Азотистые соединения
Химический элемент азот является одним из наиболее распространенных элементов во Вселенной и может образовывать множество соединений. Он может принимать несколько степеней окисления ; но наиболее распространенными степенями окисления являются -3 и +3. Азот может образовывать нитрид- и нитрат -ионы. Он также входит в состав азотной кислоты и нитратных солей. Соединения азота также играют важную роль в органической химии, так как азот входит в состав белков , аминокислот и аденозинтрифосфата .
Динитрогенные комплексы
[ редактировать ]
Первым примером динитрогенного комплекса обнаруженного был [Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ (см. рисунок справа), и вскоре было обнаружено множество других подобных комплексов. Эти комплексы , в которых молекула азота отдает по крайней мере одну неподеленную пару электронов центральному катиону металла, иллюстрируют, как N 2 может связываться с металлом(ами) в нитрогеназе и катализаторе процесса Габера : эти процессы, включающие активацию динитрога, жизненно важно в биологии и производстве удобрений. [ 1 ] [ 2 ]
Динитроген способен координироваться с металлами пятью различными способами. Более хорошо охарактеризованными способами являются конечные M ←N≡N ( η 1 ) и M ←N≡N→M ( µ , bis- n 1 ), в котором неподеленные пары атомов азота отдаются катиону металла. Менее изученные пути включают пары электронов, отдающих азот из тройной связи, либо в качестве мостикового лиганда к двум катионам металлов ( μ , бис- η). 2 ) или хотя бы одному ( η 2 ). Пятый и уникальный метод включает тройную координацию в качестве мостикового лиганда, отдавая все три пары электронов тройной связи ( μ 3 -N 2 ). Некоторые комплексы содержат несколько N 2 лигандов , а некоторые содержат N 2 , связанный несколькими способами. Поскольку N 2 изоэлектронен монооксиду углерода (СО) и ацетилену (C 2 H 2 ), связь в диазотистых комплексах тесно связана со связью в карбонильных соединениях, хотя N 2 является более слабым σ -донором и π -акцептором, чем CO. Теоретические исследования показывают, что σ- донорство является более важным фактором, способствующим образованию связи M–N, чем π -обратное донорство , которое в большинстве случаев лишь ослабляет Связь N–N и концевая ( η 1 ) донорство осуществить легче, чем боковое ( η 2 ) пожертвование. [ 3 ]
Сегодня диазотистые комплексы известны практически для всех переходных металлов , насчитывая несколько сотен соединений. Обычно их готовят тремя способами: [ 3 ]
- Замена лабильных лигандов, таких как H 2 O , H − , или CO непосредственно азотом: это часто обратимые реакции, протекающие в мягких условиях.
- Восстановление металлокомплексов в избытке подходящего колиганда в атмосфере газообразного азота. Обычный выбор включает замену хлоридных лигандов диметилфенилфосфином (PMe 2 Ph), чтобы компенсировать меньшее количество присоединенных азотных лигандов, чем исходные хлорные лиганды.
- Преобразование лиганда со связями N–N, такого как гидразин или азид, непосредственно в диазотистый лиганд.
