Sztárhírek
Nitrogén és oxigén és kölcsönhatásuk. Nitrogén - egy nagy orvosi enciklopédia
Könnyű beküldeni jó munkáját a tudásbázisba. Használja az alábbi űrlapot
Diákok, végzős hallgatók, fiatal tudósok, akik a tudásbázist tanulmányaikban és munkájukban használják, nagyon hálásak lesznek Önnek.
Közzétéve: http://www.allbest.ru//
Közzétéve: http://www.allbest.ru//
A nitrogén tulajdonságai
A nitrogénatom eggyel több elektronnal rendelkezik, mint a szénatom; Hund szabálya szerint ez az elektron foglalja el az utolsó üres 2p pályát. A gerjesztetlen állapotban lévő nitrogénatomot három degenerált 2p elektron jellemzi két pár elektron jelenlétében a 2s pályán. A 2p pályán lévő három párosítatlan elektron elsősorban a nitrogén trikovalentiájáért felelős. Ezért a jellegzetes illékony hidrogénvegyület az ammónia, amelyben a nitrogénatom három hidrogénatommal cseremechanizmussal három kovalens kötést hoz létre. A nitrogénnek nincs lehetősége arra, hogy az elektronok gerjesztett állapotba lépjenek, mivel a legközelebbi pályák n = 3-nál túl nagy energiájúak. Ezért a nitrogén maximális vegyértéke négy. Ebben az esetben három kovalens kötés jöhet létre cseremechanizmussal, és egy donor-akceptor mechanizmussal. Az N+ állapotú nitrogén azonban cseremechanizmuson keresztül mind a négy kötést kialakíthatja. A nitrogén sokféle oxidációs állapotot mutat: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 és +5. A leggyakoribb származékok a -3, +5 és +3 oxidációs állapotúak (NH3, HNO3 és NaNO2).
A nitrogén eloszlása a természetben
A földgömböt alkotó összes elem közül a nitrogén önmagában (nem számítva az inert gázokat) úgy tűnik, elkerüli a kémiai vegyületek képződését, és szerepel földgolyó többnyire szabad formában. És mivel a nitrogén szabad állapotában gáz, nagy része a földgömb által képviselt összetett kémiai rendszer gáznemű héjában koncentrálódik - a légkörében. Nitrogén tartalom benne földkéreg vegyületek formájában 0,01 tömegrész,%. A légkör több mint 75 tömegfrakcióból, %-ban gáznemű nitrogénből áll, ami ~4 * 1015 tonnának felel meg. A nitrogén komplex szerves származékok formájában a fehérjék része, kötött forma olajban található (legfeljebb 1,5 tömeghányad, %), szenek(2,5 tömeghányadig, %).
Az N2 molekula létezésének legstabilabb formája, ami a kötött nitrogén ún. problémáját okozza. A kötött nitrogén növények és állatok általi fogyasztása kimerüléshez vezet környezet nitrogénvegyületek. Ezt a hiányt mesterségesen kell pótolni, mivel a megkötött nitrogéntartalékok természetes pótlása (zivatarok, azotobaktériumok aktivitása stb.) nem kompenzálja annak veszteségeit. A rögzített nitrogén problémájának megoldásában két reakciónak van kivételes jelentősége: az ammónia szintézisének és katalitikus oxidációjának.
Nitrogén beszerzése
A technológiában a nitrogént folyékony levegő frakcionált desztillációjával nyerik. Ebben az esetben először a legillékonyabb anyagokat - nitrogént és nemesgázokat - desztillálják le. Ez utóbbiak nem zavarják, amikor nitrogént használnak inert környezet létrehozására a vegyiparban és más iparágakban. A nitrogént kémiai úton szabadítják fel a szennyezett oxigénből (több százalék) úgy, hogy egy fűtött rézzel ellátott rendszeren vezetik át. Ebben az esetben szinte az összes oxigén a CuO-hoz kötődik.
A laboratóriumban a nitrogént ammónium-klorid és nátrium-nitrit erős oldatainak hevítésével nyerik: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl, vagy az ammónium-nitrit hevítés közben történő lebontásával: NH4NO2 = N2 + 2H2O
A legtisztább nitrogént fém-azidok hőbomlásából nyerik, például: 2NaN3 = 2Na + 3N2
Fizikai tulajdonságok
A nitrogén színtelen és szagtalan gáz. A folyékony nitrogén forráspontja -195,8 fok. C, szilárd nitrogén olvadáspontja -210,5 fok. C. A szilárd nitrogént por és jég formájában nyerjük. A nitrogén rosszul oldódik vízben és szerves oldószerek. 1 liter 0 fokos vízben. Csak 23,6 cm3 nitrogén oldódik fel. 1 liter nitrogén at normál körülmények között súlya 1,2505 g.
Kémiai tulajdonságok
A nitrogén a periódusos rendszer jobb felső sarkában található, amelyben a legnagyobb elektronaffinitással rendelkező nemfémek koncentrálódnak. Ezért kevéssé hajlamos arra, hogy elektropozitív elemként működjön, és mint elektronegatív elem, kémiai aktivitásában csak néhány nemfémnél legyen alacsonyabb, mint a tőle jobbra található oxigénnél és fluornál. Mindeközben a nitrogén kémiai jellemzése, ahogyan a történetileg az első tudósítások róla, mindig nem pozitív, hanem negatív előjelekkel kezdődik: kémiai tehetetlenségének hangsúlyozásával. A nitrogén normál körülmények közötti kémiai tehetetlenségének első oka az atomjainak különösen erős adhéziója az N2 molekulában.
N2=2N-711 kJ.
Szobahőmérsékleten a nitrogén csak a lítiummal reagál, lítium-nitrid keletkezik: N2 + 6Li = 2Li3N A nitrogén kölcsönhatásba lép más fémekkel hevítéskor: N2 + 3Ca = Ca3N2. A nitrogén és fémek kölcsönhatása során a nitrogén oxidáló tulajdonságokat mutat, és oxidáló tulajdonságokat mutat a hidrogénnel való kölcsönhatás során (hevítéskor, magas vérnyomásés katalizátor jelenlétében): N2 + 3H2 = 2NH3. A nitrogén más nemfémekkel is kölcsönhatásba lép, redukáló tulajdonságokat mutatva: N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 = 2NF3.
Vannak más nitrogénvegyületek is elektronegatív elemekkel, de ezek instabilak, és sok közülük, különösen a nitrogén-klorid és a nitrogén-jodid, robbanásveszélyes.
A nitrogén hidrogénvegyületei
A nitrogén illékony jellemző vegyülete az ammónia. Jelentősége szerint a szervetlen vegyiparban és szervetlen kémia Az ammónia a nitrogén legfontosabb hidrogénvegyülete. A maga módján kémiai természet ez hidrogén-nitrid H3N. IN kémiai szerkezete ammónia, a nitrogénatom sp3 hibrid pályái három hidrogénatommal három -kötést alkotnak, amelyek egy enyhén torz tetraéder három csúcsát foglalják el. A tetraéder negyedik csúcsát egy magányos nitrogén elektronpár foglalja el, amely biztosítja az ammónia molekulák kémiai telítetlenségét és reakciókészségét. Normál körülmények között az ammónia színtelen, szúrós szagú gáz. Mérgező: irritálja a nyálkahártyát, az akut mérgezés szemkárosodást és tüdőgyulladást okoz. -33 fokra hűtve. C ammónia cseppfolyósodik, és -78 fokon. C megkeményedik. A folyékony és szilárd ammóniában hidrogénkötések működnek a molekulák között, aminek következtében az ammónia számos extrém tulajdonsággal rendelkezik a fő alcsoport ötödik csoportjának elemeinek más hidrogénvegyületeihez képest. A molekulák polaritása és a meglehetősen magas dielektromos állandója miatt a folyékony ammónia jó nemvizes oldószer. A folyékony ammóniában jól oldódnak az alkáli- és alkáliföldfémek, a kén, a foszfor, a jód, valamint számos só és sav. A folyékony ammóniában funkcionális poláris csoportokkal rendelkező anyagok elektrolitikus disszociáción mennek keresztül.
