktsioonis veega:

Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + NH 3

Erineva iseloomuga nitriidide koosmõju põhjustab seganitriidide moodustumist:

Li 3 N + AlN \u003d Li 3 AlN 2; 5Li 3N + Ge 3N 4 = 3Li 5 Gen 3

liitiumnitridoaluminaat nitridogermanaat(IV) liitium

Nitriidid BN, AlN, Si 3 N 4, Ge 3 N 4 on tahked polümeersed ained, mille kõrged temperatuurid sulavad (2000-3000 ° C), on need pooljuhid või dielektrikud. D-metallide nitriidid - muutuva koostisega kristalsed ühendid (bertoliidid), väga kõvad, tulekindlad ja keemiliselt stabiilsed, millel on metallilised omadused: metalliline läige, elektrijuhtivus.

Ühendid oksüdatsiooniastmega –2. Hüdrasiin - N 2 H 4 - kõige olulisem anorgaaniline lämmastikuühend oksüdatsiooniastmes -2.

Hüdrasiin on õhus suitsev värvitu vedelik, mille keemistemperatuur on 113,5 °C. Hüdrasiini aurud on äärmiselt mürgised ja moodustavad õhuga plahvatusohtlikke segusid. Hüdrasiin saadakse ammoniaagi oksüdeerimisel naatriumhüpokloritiga:

2N -3 H3 + NaCl +1 O \u003d N 2 -2 H4 + NaCl -1 + H 2 O

Hüdrasiin seguneb veega mis tahes vahekorras ja käitub lahuses nõrga dihappealusena, moodustades kaks seeriat soolasid.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH -, Kb = 9,3 × 10 -7;

hüdrosooniumi katioon

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5 × 10 -15;

dihüdrosooniumi katioon

N2H4 + HCl N2H5CI; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

hüdrosooniumkloriid dihüdrosooniumdikloriid

Hüdrasiin on tugevaim redutseerija:

4KMn +7O4 + 5N2-2-2 H4 + 6H2SO4 \u003d 5N20 + 4Mn +2SO4 + 2K2SO4 + 16H2O

Raketikütusena kasutatakse laialdaselt ebasümmeetrilist dimetüülhüdrasiini (heptüüli).

Ühendid oksüdatsiooniastmega –1. Hüdroksüülamiin - NH 2 OH - peamine anorgaaniline lämmastikuühend oksüdatsiooniastmes -1.

Hüdroksüülamiin saadakse lämmastikhappe redutseerimisel vesinikuga elektrolüüsi käigus eraldamise ajal:

HNO3 + 6H \u003d NH2OH + 2H2O

See on vees hästi lahustuv värvitu kristalne aine (mp. 33 °C), milles on nõrga aluse omadused. Hapetega saadakse hüdroksüülammooniumisoolad - stabiilsed värvitud vees lahustuvad ained.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2 × 10 -8

hüdroksüülammooniumi ioon

NH 2 OH molekuli lämmastikuaatomil on vahepealne oksüdatsiooniaste (vahemikus -3 kuni +5), seega võib hüdroksüülamiin toimida nii redutseeriva ainena kui ka oksüdeeriva ainena:

2N-1 H2OH + I2 + 2KOH = N02 + 2KI + 4H2O;

redutseerija

2N -1 H 2OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

oksüdeerija

NH2OH laguneb kuumutamisel kergesti, läbides ebaproportsionaalsuse:

3N -1 H2OH = N 0 2 + N -3 H3 + 3H 2 O;

Ühendid oksüdatsiooniastmega +1. Lämmastikoksiid (I) - N 2 O (lämmastikoksiid, naerugaas). Selle molekuli struktuuri saab edasi anda kahe valentsskeemi resonantsiga, mis näitavad, et seda ühendit võib lämmastikoksiidiks (I) pidada vaid formaalselt, tegelikkuses on see lämmastik (V)oksünitriid - ON +5 N -3.

N 2 O on värvitu gaas, millel on nõrk meeldiv lõhn. Väikestes kontsentratsioonides põhjustab see ohjeldamatut rõõmuhooge, suurtes annustes on üldanesteetilise toimega. Meditsiinis kasutati anesteesiaks dilämmastikoksiidi (80%) ja hapniku (20%) segu.