Иногда связь N≡N может образовываться непосредственно внутри металлокомплекса, например, путем непосредственной реакции координированного аммиака (NH 3 ) с азотистой кислотой (HNO 2 ), но это обычно не применимо. Большинство динитрогенных комплексов имеют цвета в диапазоне бело-желтый-оранжевый-красно-коричневый; известно несколько исключений, таких как синий [{Ti( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 -(N 2 )]. [ 3 ]
Нитриды, азиды и нитридокомплексы
[ редактировать ]Азот связывается почти со всеми элементами таблицы Менделеева, за исключением первых трех благородных газов , гелия , неона и аргона , а также некоторых очень короткоживущих элементов после висмута , создавая огромное разнообразие бинарных соединений с различными свойствами и применением. [ 3 ] Известны многие бинарные соединения: за исключением гидридов, оксидов и фторидов азота, их обычно называют нитридами . Для большинства элементов обычно присутствует множество стехиометрических фаз (например, MnN, Mn 6 N 5 , Mn 3 N 2 , Mn 2 N, Mn 4 N и Mn x N для 9,2 < x < 25,3). Их можно классифицировать как «солеподобные» (в основном ионные), ковалентные, «алмазоподобные» и металлические (или межузельные ), хотя эта классификация имеет ограничения, обычно вытекающие из непрерывности типов связи вместо дискретных и отдельных типов. что это подразумевает. Обычно их получают путем прямой реакции металла с азотом или аммиаком (иногда после нагревания) или термическим разложением амидов металлов: [ 4 ]
- 3 Са + N 2 → Са 3 N 2
- 3 Mg + 2 NH 3 → Mg 3 N 2 + 3 H 2 (при 900 °С)
- 3 Zn(NH 2 ) 2 → Zn 3 N 2 + 4 NH 3
Возможны многие варианты этих процессов. Наиболее ионными из этих нитридов являются нитриды щелочных и щелочноземельных металлов Li 3 N (Na, K, Rb и Cs не образуют устойчивых нитридов по стерическим причинам) и M 3 N 2 (M = Be, Mg, Са, Ср, Ба). Формально их можно рассматривать как соли N. 3− анион, хотя разделение зарядов на самом деле не является полным даже для этих сильно электроположительных элементов. Однако азиды щелочных металлов NaN 3 и KN 3 , обладающие линейным N −
3- анионы хорошо известны, как и Sr(N 3 ) 2 и Ba(N 3 ) 2 . Азиды металлов B-подгруппы (группы с 11 по 16 ) гораздо менее ионны, имеют более сложную структуру и легко детонируют при ударе. [ 4 ]
Известно множество ковалентных бинарных нитридов. Примеры включают цианоген ((CN) 2 ), пентанитрид трифосфора (P 3 N 5 ), динитрид дисеры (S 2 N 2 ) и тетранитрид тетрасеры (S 4 N 4 ). по существу ковалентные нитрид кремния (Si 3 N 4 ) и нитрид германия (Ge 3 N 4 Также известны ): нитрид кремния, в частности, мог бы стать многообещающей керамикой, если бы не сложность обработки и спекания с ним. В частности, нитриды группы 13 , большинство из которых являются перспективными полупроводниками , изоэлектронны графиту, алмазу и карбиду кремния и имеют схожие структуры: их связь меняется от ковалентной до частично ионной и металлической по мере нисхождения группы. В частности, поскольку единица B–N изоэлектронна по отношению к C–C, а углерод по существу занимает промежуточное положение по размеру между бором и азотом, большая часть органической химии находит отклик в химии бора и азота, например, в боразине («неорганический бензол »). ). Тем не менее, аналогия не точна из-за легкости нуклеофильной атаки на бор из-за его дефицита электронов, что невозможно в полностью углеродсодержащем кольце. [ 4 ]
Самой большой категорией нитридов являются нитриды внедрения формул MN, M 2 N и M 4 N (хотя вполне возможен переменный состав), в которых мелкие атомы азота расположены в промежутках металлической кубической или гексагональной плотноупакованной решетки. . Они непрозрачны, очень тверды и химически инертны и плавятся только при очень высоких температурах (обычно выше 2500 °C). Они имеют металлический блеск и проводят электричество, как металлы. Они очень медленно гидролизуются с образованием аммиака или азота. [ 4 ]
Нитрид-анион (N 3− ) является самым сильным донором π, известным среди лигандов (второе место по силе - O 2− ). Нитридокомплексы обычно образуются путем термического разложения азидов или депротонирования аммиака, и они обычно включают концевой {≡N} 3− группа. Линейный азид-анион ( N −