A vízben való oldhatóság szempontjából az ammónia minden más gáznál jobb: 0 fokon. 1 térfogat vízzel 1200 térfogat ammóniagázt nyel el. Az ammónia kiváló vízoldhatósága az intermolekuláris hidrogénkötések kialakulásának köszönhető. Ebben az esetben az ammónia és a vízmolekulák közötti hidrogénkötések kialakulásának két lehetséges mechanizmusa van:
Mivel az ammónia molekulák donor képessége kifejezettebb, mint a vízé, ill O-H csatlakozás polárisabb az ammóniában lévő N-H kötés polaritásához képest, az intermolekuláris hidrogénkötés az első mechanizmussal jön létre. Így a vizes ammóniaoldatban a fizikai-kémiai folyamatok az alábbiak szerint ábrázolhatók.
A hidroxidionok megjelenése az ammónia vizes oldatának lúgos reakcióját váltja ki. Az ionizációs állandó alacsony (pK 5). Alacsony hőmérsékleten az NH3 H2O (olvadáspont = -77 °C), a 2NH3 H2O (olvadáspont: -78 °C) és az NH3 2H2O (olvadáspont: -97 °C) kristályos hidrátok izolálhatók vizes ammóniaoldatokból. A kristályos hidrátok ammónia és vízmolekulák láncaiból állnak, amelyeket hidrogénkötések térhálósítanak egy háromdimenziós hálózatba, amelyből hiányoznak az NH4OH szerkezeti motívumok. Ez azt jelenti, hogy az úgynevezett ammónium-hidroxid nem létezik kémiai egyedként, ahogyan nincs oxónium-hidroxid OH3OH és fluorónium-hidroxid FH2OH sem. Így az ammónia vizes oldatai nem egy képzeletbeli NH4OH vegyület képződése miatt rendelkeznek bázikus tulajdonságokkal, hanem az NH3-ban lévő nitrogénatom kivételesen kifejezett donor aktivitása miatt.
A vizes ammónia egyensúlya sav hozzáadásával jobbra tolható. Ebben az esetben az oldatban ammóniumsók képződnek. Gáznemű anyagok közvetlen kölcsönhatásával is előállíthatók:
NH3 + HCl = NH4Cl
Maga az ammóniumion és sóinak nagy része színtelen. Szilárd állapotban az ammóniumsók olyan anyagokra jellemző szerkezeteket alkotnak, amelyekben a kötés ionos komponensének jelentős része. Ezért jól oldódnak vízben, és szinte teljesen ki vannak téve az elektrolitikus ionizációnak. Az NH4+ ion szerkezete tetraéderes, amelyben a tetraéder minden csúcsát hidrogénatom foglalja el, középpontjában pedig a nitrogén található. A pozitív töltés egyenletesen oszlik el az összes hidrogénatom között. Az NH4+ (0,142 nm) és K+ (0,133 nm) ionsugár közelsége miatt az ammóniumsók tulajdonságai hasonlóak a káliumsókéhoz. Az egyetlen lényeges különbség, hogy az erős savak által képzett káliumsók nem hidrolízisnek vannak kitéve, míg a vizes oldatokban lévő ammóniumsók az ammónia gyengén kifejeződő bázikus tulajdonságai miatt hidrolizálnak.
Az ammóniumsók termikus stabilitása alacsony. Az ammóniumsók termikus bomlásából származó végtermékek jellegét elsősorban az anion tulajdonságai határozzák meg. Ha az anion oxidáló savból származik, akkor az ammónia-nitrogén oxidációja megy végbe, például: NH4NO3 = N2O + 2H2O
Ebben a reakcióban az ammónia-nitrogén 4 elektront ad a nitrát nitrogénnek, ezért az utóbbi oxidálószerként működik. Másrészt ez a reakció az intramolekuláris kompporció példája. Az ammóniumsók esetében a nem oxidáló savakból ammónia és sav szabadul fel a hőbomlás során: (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4
Amikor az ammóniumsókat lúgokkal kezelik, ammónia szabadul fel:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Ez a reakció egyszerű módja lehet az ammónia laboratóriumi előállításának. Az iparban az ammóniát komponensekből - egyszerű anyagokból - közvetlen szintézissel nyerik.
Az ammónia nem ég a levegőben, hanem oxigén légkörben szabad nitrogénné oxidálódik: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
A katalitikus oxidáció során a reakció eltérően megy végbe:
4NН3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Az ammónia redukálószerként működik más oxidálószerekkel való reakciókban. Ritkábban az ammónia oxidálószerként működik, például:
Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2
Ebben a reakcióban a fémnátrium kiszorítja a hidrogént a folyékony ammóniából. Ebben az esetben az ammónia-hidrogén csökkenti az oxidációs állapotát, és az ammónia oxidálószer szerepet tölt be. Másrészt az ilyen reakciókat szemlélteti az ammónia savas tulajdonságainak megnyilvánulása. A fémamidok, például a NaNH2, az ammónia sói, amelyek megfelelnek a savas funkciójának. Nyilvánvaló, hogy az ammónia savas jellege sokkal kevésbé hangsúlyos, mint a H2O-é és a HF-é. A savas ionizációs állandó elhanyagolható (pKa 35), ezért az ammóniasók, mint savak a vízben, teljesen hidrolizálódnak:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Az ammónia savas funkcióját nemcsak amidok, hanem fémek imidjei és nitridjei is ellátják. Ha az amidokban egy hidrogénatomot helyettesítünk (NаNН2), az imidekben - kettőt (Li2NН), akkor a nitridekben - mindhárom (AlN).
Az ammónia óvatos oxidációjával enyhe oxidálószerrel, például nátrium-hipokloriddal egy másik ammónia hidrogénvegyületet kapunk - hidrazint vagy diamidot:
2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O
A diamid színtelen, könnyen elpárologtató, mérgező folyadék, nagy dielektromos állandóval (E=52 25°C-on)
A hidrazin kémiai tulajdonságai sok tekintetben hasonlóak az ammóniához. A hidrazin vizes oldatában hidrogénkötések is előfordulnak, mint az ammónia esetében. Amikor a hidrazin 1 molekula vízzel kölcsönhatásba lép hidrogénkötés részvételével, + kation képződik, és két - 2+ kation.
Ezeknek a kationoknak a hidroxidjainak egyedi anyagként való létezését nem állapították meg, azonban kétféle hidrazinsó ismert, például N2H5Cl és N2H6Cl2.
Ha a salétromsav oldatát atomos hidrogénnel redukáljuk, hidroxil-amint kapunk:
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O
Hidroxilamin - színtelen kristályok (olvadáspont = 33°C), termikusan instabil, 100°C felett felrobban. A hidroxil-amin vizes oldatai stabilabbak. Az oldatban intermolekuláris hidrogénkötések is keletkeznek, és kialakul a dinamikus egyensúly:
A hidroxil-amin fő funkciója azonban még kevésbé hangsúlyos (pKb 8), mint az ammóniáé és a hidraziné. Savakkal a hidroxil-amin hidroxi-ammónium-sókat ad. A legismertebb gyógyszer a hidroxi-ammónium-klorid Cl. A hidroxi-ammóniumsók oldatai stabilabbak, mint a szilárd anyagok, és a hidrolízis miatt savasak.
Mivel a hidroxil-amin nitrogénatomjának oxidációs állapota -1, oxidálószerként és redukálószerként is működhet. De inkább redukáló tulajdonságok jellemzik, különösen lúgos környezetben.