Laboratoorsetes tingimustes võib lämmastikoksiidi (I) saada ammooniumnitraadi lagundamisel. Selle meetodiga saadud N 2 O sisaldab kõrgemate lämmastikoksiidide lisandeid, mis on äärmiselt mürgised!

NH4NO3¾® N2O + 2H2O

Kõrval keemilised omadused lämmastikoksiid (I) on tüüpiline soola mittemoodustav oksiid, see ei reageeri vee, hapete ja leelistega. Kuumutamisel laguneb, moodustades hapniku ja lämmastiku. Sel põhjusel võib N2O toimida oksüdeeriva ainena, näiteks:

N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O

Ühendid oksüdatsiooniastmega +2. Lämmastikoksiid (II) - NO - värvitu gaas, äärmiselt mürgine. Õhus oksüdeerub see kiiresti hapniku toimel, moodustades mitte vähem mürgise lämmastikoksiidi (IV). Tööstuses toodetakse NO ammoniaagi oksüdeerimisel plaatinakatalüsaatoril või õhu juhtimisel läbi elektrikaare (3000–4000 °C).

4NH3 + 5O2 \u003d 4NO + 6H2O; N 2 + O 2 \u003d 2NO

labori meetod lämmastikoksiidi (II) saamine on vase koostoime lahjendatud lämmastikhappega.

3Cu + 8HNO3 (erinev) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Lämmastikoksiid (II) on mittesoola moodustav oksiid, tugev redutseerija, reageerib kergesti hapniku ja halogeenidega.

2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl2 = 2NOCl

nitrosüülkloriid

Samal ajal toimib NO tugevate redutseerivate ainetega koostoimel oksüdeeriva ainena:

2NO + 2H2 = N2 + 2H20; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

Ühendid oksüdatsiooniastmega +3. Lämmastikoksiid (III) - N 2 O 3 - vedelik intensiivselt sinist värvi(t.kr. -100 °C). Stabiilne ainult vedelas ja tahkes olekus temperatuuril madalad temperatuurid. Tundub, et see eksisteerib kahel kujul:

Lämmastikoksiid (III) saadakse NO ja NO 2 aurude kooskondenseerimisel. Dissotsieerub vedelikes ja aurudes.

NO 2 + NO N 2 O 3

Omadused on tüüpilised happelised oksiidid. See reageerib veega, moodustades lämmastikhapet, leelistega moodustuvad soolad - nitritid.

N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O

Lämmastikhape- keskmise tugevusega hape (K a = 1×10 -4). Seda pole puhtal kujul eraldatud, lahustes esineb see kahes tautomeerses vormis (tautomeerid on isomeerid, mis on dünaamilises tasakaalus).

nitritivorm nitrovorm

Lämmastikhappe soolad on stabiilsed. Nitriti anioonil on väljendunud redoksduaalsus. Olenevalt tingimustest võib see täita nii oksüdeeriva aine kui ka redutseerija funktsiooni, näiteks:

2NaNO2 + 2KI + 2H 2SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

oksüdeerija

KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

redutseerija

Lämmastikhape ja nitritid on altid ebaproportsionaalsusele:

3HN +3O2 \u003d HN +5O3 + 2N +2O + H2O

Ühendid oksüdatsiooniastmega +4. Lämmastikoksiid (IV) - NO 2 - pruun gaas, terava halb lõhn. Äärmiselt mürgine! Tööstuses tekib NO 2 NO oksüdeerimisel. Laboratoorseks meetodiks NO 2 saamiseks on vase interaktsioon kontsentreeritud lämmastikhappega, samuti pliinitraadi termiline lagundamine.

Cu + 4HNO3 (konts.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2

NO 2 molekulil on üks paaritu elektron ja see on stabiilne vaba radikaal, mistõttu lämmastikoksiid dimeriseerub kergesti.

Dimerisatsiooniprotsess on pöörduv ja väga tundlik temperatuuri suhtes:

paramagnetiline, diamagnetiline,

pruun värvitu

Lämmastikdioksiid on happeline oksiid, mis reageerib veega, moodustades lämmastik- ja lämmastikhappe segu (segaanhüdriid).