3 ), будучи изоэлектронным с закисью азота , углекислым газом и цианатом , образует множество координационных комплексов. Дальнейшая цепочка встречается редко, хотя N 4−
4 (изоэлектронный карбонату и нитрату ). Известен [ 4 ]
Гидриды
[ редактировать ]
В промышленности аммиак (NH 3 ) является наиболее важным соединением азота, и его получают в больших количествах, чем любое другое соединение, поскольку он вносит значительный вклад в удовлетворение потребностей в питании наземных организмов, служа предшественником продуктов питания и удобрений. Это бесцветный щелочной газ с характерным резким запахом. Наличие водородных связей оказывает очень существенное влияние на аммиак, придавая ему высокие температуры плавления (-78 ° C) и кипения (-33 ° C). В жидком виде это очень хороший растворитель с высокой теплотой испарения (что позволяет использовать его в вакуумных колбах), который также имеет низкую вязкость и электропроводность, высокую диэлектрическую проницаемость и менее плотен, чем вода. Однако водородная связь в NH 3 слабее, чем в H 2 O, из-за меньшей электроотрицательности азота по сравнению с кислородом и наличия только одной неподеленной пары в NH 3, а не двух в H 2 O. Это слабое основание. в водном растворе ( p K b 4,74); его сопряженная кислота — аммоний , NH +
4 . Он также может действовать как чрезвычайно слабая кислота, теряя протон с образованием амид-аниона NH. −
2 . Таким образом, он подвергается самодиссоциации, подобно воде, с образованием аммония и амида. Аммиак горит на воздухе или в кислороде, хотя и с трудом, с образованием газообразного азота; он горит во фторе зеленовато-желтым пламенем с образованием трифторида азота . Реакции с другими неметаллами очень сложны и имеют тенденцию приводить к образованию смеси продуктов. Аммиак при нагревании реагирует с металлами с образованием нитридов. [ 6 ]
Известно множество других бинарных гидридов азота, но наиболее важными являются гидразин (N 2 H 4 ) и азид водорода (HN 3 ). OH) хотя и не является гидридом азота, но Гидроксиламин (NH 2 по свойствам и строению также подобен аммиаку и гидразину. Гидразин — дымящая бесцветная жидкость, по запаху напоминающая аммиак. Его физические свойства очень похожи на свойства воды (температура плавления 2,0 °С, температура кипения 113,5 °С, плотность 1,00 г/см). 3 ). Несмотря на то, что это эндотермическое соединение, оно кинетически стабильно. Он быстро и полностью сгорает на воздухе очень экзотермически с образованием азота и водяного пара. Это очень полезный и универсальный восстановитель, более слабое основание, чем аммиак. [ 7 ] Его также часто используют в качестве ракетного топлива. [ 8 ]
Гидразин обычно получают реакцией аммиака со щелочным гипохлоритом натрия в присутствии желатина или клея: [ 7 ]
- NH 3 + OCl − → NH 2 Cl + OH −
- NH 2 Cl + NH 3 → N
22Ч +
5 +Кл − (медленный) - Н
22Ч +
5 + ОН − → N 2 H 4 + H 2 O (быстрый)
(Атака гидроксида и аммиака может быть обращена вспять, проходя, таким образом, через промежуточный NHCl. − вместо этого.) Причина добавления желатина заключается в том, что он удаляет ионы металлов, таких как Cu. 2+ катализирует разрушение гидразина по реакции с монохлорамином (NH 2 Cl) с образованием хлорида аммония и азота. [ 7 ]
Азид водорода (HN 3 ) был впервые получен в 1890 году окислением водного гидразина азотистой кислотой. Он очень взрывоопасен, и даже разбавленные растворы могут быть опасны. Он имеет неприятный и раздражающий запах и является потенциально смертельным (но не кумулятивным) ядом. Ее можно рассматривать как кислоту, сопряженную с азид-анионом, и она аналогична галоидоводородным кислотам . [ 7 ]
Галогениды и оксогалогениды
[ редактировать ]
Известны все четыре простых тригалогенида азота. Известно несколько смешанных галогенидов и гидрогалогенидов, но они в основном нестабильны; примеры включают NClF 2 , NCl 2 F, NBrF 2 , NF 2 H, NFH 2 , NCl 2 H и NClH 2 . [ 9 ]