A nitrogén hidrogénvegyületei közül a legkisebb negatív fokozat A nitrogénoxidációt a НN3 hidrogén-azid képviseli. Ebben a vegyületben a nitrogén oxidációs állapota - 1/3. Az oxidáció rendkívüli foka a nitrogénatomok szerkezeti egyenlőtlenségének köszönhető ebben az anyagban.
Az MBC szemszögéből ez a strukturális egyenlőtlenség a következő diagrammal ábrázolható:
Ebben a sémában a fő dolog a P-kötések delokalizációja a nitrogénatomokat összekötő egyenes mentén. A séma érvényességét bizonyítja az 1-2 és 2-3 nitrogénatomok távolsága, amelyek a kötéshosszak között köztesek.
A HN3 vizes oldatát salétromsavnak nevezik. Hidrazin salétromsavval történő oxidációjával nyerik:
N2Н4 + НNO2 = НN3 + 2Н2О
Erőssége közel áll az ecetéhez. Híg oldatokban a salétromsav lassan aránytalanná válik:
HN3 + H2O = N2 + NH2OH
Vízmentes állapotban nem csak melegítés hatására, hanem ütés hatására is felrobbanhat:
2Н3 = 3N2 + H2
Salétromos és tömény sósav keveréke még a nemesfémeket is képes feloldani. A salétromsav sói - azidok - vízben való oldhatóságukban hasonlóak a halogenidekhez. Így az alkálifém-azidok vízben jól, míg az AgN3, Pb(N3)2 és Hg(N3)2 rosszul oldódnak. Az alkáli- és alkáliföldfém-azidok lassú hevítéssel megolvadásig stabilak. A nehézfém-azidok ütközéskor könnyen felrobbannak:
Рb(N3)2 = Рb + 3N2
A nitrogén oxigénvegyületei
Az oxigénnel a nitrogén számos oxidot képez: N2O és NO színtelen gázok, N2O3 kék szilárd anyag (-100 C alatt), NO2 barna gáz, N2O4 színtelen gáz, N2O5 színtelen kristályok.
Az N2O-oxidot (nitrogén-oxid, „nevetőgáz”, mert kábító hatású) ammónium-nitrát vagy hidroxi-ammónium hőbontásával nyerik:
[HN3OH]NO2 = N2O + 2H2O (intramolekuláris arány)
A nitrogén-monoxid (+1) endoterm vegyület. Szobahőmérsékleten azonban kémiailag kevéssé aktív. Melegítéskor reakcióképessége nagymértékben megnő. Oxidálja a hidrogént, fémeket, foszfort, ként, szenet, szerves és egyéb anyagokat, pl.
Cu + N2O = N2 + CuO
Ha az N2O-t 700 C fölé melegítjük, a bomlási reakcióval egyidejűleg aránytalansága következik be:
2N2О = 2N2 + О2 2N2О = 2NO + N2
A nitrogén-monoxid (+1) nem lép kölcsönhatásba a vízzel, bár ismert a H2N2O2 sav, amelyben a nitrogén oxidációs állapota is +1. Ezt a savat salétromsavnak nevezik, és két egyenértékű nitrogénatomot tartalmazó szerkezettel rendelkezik:
A szabad salétromsav a következőképpen állítható elő:
NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O
Vízben jól oldódik, de gyenge sav. A salétromsav nagyon instabil, és enyhén hevítve felrobban:
Н2N2О2 = N2О + Н2О
A H2N2O2 sók - hiponitritek és hidrohiponitritek - nagyon érzékenyek a vízben történő hidrolízisre. A legtöbb hiponitrit vízben enyhén oldódik.
Még az oxidációs állapotok is viszonylag nem jellemzőek a nitrogénre. Ezek a vegyületek közé tartozik a nitrogén-oxid (+2). A NO molekula tartalmaz páratlan szám elektronok, és lényegében alacsony aktivitású gyök. A molekula egy kovalens donor-akceptor mechanizmussal és két P-kötéssel rendelkezik. Az egyszerű anyagokból NO képződésének endoterm jellege és pozitív Gibbs-energiája ellenére a nitrogén-oxid (+2) nem bomlik le elemekre. A helyzet az, hogy az MMO szerint a kötési sorrend NO-ban meglehetősen magas, és egyenlő 2,5-tel. A NO-molekula erősebb, mint az O2-molekula, mivel az előbbinek csak egy elektronja van az antikötő MO P2p*-n, az utóbbinak pedig két elektronja van.
A laboratóriumban a nitrogén-oxidot (+2) leggyakrabban a rézreszelék híg savval történő kezelésével nyerik:
3Сu + 8НNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
A levegőben a nitrogén-oxid (+2) azonnal oxidálódik:
2NO + O2 = 2NO2
NO és halogének oxidálják, nitrozil-halogenideket képezve:
2NO + Г2 = 2NOГ
Redukálószerekkel való kölcsönhatás során az NO a partner redukálóképességétől és a folyamatok körülményeitől függően N2O-ra, N2-re, NH2OH-ra, NH3-ra redukálódik.
A nitrogén-monoxid (+2) vizes oldata semleges. Vízzel nem képez vegyületet, bár ismertek a nem szabad állapotban izolált salétromsav H2N2O3 sói (hiponitrátjai), amelyekben a nitrogén oxidációs állapota is +2.
Az N2O3 nitrogén-monoxid szilárd állapotban létezik (-100 C alatt). Folyékony és gőz halmazállapotban a nitrogén-monoxid (+3) nagymértékben disszociál az aránytalanság miatt:
N2О3-NO + NO2
Az N2O3-t ekvimoláris mennyiségű NO és NO2 hűtésével nyerik. Egyenletes keverékáram a szükséges összetételt 50%-os НNO3 arzén-oxiddal (+3) való reagáltatásával nyerik:
2HNO3 + As2O3 = 2HAsO3 + NO + NO2
A nitrogén-oxid (+3) a HNO2 instabil salétromsavnak felel meg, amelyet csak oldatban ismerünk. A NO és NO2 egyenlő térfogatú vízben való feloldásával érhető el:
NO + NO2 + H2O = 2HNO2
Tárolás és melegítés esetén a НNO2 aránytalan:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Legjellemzőbb oxidáló tulajdonságai:
НNO2 + 2НI = I2 + 2NO + 2Н2О
Az erős oxidálószerek azonban a salétromsavat salétromsavvá alakítják:
5НNO2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 = К2SO4 + 2МnSO4 + 5НNO3 + 3Н2О
A nitrogén-oxidot (+4) a réz tömény salétromsavban való feloldásával nyerik: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Jó oxidálószer, foszfor, kén, szén és néhány szerves anyag ég benne. 150 C felett a nitrogén-dioxid bomlásnak indul:
2NO2 = 2NO + O2
Mivel a párosítatlan elektront tartalmazó nitrogén-dioxid molekula lényegében gyök, könnyen dimerizálódik:
A dimer színtelen és diamágneses, ellentétben a vörös-barna színnel és paramágneses.
A nitrogén-dioxid vízzel kölcsönhatásba lépve aránytalan:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Amikor a NO2 feloldódik melegvíz salétromsavat kapunk, mert a kezdetben képződött salétromsav nem arányos a salétrom-oxid felszabadulásával (+2) és a salétromsav képződésével.