2NO 2 + H 2O \u003d HNO2 + HNO3; 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Ühendid oksüdatsiooniastmega +5. Lämmastikoksiid (V) - N 2 O 5 - valge kristalne aine. Saadakse lämmastikhappe dehüdratsioonil või lämmastikoksiidi (IV) oksüdeerimisel osooniga:

2HNO3 + P2O5 \u003d N2O5 + 2HPO3; 2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Kristallilises olekus on N 2 O 5 soolataoline struktuur - + -, aurus (t. vozg. 33 ° C) - molekulaarne.

N 2 O 5 - happeoksiid - lämmastikhappe anhüdriid:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Lämmastikhape- HNO 3 - värvitu vedelik keemistemperatuuriga 84,1 ° C, laguneb kuumutamisel ja valguse käes.

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Lämmastikdioksiidi lisandid annavad kontsentreeritud lämmastikhappele kollakaspruuni värvuse. Lämmastikhape seguneb veega mis tahes vahekorras ja on üks tugevamaid mineraalhappeid, lahustub lahuses täielikult.

Lämmastikhappe molekuli struktuuri kirjeldatakse järgmiste struktuurivalemitega:

Raskused kirjutamisega struktuurvalem HNO 3 põhjustab asjaolu, et näidates selles ühendis oksüdatsiooniastet +5, võib lämmastik teise perioodi elemendina moodustada ainult neli kovalentset sidet.

Lämmastikhape on üks tugevamaid oksüdeerivaid aineid. Selle taastumise sügavus sõltub paljudest teguritest: kontsentratsioon, temperatuur, redutseerija. Tavaliselt moodustub lämmastikhappega oksüdeerimisel redutseerimisproduktide segu:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Mittemetallide ja mitteaktiivsete metallide kontsentreeritud lämmastikhappega oksüdeerimisel on valdav produkt lämmastikoksiid (IV):

I2 + 10HNO3 (konts.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H20;

Pb + 4HNO 3 (konts.) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Kontsentreeritud lämmastikhape passiveerib rauda ja alumiiniumi. Alumiinium passiveeritakse isegi lahjendatud lämmastikhappega. Mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape ei mõjuta kulda, plaatinat, tantaali, roodiumi ja iriidiumi. Kuld ja plaatina lahustatakse Aqua Regia - kontsentreeritud lämmastik- ja vesinikkloriidhappe segus vahekorras 1:3.

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Aqua regia tugev oksüdeeriv toime tuleneb aatomkloori moodustumisest nitrosüülkloriidi, lämmastikhappe ja vesinikkloriidi interaktsiooni produkti, lagunemisel.

HNO3 + 3HCl \u003d Cl2 + NOCl + 2H2O;

NOCl = NO + Cl×

Madala aktiivsusega metallide tõhus lahusti on kontsentreeritud lämmastik- ja vesinikfluoriidhappe segu.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2 + 5NO + 10H2O

Lahjendatud lämmastikhape redutseeritakse mittemetallide ja madala aktiivsusega metallidega suhtlemisel peamiselt lämmastikoksiidiks (II), näiteks:

3P + 5HNO3 (razb) + 2H20 = 3H3PO4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Aktiivsed metallid redutseerivad lahjendatud lämmastikhappe näiteks N 2 O, N 2 või NH 4 NO 3,

4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Suurem osa lämmastikhappest läheb väetiste ja lõhkeainete tootmiseks.

Lämmastikhapet toodetakse tööstuslikult kontakt- või kaarmeetodil, mis erinevad esimeses etapis - lämmastikoksiidi (II) tootmises. Kaarmeetod põhineb NO tootmisel õhu juhtimisel läbi elektrikaare. Kontaktprotsessis tekib NO ammoniaagi oksüdeerimisel hapnikuga plaatinakatalüsaatori kohal. Järgmisena oksüdeeritakse lämmastikoksiid (II) õhuhapniku toimel lämmastikoksiidiks (IV). NO 2 lahustamisel vees hapniku juuresolekul saadakse lämmastikhape kontsentratsiooniga 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Vajadusel kontsentreeritakse lämmastikhape kontsentreeritud väävelhappega destilleerimise teel. Laboris võib 100% lämmastikhapet saada kontsentreeritud väävelhappe toimel kristallilisele naatriumnitraadile kuumutamisel.