Известны пять фторидов азота. Трифторид азота (NF 3 , впервые полученный в 1928 году) представляет собой бесцветный газ без запаха, который термодинамически стабилен и наиболее легко получается электролизом расплавленного фторида аммония, растворенного в безводном фтористом водороде . Как и тетрафторид углерода , он совсем не реакционноспособен и стабилен в воде или разбавленных водных кислотах или щелочах. Только при нагревании он действует как фторирующий агент, а с медью , мышьяком, сурьмой и висмутом при контакте при высоких температурах реагирует с образованием тетрафторгидразина (N 2 F 4 ). Катионы NF +
4 и Н
22F +
3 также известны (последний в результате реакции тетрафторгидразина с сильными акцепторами фторида, такими как пентафторид мышьяка ), как и ONF 3 , который вызвал интерес из-за короткого расстояния N–O, подразумевающего частичную двойную связь, а также высокополярных и длинных N– Ф-облигация. Тетрафторгидразин, в отличие от самого гидразина, может диссоциировать при комнатной температуре и выше с образованием радикала NF 2 •. Азид фтора (FN 3 ) очень взрывоопасен и термически нестабилен. Дифторид азота (N 2 F 2 ) существует в виде термически взаимопревращаемых цис- и транс -изомеров и впервые был обнаружен как продукт термического разложения FN 3 . [ 9 ]
Трихлорид азота (NCl 3 ) представляет собой плотную, летучую и взрывоопасную жидкость, физические свойства которой аналогичны свойствам четыреххлористого углерода , хотя одно отличие состоит в том, что NCl 3 легко гидролизуется водой, а CCl 4 - нет. Впервые он был синтезирован в 1811 году Пьером Луи Дюлонгом , который потерял три пальца и глаз из-за его взрывных тенденций. В разбавленном виде он менее опасен и поэтому используется в промышленности для отбеливания и стерилизации муки. Трибромид азота (NBr 3 ), впервые полученный в 1975 году, представляет собой темно-красное, чувствительное к температуре, летучее твердое вещество, взрывоопасное даже при -100 °C. Трийодид азота (NI 3 ) еще более нестабилен и был получен только в 1990 году. Его аддукт с аммиаком, известный ранее, очень чувствителен к ударам: его можно поджечь прикосновением пера, смещением воздушных потоков или даже альфа-частицы . [ 9 ] [ 10 ] По этой причине небольшие количества трийодида азота иногда синтезируют в качестве демонстрации студентам-химикам старших классов или в качестве акта «химической магии». [ 11 ] Азид хлора (ClN 3 ) и азид брома (BrN 3 ) чрезвычайно чувствительны и взрывоопасны. [ 12 ] [ 13 ]
Известны два ряда оксогалогенидов азота: нитрозилгалогениды (XNO) и нитрилгалогениды (XNO 2 ). Первые представляют собой очень химически активные газы, которые можно получить путем прямого галогенирования закиси азота. Нитрозилфторид (NOF) бесцветен и является сильным фторирующим агентом. Нитрозилфторид может продолжать реагировать с фтором с образованием трифторида оксида азота . [ 14 ] который также является сильным фторирующим агентом. Нитрозилхлорид (NOCl) ведет себя примерно таким же образом и часто используется в качестве ионизирующего растворителя. Нитрозилбромид (NOBr) имеет красный цвет. Реакции галогенидов нитрила во многом аналогичны: фторид нитрила (FNO 2 ) и хлорид нитрила (ClNO 2 ) также являются химически активными газами и сильными галогенирующими агентами. [ 9 ]
Оксиды
[ редактировать ]
2 превращается в бесцветный четырехокись азота ( N
22О
4 ) при низких температурах превращается в NO.
2 при более высоких температурах.
Азот образует девять молекулярных оксидов, некоторые из которых были первыми газами, которые были идентифицированы: N 2 O ( закись азота ), NO ( оксид азота ), N 2 O 3 ( триоксид азота ), NO 2 ( диоксид азота ), N 2 O 4 ( тетроксид диазота ), N 2 O 5 ( пятиокись азота ), N 4 O ( нитрозилазид ), [ 15 ] и N(NO 2 ) 3 ( тринитрамид ). [ 16 ] Все они термически нестабильны по отношению к разложению на свои элементы. Еще одним возможным оксидом, который еще не синтезирован, является оксатетразол (N 4 O), ароматическое кольцо. [ 15 ]