A nitrogén-monoxid (+5) csak gázfázisban rendelkezik molekulaszerkezettel. Szilárd állapotban az N2O5 szerkezete NO2+ és NO3- ionokból áll. Az N2O5 könnyen szublimálódó kristályok, és a molekulák elpárolognak. Így a nitrogén-monoxid (+5) szublimációja során a NO2+ és NO3- ionok N2O5 molekulákká egyesülnek. A nitrogén-oxidot (+5) salétromsav P2O5-tel történő dehidratálásával vagy NO2 ózonnal történő oxidációjával nyerik:
2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5; 6NO2 + O3 = 3N2O5
A nitrogén-oxid (+5) energikus oxidálószer, sok vele kapcsolatos reakció nagyon erőteljesen megy végbe. Vízben oldva salétromsavat ad:
N2O5 + H2O = 2HNO3
A salétromsav az egyik erős savak. A HNO3 molekula és a nitrát ion szerkezete az ábrákon látható
A vízmentes salétromsav színtelen, illékony folyadék. Tároláskor (főleg fényben) és melegítéskor részben lebomlik:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
Az úgynevezett „füstölgő” salétromsav (piros) a felszabaduló nitrogén-dioxid tömény HNO3-ban készült oldata.
A laboratóriumban a HNO3-t nátrium-nitrát kénsavval történő hevítésével állítják elő:
NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4
Az iparban a salétromsavat ammóniából nyerik. Először az ammóniát katalitikusan nitrogén-oxiddá (+2) oxidálják, amely tovább oxidálódik
NO2. Ezután a nitrogén-oxidot (+4) forró vízben feloldják, és salétromsavat állítanak elő.
A salétromsav erős oxidálószer, és szinte minden fémet és nemfémet oxidál. Az utóbbiakat általában származékokká fordítják legmagasabb fokozat oxidáció, pl.
S + 6НNO3 = Н2SO4 + 6NO2 + 2Н2О
A fémek közül csak az arany, a platina, az ozmium, az irídium, a nióbium, a tantál és a volfrám ellenáll a salétromsavnak. Néhány fémet (például vas, alumínium, króm) tömény salétromsavval passziválnak. A salétromsav vizes oldatai is oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek. A HNO3 redukciós folyamata jellemzően több párhuzamos irányban megy végbe, ami különböző redukciós termékek keverékét eredményezi. Ezeknek a termékeknek a jellege és a keverékben lévő relatív tartalmuk a redukálószer erősségétől, a salétromsav koncentrációjától és a hőmérséklettől függ.
Erősebb oxidálószer a koncentrált salétromsav és sósav keveréke - „aqua regia”. Még az aranyat és a platinát is oldja, amelyek nem oldódnak salétromban, még kevésbé a sósavban. Oxidatív aktivitását az oldódó fémek redoxpotenciáljának csökkenése, azaz redukáló tulajdonságaik növekedése okozza az erős klorid komplexek képződése miatt:
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
A salétromsav sói - nitrátok - szinte minden fémről ismertek. Legtöbbjük színtelen és jól oldódik vízben. Savas vizes oldatokban a nitrátok gyengébb oxidálószerek, mint a salétromsav, és semleges környezetben egyáltalán nem rendelkeznek oxidáló tulajdonságokkal. Erős oxidálószerek az olvadékokban, amikor az oxigén felszabadulásával bomlik. A nitrogén-oxid (+5) 100%-os hidrogén-peroxiddal kölcsönhatásba lépve peroxonitric (szupernitromsavat) képez:
N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O
A peroxonitrsav instabil, könnyen felrobban, és a víz teljesen hidrolizálja:
H-O-O-N + H2O = H2O2 + HNO3
Vegyületek nem fémekkel
Az összes NG3 nitrogén-halogenid ismert. A trifluoridNF3-at fluor ammóniával való reagáltatásával nyerik:
3F2 + 4NH3 = 3 NH4F + NF3
A nitrogén-trifluorid színtelen, mérgező gáz, amelynek molekulái piramis alakúak. A piramis alján fluoratomok találhatók, a tetejét pedig egy nitrogénatom foglalja el magányos elektronpárral. Az NF3 nagyon ellenáll a különféle kémiai reagenseknek és hőnek.
A fennmaradó nitrogén-trihalogenidek endotermek, ezért instabilak és reakcióképesek. Az NCl3 úgy keletkezik, hogy klórgázt vezetnek át erős ammónium-klorid oldatba:
3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCl3
nitrogén kémiai elem
A nitrogén-triklorid erősen illékony (forráspont = 71 °C) szúrós szagú folyadék. Az enyhe felmelegedés vagy ütés robbanással jár, amely nagy mennyiségű hőt bocsát ki. Ebben az esetben az NCl3 elemekre bomlik. Az NBr3 és NI3 trihalogenidek még kevésbé stabilak.
A kalkogéneket tartalmazó nitrogénszármazékok erős endotermitásuk miatt nagyon instabilak. Mindegyiket rosszul tanulmányozták, és hevítés és ütés hatására felrobbannak.
Közzétéve az Allbest.ru oldalon
Hasonló dokumentumok
A nitrogén jellemzői - a periódusos rendszer második periódusának 15. csoportjának eleme kémiai elemek D. Mengyelejev. A nitrogén előállításának és felhasználásának jellemzői. Fizikai és kémiai tulajdonságai elem. A nitrogén felhasználása, jelentősége az emberi életben.
bemutató, hozzáadva 2011.12.26
A nitrogén felfedezésének története, képlete és tulajdonságai, a természetben való előfordulása és a természetben közvetlenül a nitrogén részvételével lezajló kémiai reakciók. Számos fontos vegyület megkötésének módszerei, előállítása és tulajdonságai, a nitrogén alkalmazásai.
tanfolyami munka, hozzáadva 2010.05.22
A nitrogén alcsoport elemeinek tulajdonságai, az atomok szerkezete és jellemzői. Növekedés fémes tulajdonságok amikor elemeket mozgat felülről lefelé a periódusos rendszerben. Nitrogén, foszfor, arzén, antimon és bizmut eloszlása a természetben, felhasználásuk.
absztrakt, hozzáadva: 2009.06.15
A nitrogén jelenléte a természetben, fizikai és kémiai tulajdonságai. Nitrogén felszabadulása a folyékony levegőből. A folyékony nitrogén tulajdonsága elpárolgás közben, hogy jelentősen csökkenti a hőmérsékletet. Ammónia és salétromsav előállítása. Nitrát képződése és felhalmozódása a természetben.
absztrakt, hozzáadva: 2011.11.20
Biológiai szerep nitrogén és vegyületei élő anyagok számára; elterjedtsége, tulajdonságai. A nitrogénciklust befolyásoló tényezők antropogén biocenózisokban. Toxikológia és a nitrogén „fiziológiai szükségessége” az emberi szervezet, az állatok és a növények számára.
tanfolyami munka, hozzáadva 2012.11.22
A nitrogén felfedezése, fizikai és kémiai tulajdonságai. Nitrogén körforgás a természetben. Ipari és laboratóriumi módszerek tiszta nitrogén előállítására. A nitrogén kémiai reakciói normál körülmények között. Nitrogéntartalmú természetes ásványi lerakódások kialakulása.
bemutató, hozzáadva: 2013.12.08
A nitrogénkötés biológiai és nem biológiai folyamatai. Az Azotobacter nemzetséghez tartozó baktériumok felfedezése. Nitrogénvegyületek, elterjedési formáik és felhasználási területeik. A nitrogén fizikai és kémiai tulajdonságai, eloszlása a természetben és előállítási módjai.
absztrakt, hozzáadva: 2010.04.22
Az ammónia fogalma, felhasználásuk a kémiai elemzésben. A nitrogén jellemzői, tulajdonságai, molekulaszerkezete. A vegyületek nitrogénjének oxidációs állapotai. Ammónia molekula alakja. Kísérlet végzése az ammónia, réz és nikkel tulajdonságainak tanulmányozására.
tanfolyami munka, hozzáadva 2013.10.02
A nehézfémek élő szervezetekre gyakorolt toxicitásának általános szempontjai. A p-elemek és vegyületeik biológiai és ökológiai szerepe. Vegyületeik alkalmazása az orvostudományban. Nitrogén-oxidok, nitritek és nitrátok toxikológiája. A nitrogénvegyületek ökológiai szerepe.
tanfolyami munka, hozzáadva 2015.09.06
Színtelen, nem gyúlékony, kellemes édeskés illatú és ízű gáz. Nitrogén-oxid keverékei éterrel, ciklopropánnal, klór-etil-szel. A nitrogén-monoxid kémiai tulajdonságai és előállítása. A nevetőgáz-mérgezés tünetei és elsősegélynyújtás.