NaNO 3 (kr) + H 2 SO 4 (konts.) = HNO 3 + NaHS04

Lämmastikhappe soolad- nitraadid - vees hästi lahustuv, termiliselt ebastabiilne. Aktiivsete metallide (v.a liitium) nitraatide lagunemine, mis asuvad magneesiumist vasakul standardsete elektroodide potentsiaalide seerias, põhjustab nitritite moodustumist. Näiteks:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Liitiumi lagunemisel vabanevad magneesiumnitraadid, aga ka metallnitraadid, mis paiknevad magneesiumist paremal standardsete elektroodide potentsiaalide reas kuni vaseni, lämmastikoksiidi (IV) ja hapniku segu. Näiteks:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

Tegevussarja lõpus paiknevad metallide nitraadid lagunevad vabaks metalliks:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

Naatrium-, kaalium- ja ammooniumnitraate kasutatakse laialdaselt püssirohu ja lõhkeainete, samuti lämmastikväetiste (soolpeetri) tootmiseks. Väetisena kasutatakse ka ammooniumsulfaati, ammoniaagivett ja karbamiidi (karbamiidi) – täissüsihappeamiidi:

Vesinikasiid(dinitridonitraat) - HN 3 (HNN 2) - terava lõhnaga värvitu lenduv vedelik (mp -80 ° C, bp 37 ° C). Keskne lämmastikuaatom on sp hübridisatsioonis, oksüdatsiooniaste on +5, temaga külgnevate aatomite oksüdatsiooniaste on –3. Molekuli struktuur:

Vesilahus HN 3 - vesinikdiilhappe tugevus on lähedane äädikhappele, K a \u003d 2,6 × 10 -5. Stabiilne lahjendatud lahustes. See saadakse hüdrasiini ja lämmastikhappe koostoimel:

N 2 H 4 + HNO 2 \u003d HN 3 + 2H 2 O

Oksüdeerivate omaduste poolest meenutab HN 3 (HN +5 N 2) lämmastikhapet. Niisiis, kui metalli interaktsioonil lämmastikhappega tekib lämmastikoksiid (II) ja vesi, siis hüdrasoehappega - lämmastik ja ammoniaak. Näiteks,

Cu + 3HN + 5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

HN 3 ja HCl segu käitub nagu aqua regia. Vesiniklämmastikhappe soolad - asiidid. Ainult leelismetalliasiidid on suhteliselt stabiilsed, temperatuuril > 300 °C hävivad nad plahvatuseta. Ülejäänud lagunevad kokkupõrkel või kuumutamisel plahvatusega. Pliasiidi kasutatakse detonaatorite tootmisel:

Pb(N3)2 = Pb + 3N20

Asiidide tootmise lähteproduktiks on NaN 3, mis tekib naatriumamiidi ja lämmastikoksiidi (I) reaktsiooni tulemusena:

NaNH 2 + N 2 O \u003d NaN 3 + H 2 O

4.2 Fosfor

Fosfor on looduses esindatud ühe isotoobiga - 31 P, fosfori clarke on 0,05 mol%. See esineb fosfaatmineraalide kujul: Ca 3 (PO 4) 2 - fosforiit, Ca 5 (PO 4) 3 X (X \u003d F, Cl, OH) - apatiidid. Sisaldub loomade ja inimeste luudesse ja hammastesse, samuti koostisesse nukleiinhapped(DNA ja RNA) ja adenosiinfosforhapped (ATP, ADP ja AMP).

Fosfor saadakse fosforiidi redutseerimisel koksiga ränidioksiidi juuresolekul.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Lihtaine - fosfor - moodustab mitu allotroopset modifikatsiooni, millest peamised on valge, punane ja must fosfor. Valge fosfor moodustub fosfori aurude kondenseerumisel ja on valge vahataoline aine (mp 44 ° C), vees lahustumatu, lahustub mõnes orgaanilises lahustis. Valgel fosforil on molekulaarne struktuur ja see koosneb tetraeedrilistest molekulidest P 4 .