Закись азота (N 2 O), более известная как веселящий газ, получается термическим разложением расплавленного нитрата аммония при температуре 250°C. Это окислительно-восстановительная реакция, поэтому в качестве побочных продуктов также образуются оксид азота и азот. Он в основном используется в качестве пропеллента и аэратора для распыляемых взбитых сливок в банках , а раньше широко использовался в качестве анестетика. Несмотря на внешний вид, его нельзя считать ангидридом азотистой кислоты ( H 2 N 2 O 2 ), поскольку эта кислота не образуется при растворении закиси азота в воде. Он довольно инертен (не реагирует с галогенами, щелочными металлами и озоном при комнатной температуре, хотя реакционная способность увеличивается при нагревании) и имеет несимметричную структуру N–N–O (N≡N + ТО − ↔ − Н=Н + =O): выше 600 °C он диссоциирует, разрывая более слабую связь N–O. [ 15 ] Оксид азота (NO) — простейшая стабильная молекула с нечетным числом электронов. У млекопитающих, включая человека, это важная клеточная сигнальная молекула, участвующая во многих физиологических и патологических процессах. [ 17 ] Он образуется в результате каталитического окисления аммиака. Это бесцветный парамагнитный газ, который, будучи термодинамически нестабильным, разлагается на газообразный азот и кислород при 1100–1200 °С. Его связь аналогична связи в азоте, но к разрыхляющей орбитали π * добавляется один дополнительный электрон, и, таким образом, порядок связи снижается примерно до 2,5; следовательно, димеризация до O=N–N=O невыгодна, за исключением случаев, когда температура ниже точки кипения (где цис- изомер более стабилен), поскольку она фактически не увеличивает общий порядок связей и поскольку неспаренный электрон делокализуется поперек молекулы NO, что дает возможность стабильность. Есть также свидетельства существования асимметричного красного димера O = N – O = N, когда оксид азота конденсируется с полярными молекулами. Он реагирует с кислородом с образованием коричневого диоксида азота и с галогенами с образованием нитрозилгалогенидов. Он также реагирует с соединениями переходных металлов с образованием нитрозильных комплексов, большинство из которых имеют яркую окраску. [ 15 ]
Синий триоксид диазота (N 2 O 3 ) доступен только в твердом виде, поскольку он быстро диссоциирует при температуре выше точки плавления с образованием оксида азота, диоксида азота (NO 2 ) и тетроксида диазота (N 2 O 4 ). Последние два соединения несколько трудно изучать по отдельности из-за равновесия между ними, хотя иногда тетраоксид диазота может реагировать путем гетеролитического деления с образованием нитрозония и нитрата в среде с высокой диэлектрической проницаемостью. Диоксид азота — едкий, едкий коричневый газ. Оба соединения можно легко получить разложением сухого нитрата металла. Оба реагируют с водой с образованием азотной кислоты . Четырехокись азота очень полезна для получения безводных нитратов металлов и нитратокомплексов, и она стала предпочтительным хранимым окислителем для многих ракет как в Соединенных Штатах, так и в СССР к концу 1950-х годов . Это связано с тем, что это гиперголическое топливо в сочетании с гидразина на основе ракетным топливом , и его можно легко хранить, поскольку оно находится в жидком состоянии при комнатной температуре. [ 15 ]
Термически нестабильный и очень реакционноспособный пятиокись азота (N 2 O 5 ) представляет собой ангидрид азотной кислоты и может быть получен из нее путем дегидратации пятиокисью фосфора . Представляет интерес для приготовления взрывчатых веществ. [ 18 ] Это расплывчатое бесцветное кристаллическое вещество, чувствительное к свету. В твердом состоянии он ионный со структурой [NO 2 ] + [НЕТ 3 ] − ; в газе и в растворе – молекулярный O 2 N–O–NO 2 . Гидратация до азотной кислоты происходит легко, как и аналогичная реакция с перекисью водорода с образованием пероксонитовой кислоты (HOONO 2 ). Это сильный окислитель. Газообразная пятиокись азота разлагается следующим образом: [ 15 ]
- Н 2 О 5 ⇌ НЕТ 2 + НЕТ 3 → НЕТ 2 + О 2 + НЕТ
- Н 2 О 5 + НЕТ ⇌ 3 НЕТ 2
Оксокислоты, оксоанионы и соли оксокислот
[ редактировать ] множество азотистых оксокислот Известно , однако большинство из них в чистом виде нестабильны и известны только в виде водных растворов или солей. Гипонитистая кислота (H 2 N 2 O 2 ) — слабая дипротонная кислота со структурой HON=NOH (p K a1 6,9, p K a2 11,6). Кислые растворы довольно стабильны, но при pH выше 4 происходит разложение, катализируемое основаниями, через [HONNO] − на закись азота и гидроксид-анион. Гипонитриты (с участием N