A nitrogén egyike a periódusos rendszer számos kémiai elemének, de nagyon gyakran felmerül a kérdés, hogy mi a nitrogén. Ennek oka teljesen nyilvánvaló - ezt az anyagot aktívan használják a tudományban, a technológiában, az iparban, és számos hasznos termék létrehozásának alapjául szolgál a mindennapi életben és munkaügyi tevékenység anyagok és vegyületek.
Ez az elem a periódusos rendszer 15. csoportjába tartozik, nagyon elterjedt az egész bolygón, és a Föld légkörének nagy részét alkotja, különösen a magasabb rétegekben.
Az anyag inert képződményekhez tartozik - olyanokhoz, amelyek gyakorlatilag nem lépnek kölcsönhatásba más elemekkel. Az elem nem támogatja az égést.
Más inert gázokhoz hasonlóan a nitrogén (ahogyan latinul nitrogénnek nevezik) szagtalan és színtelen. Ezenkívül nem mérgező és nem veszélyes az élő szervezetekre. Nagy mennyiségben tartalmaz n2-t a levegő (a teljes levegő térfogatának kb. 78%-át teszi ki), és kőzetekben, kőzetekben és mindenféle vegyületben is megtalálható.
A nitrogénmolekula az élő szervezetek fehérjeszerkezetének lényeges alkotóeleme, a nukleinsavakban és más dolgokban is megtalálható.
A nitrogén jellemzői és fizikai tulajdonságai
Amint fentebb megjegyeztük, ennek az anyagnak sem szaga, sem íze nincs, vagyis gyengén kölcsönhatásba lép más kémiai elemekkel.
Amellett, hogy a levegő nagyon nagy mennyiségű nitrogént tartalmaz, más helyeken is előkerült: az űrben lévő gázködökben, a Neptunusz és az Uránusz bolygókon, valamint a Nap bolygóinak egyes műholdain. rendszer.
Egy elem fizikai tulajdonságainak ismerete azért fontos, mert mindenhol használják. Így néznek ki:
- Az anyag molekulatömege 14 atomtömeg egység (a.m.u.). A relatív atomtömeg is megegyezik ezzel az értékkel.
- A hőkapacitás a hőmérséklettől függ. 0 Celsius-fokon ez 1039 J/(kg*deg). Ha a gázt 100 atmoszféra nyomásra tömöríti, akkor ez az érték 1242-re nő.
- Sűrűsége 1,25 kilogramm/m3.
- A nitrogén olvadáspontja -210 Celsius fok. A légkörben az elem -196 fokra hűtve gáz halmazállapotú, víznek tűnő folyadékká kondenzálódik. A nitrogén forráspontja -195,8 °C.
- Egy anyag oxidációs foka attól függ, hogy milyen vegyületekben található, és a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 értékeket veheti fel.
Egy másik fontos fizikai tulajdonság, hogy a levegővel érintkezve a nitrogén felszívja a benne lévő oxigént, aminek következtében megolvad.
A nitrogén és vegyületeinek kémiai tulajdonságai
Az N2 atomok között hármas kötések vannak, az anyag molekulái mutatják magas szintű ellenállás a disszociációs folyamatokkal szemben. Normál körülmények között az elem molekulái közötti disszociáció gyakorlatilag nem következik be.
Az egyes molekulák között meglehetősen gyenge kötések vannak, amelyek miatt a nitrogén túlnyomórészt gáz halmazállapotú. Érdekes módon még 3000 °C-ra melegítve is gyakorlatilag nem fordul elő termikus disszociáció.
A nitrogén a Földön főleg szabad formában található, mivel a benne lévő vegyület még a hőmérséklet mellett is nagyon instabil.
A nitrogénből származó atomgáz már lényegesen nagyobb kölcsönhatásba lép más elemekkel, fémekkel, arzénnal, kénnel, foszforral stb.
Nitrogén körforgás a természetben
Mivel a kérdéses anyag az egyik legelterjedtebb a bolygón, nem meglepő, hogy megvan a maga kidolgozott ciklusa. A növény- és állatvilág része, a talajban és a levegőben egyaránt megtalálható.
Keringési ciklusa a bioszférában így néz ki:
- Először is, a mikroorganizmusok felszívják a nitrogént a bomlástermékekből, amelyek tartalma N2-molekulákkal telített.
- Szerves anyagcsere megy végbe, ahol ammónia és ammónium is képződik.
- Más szervezetek felszívják ezeket a termékeket, és nitrátokká alakítják át.
- A nitrátok részt vesznek a növények növekedésében, amelyeket aztán az állatok ismét megesznek, és bomlástermékeket termelnek. Így az áramkör zárva van.
A nitrogénmolekulák szerkezete olyan, hogy ezt az anyagot bizonyos típusú mikroorganizmusok, különösen a hüvelyes növényekhez kapcsolódó mikroorganizmusok szívják fel a legjobban.
Éppen ezért a talaj termékenységének növelésének nagyon hatékony módja a hüvelyesek ültetése, amelyek aktívan felszívják a nitrogént, és ezzel gazdagítják a talajt.
Is ezt a folyamatot zivatarok is hozzájárulnak, és a mesterséges ammóniatermelés is jelentős szerepet játszik.
Nitrogén beszerzése
Nitrogén alkalmazása
A hidrogénhez, oxigénhez és más közönséges anyagokhoz hasonlóan a nitrogén is nagyon fontos szerepet játszik fontos szerepet az egész emberiség életében.
Számos tevékenységi területen aktívan használják:
- Az ammónia lehetővé teszi az ipar számára, hogy salétromsavat, szódát és műtrágyákat állítson elő a mezőgazdaság számára. Hűtőberendezésekben hűtőközegként és gyógyászatban is használják.
- A gázt számos létrehozására használják világítótestek, hűtő- és fagyasztóberendezések, például nitrogéncsapdák vákuumrendszerekhez.
- Az anyag szükséges a robbanóanyagok, színezékek, műanyagok és szintetikus anyagok gyártásában, enélkül elképzelhetetlen a rakéta és az űrtechnológia működése. Műszövetek gyártására is használják.
- Az olaj- és gázkitermelő iparban a nitrogént az in situ nyomás fenntartására használják, ami lehetővé teszi több ásványi anyag kinyerését.
- A kohászatban az anyag vas- és színesfémek izzításához szükséges.
- Az elektronikában ezt a gázt a gyártott elektronikai elemek és félvezetők elemeinek oxidációjának megakadályozására használják.
És ezek nem minden alkalmazási terület a szóban forgó alkatrésznek.
Mint látható, a periódusos rendszer sok mindent rejt érdekes elemek a nitrogén pedig az egyik. Fagyáspontját, elektronikus képletét és egyéb kérdéseit széles körben bemutatják az interneten, így szükség esetén nem nehéz megismerkedni velük.
Az N2 Bolygónk élő és élettelen természetének és az egész kozmosznak a legfontosabb összetevője, ezért minden embernek egyszerűen többet kell tudnia róla.
A nitrogén kémiai elem egyetlen egyszerű anyagot alkot. Ez az anyag gáz halmazállapotú, és kétatomos molekulákból, pl. N 2 képlete van. Annak ellenére, hogy a nitrogén kémiai elem nagy elektronegativitással rendelkezik, a molekuláris nitrogén N2 rendkívül inert anyag. Feltételes ezt a tényt az a tény, hogy a nitrogénmolekula rendkívül erős hármas kötést (N≡N) tartalmaz. Emiatt szinte minden reakció nitrogénnel csak magasabb hőmérsékleten megy végbe.