Sideme tugevus (valents P-P-P nurk on ainult 60 °) määrab valge fosfori kõrge reaktsioonivõime ja toksilisuse ( surmav annus umbes 0,1 g). Kuna valge fosfor lahustub hästi rasvades, ei saa piima kasutada mürgistuse vastumürgina. Õhus süttib valge fosfor iseeneslikult, mistõttu seda hoitakse hermeetiliselt suletud kemikaalinõus veekihi all.

Punasel fosforil on polümeerne struktuur. Seda saadakse valge fosfori kuumutamisel või valgusega kiiritamisel. Erinevalt valgest fosforist on see kergelt reaktiivne ja mittetoksiline. Valge fosfori jääkkogused võivad aga muuta punase fosfori mürgiseks!

Must fosfor saadakse valge fosfori kuumutamisel rõhul 120 tuhat atm. Sellel on polümeerstruktuur, sellel on pooljuhtomadused, see on keemiliselt stabiilne ja mittetoksiline.

Keemilised omadused. Valge fosfor oksüdeerub spontaanselt toatemperatuuril õhuhapniku toimel (kuumutamisel toimub punase ja musta fosfori oksüdatsioon). Reaktsioon kulgeb kahes etapis ja sellega kaasneb luminestsents (kemoluminestsents).

2P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 \u003d P 2 O 5

Fosfor reageerib järk-järgult ka väävli ja halogeenidega.

2P + 3Cl 2 \u003d 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Suheldes aktiivsete metallidega, toimib fosfor oksüdeeriva ainena, moodustades fosfiide - fosforiühendeid oksüdatsiooniastmes -3.

3Ca + 2P = Ca 3P 2

Oksüdeerivad happed (lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhape) oksüdeerivad fosfori fosforhappeks.

P + 5HNO3 (konts.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

Leeliselahustega keetmisel on valge fosfor ebaproportsionaalne:

4P 0 + 3KOH + 3H 2O = P -3 H3 + 3KH 2 P + 1 O 2

fosfiinkaaliumhüpofosfit

Lämmastik on ehk kõige levinum keemiline element kõik Päikesesüsteem. Täpsemalt on lämmastik 4. kohal. Looduses on lämmastik inertgaas.

See gaas on värvitu ja lõhnatu ning vees väga raskesti lahustuv. Nitraatsoolad reageerivad aga veega väga hästi. Lämmastik on väikese tihedusega.

Lämmastik on hämmastav element. Eeldatakse, et see sai oma nime vanakreeka keelest, mis tõlkes tähendab "elutu, rikutud". Miks selline negatiivne suhtumine lämmastikusse? Lõppude lõpuks teame, et see on osa valkudest ja ilma selleta on hingamine peaaegu võimatu. Lämmastik mängib looduses olulist rolli. Kuid atmosfääris on see gaas inertne. Kui võtta seda nii, nagu ta on algsel kujul, siis paljud kõrvalmõjud. Ohver võib isegi surra lämbumise tõttu. Lämmastikku nimetatakse ju elutuks, sest see ei toeta põlemist ega hingamist.

Normaalsetes tingimustes reageerib selline gaas ainult liitiumiga, moodustades sellise ühendi nagu liitiumnitriid Li3N. Nagu näeme, on sellises ühendis lämmastiku oksüdatsiooniaste -3. Teiste metallidega ja loomulikult ka reageerib, aga ainult kuumutamisel või erinevate katalüsaatorite kasutamisel. Muide, -3 - madalaim aste lämmastiku oksüdatsioon, kuna välise energiataseme täielikuks täitmiseks on vaja ainult 3 elektroni.

Sellel indikaatoril on erinevad tähendused. Igal lämmastiku oksüdatsiooniastmel on oma ühend. Parem on selliseid seoseid lihtsalt meeles pidada.

5 - lämmastiku kõrgeim oksüdatsiooniaste. Esineb kõigis nitraatsoolades ja nendes.