A nitrogén kölcsönhatása fémekkel
Az egyetlen anyag, amely normál körülmények között reagál a nitrogénnel, a lítium:
Érdekes tény, hogy a többivel aktív fémek, azaz alkáli- és alkáliföldfém, a nitrogén csak melegítés közben reagál:
A nitrogén kölcsönhatása közepes és alacsony aktivitású fémekkel (kivéve Pt és Au) szintén lehetséges, de ehhez összehasonlíthatatlanul magasabb hőmérséklet szükséges.
A nitrogén kölcsönhatása nemfémekkel
A nitrogén reakcióba lép a hidrogénnel, ha katalizátorok jelenlétében hevítik. A reakció reverzibilis, ezért az ipari ammónia hozamának növelése érdekében az eljárást nagy nyomáson hajtják végre:
Redukálószerként a nitrogén reagál fluorral és oxigénnel. A fluorral való reakció elektromos kisülés hatására megy végbe:
Az oxigénnel való reakció elektromos kisülés hatására vagy 2000 o C-nál magasabb hőmérsékleten megy végbe, és reverzibilis:
A nemfémek közül a nitrogén nem lép reakcióba halogénekkel és kénnel.
A nitrogén kölcsönhatása összetett anyagokkal
A foszfor kémiai tulajdonságai
Több is van allotróp módosítások foszfor, különösen fehér foszfor, vörös foszfor és fekete foszfor.
A fehér foszfort tetraatomos P4 molekulák képezik, és nem a foszfor stabil módosítása. Mérgező. Szobahőmérsékleten puha, és a viaszhoz hasonlóan késsel könnyen vágható. Levegőn lassan oxidálódik, és az ilyen oxidáció mechanizmusának sajátosságai miatt a sötétben világít (a kemilumineszcencia jelensége). Még alacsony fűtés mellett is lehetséges a fehér foszfor spontán meggyulladása.
Az összes allotróp módosulás közül a fehérfoszfor a legaktívabb.
A vörös foszfor változó összetételű Pn hosszú molekulákból áll. Egyes források azt jelzik, hogy atomi szerkezetű, de helyesebb, ha szerkezetét molekulárisnak tekintjük. Szerkezeti jellemzői miatt kevésbé aktív anyag a fehér foszforhoz képest, ellentétben a fehér foszforral, sokkal lassabban oxidálódik a levegőben, és meggyulladása szükséges.
A fekete foszfor folyamatos P n láncokból áll, és a grafit szerkezetéhez hasonló réteges szerkezetű, ezért hasonlít hozzá. Ennek az allotróp módosulatnak atomi szerkezete van. A foszfor összes allotróp módosulata közül a legstabilabb, kémiailag a legpasszívabb. Emiatt a foszfor alább tárgyalt kémiai tulajdonságait elsősorban a fehér és vörös foszfornak kell tulajdonítani.
A foszfor kölcsönhatása nemfémekkel
A foszfor reakcióképessége nagyobb, mint a nitrogéné. Így a foszfor normál körülmények között gyulladás után képes égni, és savas P 2 O 5 oxidot képez:
és oxigénhiány esetén foszfor(III)-oxid:
A halogénekkel való reakció is intenzív. Így a foszfor klórozása és brómozása során, a reagensek arányától függően, foszfor-trihalogenidek vagy pentahalogenidek képződnek:
A jód más halogénekhez képest lényegesen gyengébb oxidációs tulajdonságai miatt a foszfor jóddal történő oxidációja csak a +3 oxidációs állapotig lehetséges:
A nitrogénnel ellentétben a foszfor nem lép reakcióba hidrogénnel.
A foszfor kölcsönhatása fémekkel
A foszfor aktív fémekkel és közepes aktivitású fémekkel hevítve foszfidokat képez:
A foszfor kölcsönhatása összetett anyagokkal
A foszfort oxidáló savak, különösen tömény salétromsav és kénsav oxidálják:
Tudnia kell, hogy a fehér foszfor reagál a lúgok vizes oldataival. A specifikusság miatt azonban még nem volt szükség arra, hogy az ilyen kölcsönhatásokra egyenleteket írjanak fel a kémia egységes államvizsgáján.
| A 100 pontot igénylők azonban saját nyugalmuk kedvéért emlékezhetnek a foszfor és a lúgos oldatok kölcsönhatásának következő jellemzőire hidegben és melegítéskor.
Hidegben a fehér foszfor kölcsönhatása lúgos oldatokkal lassan megy végbe. A reakciót szagú gáz képződése kíséri rothadt hal- foszfin és ritka oxidációs állapotú foszfor +1 vegyületek: Amikor a fehér foszfor kölcsönhatásba lép tömény oldat Amikor a lúg felforr, hidrogén szabadul fel és foszfit képződik: |
A hó még nem olvadt el teljesen, de a kertvárosi területek nyugtalan tulajdonosai már rohannak felmérni a kertben végzett munka körét. És tényleg van itt mit csinálni. És talán a legfontosabb, hogy gondolkodjunk kora tavasz– hogyan védheti meg kertjét a betegségektől és kártevőktől. Tapasztalt kertészek tudják, hogy ezeket a folyamatokat nem lehet a véletlenre bízni, a halogatás, a feldolgozási idő elhalasztása pedig jelentősen csökkentheti a gyümölcs termését és minőségét.
A hal-sajtos pite egyszerű ebéd- vagy vacsoraötlet a napi vagy vasárnapi menühöz. A pite 4-5 fős, közepes étvágyú kis család számára készült. Ebben a péksüteményben minden van egyszerre - hal, burgonya, sajt és ropogós tésztahéj, általában majdnem olyan, mint egy zárt pizza kalzoné, csak finomabb és egyszerűbb. Halkonzerv bármi lehet - makréla, saury, rózsaszín lazac vagy szardínia, válasszon ízlése szerint. Ezt a pitét főtt hallal is készítik.
Füge, füge, fügefa - ezek mind ugyanannak a növénynek a nevei, amelyeket határozottan a mediterrán élethez kötünk. Aki kóstolt már fügegyümölcsöt, tudja, milyen finomak. De finom édes ízük mellett az egészségre is nagyon jótékony hatású. És ez az, ami érdekes részlet: Kiderült, hogy a füge teljesen igénytelen növény. Ezen kívül sikeresen termeszthető telken is középső sáv vagy a házban - egy tartályban.
Ez a finom krémes tenger gyümölcsei leves alig egy órát vesz igénybe, és lágy és krémes lesz. Válasszon tenger gyümölcseit ízlésének és pénztárcájának megfelelően, ez lehet tengeri koktél, királyrák vagy tintahal. Levest főztem nagy garnélarákkal és kagylókkal a héjában. Először is nagyon finom, másodszor pedig gyönyörű. Ha ünnepi vacsorára vagy ebédre készíti, akkor a héjában lévő kagylók és a nagy hámozatlan garnélarák ínycsiklandóan és csinosak a tányéron.
Gyakran még a tapasztalt nyári lakosok körében is nehézségek merülnek fel a paradicsompalánták termesztésében. Egyesek számára az összes palánta megnyúltnak és gyengének bizonyul, másoknak hirtelen hullani kezdenek és meghalnak. A helyzet az, hogy nehéz fenntartani egy lakásban ideális körülmények palántaneveléshez. Bármely növény palántáit bőséges fényben, megfelelő páratartalommal és optimális hőmérséklettel kell ellátni. Mit kell még tudni és megfigyelni, ha lakásban paradicsompalántát termesztünk?
Az „Altai” sorozat paradicsomfajtái nagyon népszerűek a kertészek körében, édes, finom ízük miatt, amelyek inkább a gyümölcs, mint a zöldség ízére emlékeztetnek. Ezek nagy paradicsomok, mindegyik gyümölcs súlya átlagosan 300 gramm. De ez nem a határ, vannak nagyobb paradicsomok. Ezeknek a paradicsomoknak a húsát lédússág és húsosság jellemzi, enyhe kellemes olajossággal. Kiváló paradicsomot termeszthet az „Altai” sorozatból „Agrosuccess” magvakból.
Sok éven át az aloe maradt a leginkább alulértékelt szobanövény. És ez nem meglepő, mert az aloe vera széles körű elterjedése a múlt században ahhoz a tényhez vezetett, hogy mindenki elfelejtette ennek a csodálatos zamatosnak a többi típusát. Az aloe egy növény, elsősorban dísznövény. A megfelelő típus- és fajtaválasztással pedig minden versenytársat felülmúlhat. A divatos florariumokban és a közönséges cserepekben az aloe szívós, gyönyörű és meglepően tartós növény.
Finom vinaigrette almával és savanyú káposzta- vegetáriánus saláta főtt és hűtött, nyers, ecetes, sózott, ecetes zöldségekből és gyümölcsökből. A név a francia ecetes szószból származik, olívaolajés mustár (vinaigrette). A vinaigrette nem is olyan régen, a 19. század elején jelent meg az orosz konyhában, talán az osztrák vagy a német konyhából kölcsönözték a receptet, hiszen az osztrák heringsaláta hozzávalói nagyon hasonlóak.
Amikor álmodozva válogatunk a kezünkben lévő fényes magcsomagok között, néha tudat alatt azt hisszük, hogy van egy jövőbeli növény prototípusa. Szellemileg kijelölünk neki egy helyet a virágoskertben, és várjuk az első bimbó megjelenésének dédelgetett napját. A vetőmag vásárlása azonban nem mindig garantálja, hogy végül megkapja a kívánt virágot. Szeretném felhívni a figyelmet azokra az okokra, amelyek miatt előfordulhat, hogy a magvak nem kelnek ki vagy pusztulnak el a csírázás legelején.
Közeleg a tavasz, és a nyári lakosok aggodalmaik vannak a növekedéssel kapcsolatban jó palánták. Sokan termesztenek paradicsom-, paprika- és uborkapalántát. Mit kell tenni annak érdekében, hogy a palánták jó minőségűek legyenek, fejlett gyökérrendszerrel és föld feletti részekkel? Először is válassza ki a megfelelő fajtát vagy hibridet a termesztéshez nyílt terep vagy üvegház. Figyelmesen olvassa el a magok csomagolásán található információkat, ügyeljen a lejárati időre, hogy a magokat kezelték-e fertőtlenítőszerrel vagy sem.
Jön a tavasz, a kertészeknek több munkájuk van, a melegebb idő beköszöntével pedig gyorsan bekövetkeznek a változások a kertben. A tegnap még szunnyadó növényeken már kezdenek dagadni a rügyek, és minden szó szerint életre kel a szemünk előtt. A hosszú tél után ez jó hír. De a kerttel együtt életre kelnek a problémái is - rovarkártevők és kórokozók. Zsizsik, virágbogarak, levéltetvek, clasterosporiosis, maniliosis, varasodás, lisztharmat – a felsorolást még hosszan lehetne folytatni.
A reggeli pirítós avokádóval és tojássalátával nagyszerű módja a nap indításának. Ebben a receptben a tojássaláta sűrű szószként működik, amely a friss zöldségeket és a garnélarákot tölti fel. A tojássalátám egészen szokatlan, mindenki kedvenc nassolnivalójának diétás változata - feta sajttal, görög joghurttal és vörös kaviárral. Ha van időd reggel, soha ne tagadd meg magadtól, hogy valami finomat és egészségeset főzz. Pozitív érzelmekkel kell kezdeni a napot!
Talán minden nő legalább egyszer kapott ajándékot virágzó orchidea. Ez nem meglepő, mert egy ilyen élő csokor csodálatosan néz ki, és sokáig virágzik. Az orchideákat nem túl nehéz termeszteni. beltéri növények, de a karbantartásuk főbb feltételeinek be nem tartása gyakran egy virág elvesztéséhez vezet. Ha még csak most kezdi megismerkedni a beltéri orchideákkal, meg kell találnia a helyes válaszokat a gyönyörű növények otthoni termesztésével kapcsolatos fő kérdésekre.
A recept szerint elkészített, mákkal és mazsolával készült, buja sajttortákat pillanatok alatt megeszik a családomban. Közepesen édes, telt, gyengéd, étvágygerjesztő kéreggel, felesleges olaj nélkül, egyszóval pontosan olyan, mint anyám vagy nagymamám kiskorában sütve. Ha a mazsola nagyon édes, akkor kristálycukor Cukor nélkül egyáltalán nem kell hozzá, a sajttorták jobban sülnek, és soha nem égnek meg. Jól felforrósított serpenyőben, olajjal kikent, lassú tűzön, fedő nélkül süssük meg őket!
Nitrogén
Nitrogén- D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszerének második periódusának ötödik csoportjának fő alcsoportja, 7-es rendszámmal. Jelölve: N (lat. Nitrogenium). Egyszerű anyag nitrogén - normál körülmények között meglehetősen közömbös, szín-, íz- és szagtalan kétatomos gáz (N2 képlet), amely a Föld légkörének háromnegyedét teszi ki.
Többször „felfedezték” és különböző emberek. Másképpen hívták, szinte misztikus tulajdonságokat tulajdonítva - „flogisztikus levegő”, „mefitikus levegő”, „atmoszférikus mofett”, és egyszerűen „fulladó anyag”. Eddig több neve is volt: angol Nitrogen, francia Azote, német Stickstoff, orosz „nitrogén”...
Az „elrontott levegő” története
Nitrogén(a görög azoos szóból - élettelen, latinul Nitrogenium) - a negyedik leggyakoribb elem a naprendszerben (után hidrogén , hélium És oxigén ). A nitrogénvegyületeket – sósavat, salétromsavat, ammóniát – már jóval azelőtt ismerték, hogy a nitrogént szabad állapotban nyerték volna.
1777-ben Henry Cavendish ismételten levegőt engedett át forró szénen, majd lúggal kezelte. Az eredmény egy olyan maradék volt, amelyet Cavendish fullasztó (vagy mefitikus) levegőnek nevezett. A szemszögből modern kémia jól látható, hogy a forró szénnel való reakció során a levegő oxigénjéhez kötődött szén-dioxid, amely aztán lúggal reagált. A gáz fennmaradó része nagyrészt nitrogén volt. Így Cavendish izolálta a nitrogént, de nem értette, hogy ez egy új egyszerű anyag (kémiai elem).
Ugyanebben az évben Cavendish beszámolt erről az élményről Joseph Priestley-nek. Priestley ekkoriban egy kísérletsorozatot végzett, amelyben a légköri oxigént is megkötötte és a keletkező szén-dioxidot eltávolította, vagyis nitrogént is kapott, azonban az akkor uralkodó flogiszton elmélet híve lévén teljesen félreértelmezte. a kapott eredményeket (véleménye szerint a folyamat fordított volt - nem oxigént távolítottak el a gázelegyből, hanem éppen ellenkezőleg, a tüzelés eredményeként a levegő flogisztonnal telítődik; a maradék levegőt () nitrogén) telített flogiszton, azaz flogisztikált).
Nyilvánvaló, hogy Priestley, bár képes volt izolálni a nitrogént, nem értette felfedezésének lényegét, ezért nem tekintik a nitrogén felfedezőjének. Ugyanakkor Karl Scheele is végzett hasonló kísérleteket ugyanazzal az eredménnyel.
Daniel Rutherford még ezt megelőzően, 1772-ben, amikor foszfort és más anyagokat égetett el egy üvegharangban, észrevette, hogy az égés után visszamaradt gáz, amelyet „fojtó levegőnek” nevezett, nem támogatja a légzést és az égést. Antoine Lavoisier csak 1787-ben állapította meg, hogy a levegőt alkotó „életfontosságú” és „fulladó” gázok egyszerű anyagok, és a „nitrogén” nevet javasolta.
Korábban, 1784-ben G. Cavendish kimutatta, hogy a nitrogén a nitrát része; Innen származik a nitrogén latin neve (a késő latin nitrum - salétrom és a görög genna - szülök, termelek). A 19. század elejére. Tisztázták a nitrogén szabad állapotú kémiai tehetetlenségét és kizárólagos szerepét a más elemeket tartalmazó vegyületekben, mint kötött nitrogénben.
A „nem életfenntartó” létfontosságú
Bár a cím " nitrogén " azt jelenti, hogy "nem életfenntartó", valójában az élethez szükséges elem. Az állati és emberi fehérje 16-17% nitrogént tartalmaz. A húsevők szervezetében a növényevők szervezetében és a növényekben jelenlévő elfogyasztott fehérjeanyagok hatására fehérje képződik. A növények a talajban található, főként szervetlen nitrogéntartalmú anyagok asszimilálásával szintetizálják a fehérjéket. Jelentős mennyiségű nitrogén kerül a talajba a nitrogénmegkötő mikroorganizmusoknak köszönhetően, amelyek képesek a levegőből származó szabad nitrogént nitrogénvegyületekké alakítani. A talajból a növények hatalmas mennyiségű kötött nitrogén kivonása következtében (főleg az intenzív gazdálkodás során) a talajok kimerülnek.
A nitrogénhiány szinte minden országban jellemző a mezőgazdaságra. Az állattenyésztésben is megfigyelhető a nitrogénhiány („fehérjeéhezés”). Az elérhető nitrogénben szegény talajokon a növények rosszul fejlődnek. A múlt században a természetben egy meglehetősen gazdag rögzített nitrogénforrást fedeztek fel. Ez a chilei nitrát, a salétromsav nátriumsója. Hosszú ideig a nitrát volt az ipar fő nitrogénszállítója. Dél-Amerikában található lelőhelye egyedülálló, gyakorlatilag az egyetlen a világon. És nem meglepő, hogy 1879-ben háború tört ki Peru, Bolívia és Chile között a gazdag salétrom-határ menti Tarapaca tartomány birtoklásáért. A győztes Chile lett. A chilei lelőhely azonban természetesen nem tudta kielégíteni a nitrogénműtrágyák iránti világkeresletet.
A bolygó „nitrogénéhezése”.
A Föld légköre közel 80%-ban tartalmaz nitrogént, míg a földkéreg csak 0,04%-ot tartalmaz. A „nitrogén megkötése” probléma régi, egyidős az agrokémiával. A levegőben lévő nitrogén oxigénnel való megkötésének lehetőségét elektromos kisüléssel először az angol Henry Cavendish látta meg. Ez még a 18. században volt. A nitrogén-oxidok szabályozott szintézisének folyamatát azonban csak 1904-ben hajtották végre. 1913-ban a németek Fritz Haber és Carl Bosch javasolták az ammónia módszerét a nitrogén rögzítésére. Most, ezt az elvet alkalmazva, több száz gyár minden kontinensen évente több mint 20 millió tonna rögzített nitrogént állít elő levegőből. Ennek háromnegyede nitrogén-műtrágyák gyártására megy el. A nitrogénhiány azonban a földkerekség megművelt területein több mint évi 80 millió tonna. A Föld egyértelműen nem rendelkezik elegendő nitrogénnel. A keletkező szabad nitrogén nagy részét felhasználják ipari termelés ammónia, amelyet aztán jelentős mennyiségben salétromsavvá, műtrágyává, robbanóanyaggá stb.
Nitrogén alkalmazása
Ingyenes nitrogén számos iparágban használják: inert közegként különféle kémiai és kohászati folyamatokban, szabad terek kitöltésére higany hőmérők, gyúlékony folyadékok szivattyúzásakor stb.
Folyékony nitrogén hűtőfolyadékként és krioterápiára használják. A nitrogéngáz ipari alkalmazása inert tulajdonságainak köszönhető. A gáznemű nitrogén tűz- és robbanásbiztos, megakadályozza az oxidációt és a rothadást.
IN petrolkémiai termékek nitrogén tartályok és csővezetékek öblítésére, nyomás alatti csővezetékek működésének ellenőrzésére, szántóföldi termelés növelésére használják. A bányászatban nitrogén használható robbanásbiztos környezet kialakítására a bányákban és kőzetrétegek kiterjesztésére.
IN elektronikai gyártás nitrogén Olyan területek tisztítására használják, amelyek nem engedik meg az oxidáló oxigén jelenlétét. Ha egy hagyományosan levegővel végzett folyamatban az oxidáció vagy a rothadás negatív tényező - nitrogén sikeresen helyettesítheti a levegőt.
Fontos alkalmazási terület nitrogén az övé felhasználni a további szintézishez sokféle vegyületet tartalmaznak nitrogén , mint például az ammónia, nitrogén műtrágyák, robbanóanyagok, színezékek stb. Nagy mennyiségben nitrogén kokszgyártásban ("koksz száraz kioltása") a koksz kokszakkumulátorokból történő kirakodásánál, valamint a rakétákban lévő üzemanyag "sajtolásánál" a tartályokból a szivattyúkba vagy a hajtóművekbe.
Tévhitek: a nitrogén nem a Mikulás
IN élelmiszeripar nitrogén néven regisztrálva élelmiszer-adalékanyagok E941, mint gázhalmazállapotú közeg csomagoláshoz és tároláshoz, hűtőközeg. Folyékony nitrogén A filmekben gyakran bemutatják, hogy olyan anyag, amely képes azonnal lefagyasztani a meglehetősen nagy tárgyakat. Ez gyakori hiba. Még egy virág lefagyasztása is elég hosszú időt igényel, ami részben a nagyon alacsony hőkapacitásnak köszönhető nitrogén .
Ugyanezen okból nagyon nehéz lehűteni, mondjuk, –180 °C-ra, és egy csapással kettévágni. Liter folyadék nitrogén 20 °C-ra párologtatva és felmelegítve körülbelül 700 liter gázt képez. Emiatt nem szabad tárolni nitrogén nagy nyomásra nem alkalmas zárt edényekben. A tüzek folyadékkal történő oltásának elve ugyanezen a tényen alapul. nitrogén . Párolgás nitrogén kiszorítja az égéshez szükséges levegőt és a tűz megszűnik.
Mert nitrogén , ellentétben a vízzel, habbal vagy porral, egyszerűen elpárolog és eltűnik, a nitrogénes tűzoltás a leghatékonyabb tűzoltó mechanizmus az értékek megőrzése szempontjából. Fagyasztó folyadék nitrogén élőlények utólagos leolvasztásának lehetőségével problémás. A probléma az, hogy egy lény nem képes elég gyorsan lefagyasztani (és feloldani) ahhoz, hogy a fagyás inhomogenitása ne befolyásolja életfunkcióit. Stanislav Lem, aki erről a témáról fantáziált a „Fiasco” című könyvében, egy vészfagyasztó rendszert dolgozott ki. nitrogén , amelyben egy fogakat kiütő nitrogéntömlőt nyomtak az űrhajós szájába, és bőséges áramlást vezettek be. nitrogén .
Mint fentebb már említettük, nitrogén folyékony és gáznemű halmazállapotúakból nyerik légköri levegő mélyhűtési módszer.
A gáznemű nitrogén minőségi mutatói GOST 9293-74