22О 2−
2- анион) устойчивы к восстановителям и чаще сами действуют как восстановители. Они являются промежуточной стадией окисления аммиака в нитрит, происходящего в круговороте азота . Гипонитрит может действовать как мостиковый или хелатирующий бидентатный лиганд. [ 19 ]
Азотистая кислота (HNO 2 ) не известна как чистое соединение, но является обычным компонентом в газовом равновесии и важным водным реагентом: ее водные растворы могут быть получены путем подкисления холодного водного нитрита ( NO −
2 , изогнутая) растворы, хотя уже при комнатной температуре диспропорция нитрата и оксида азота значительна. Это слабая кислота с pK 3,35 при 18 °C. Их можно анализировать титриметрически по окислению до нитрата перманганатом . Они легко восстанавливаются до закиси азота и оксида азота двуокисью серы , до азотистой кислоты оловом (II), до аммиака сероводородом . Соли гидразиния N
22Ч +
5 реагируют с азотистой кислотой с образованием азидов, которые в дальнейшем реагируют с образованием закиси азота и азота. Нитрит натрия умеренно токсичен в концентрациях выше 100 мг/кг, но небольшие количества часто используются для консервирования мяса и в качестве консерванта, чтобы избежать бактериальной порчи. Он также используется для синтеза гидроксиламина и диазотирования первичных ароматических аминов следующим образом: [ 19 ]
- ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN]Cl + 2 H 2 O
Нитрит также является распространенным лигандом, который может координироваться пятью способами. Наиболее распространенными являются нитро (связанные с азотом) и нитрито (связанные с кислородом). Распространена изомерия нитро-нитрито, при этом нитрито-форма обычно менее стабильна. [ 19 ]
Азотная кислота (HNO 3 ) на сегодняшний день является наиболее важной и наиболее стабильной из азотистых оксокислот. Это одна из трех наиболее часто используемых кислот (две другие — серная кислота и соляная кислота ), и она была впервые обнаружена алхимиками в 13 веке. Его получают путем каталитического окисления аммиака до оксида азота, который окисляется до диоксида азота, а затем растворяется в воде с образованием концентрированной азотной кислоты. В Соединенных Штатах Америки ежегодно производится более семи миллионов тонн азотной кислоты, большая часть которой используется, среди прочего, для производства нитратов для удобрений и взрывчатых веществ. Безводную азотную кислоту можно получить перегонкой концентрированной азотной кислоты с пятиокисью фосфора при низком давлении в стеклянном аппарате в темноте. Ее можно производить только в твердом состоянии, так как при плавлении она самопроизвольно разлагается на диоксид азота, а жидкая азотная кислота подвергается самоионизации в большей степени, чем любая другая ковалентная жидкость, следующим образом: [ 19 ]
- 2 ДЕНЬ 3 ⇌ Ч
2 НЕТ +
3 + НЕТ −
3 ⇌ H 2 O + [NO 2 ] + + [НЕТ 3 ] −
два гидрата, HNO 3 ·H 2 O и HNO 3 ·3H 2 Известны O, которые поддаются кристаллизации. Это сильная кислота, а концентрированные растворы являются сильными окислителями, хотя золото , платина , родий и иридий невосприимчивы к воздействию. Смесь концентрированной соляной и азотной кислот в соотношении 3:1, называемая царской водкой , еще сильнее и успешно растворяет золото и платину, поскольку образуются свободный хлор и нитрозилхлорид, а хлорид-анионы могут образовывать прочные комплексы. В концентрированной серной кислоте азотная кислота протонируется с образованием нитрония , который может действовать как электрофил при ароматическом нитровании: [ 19 ]
- HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ НЕТ +
2 + Н 3 О + + 2 ХСО −
4
Термическая стабильность нитратов (с участием тригонального плоского NO −
3 анион) зависит от основности металла, как и продукты разложения (термолиза), которые могут варьироваться между нитритом (например, натрия), оксидом (калий и свинец ) или даже самим металлом ( серебро ) в зависимости от их относительной стабильности. Нитрат также является распространенным лигандом со многими способами координации. [ 19 ]
Наконец, хотя ортонитровой кислоты (H 3 NO 4 ), которая была бы аналогом ортофосфорной кислоты , не существует, тетраэдрический ортонитрат- анион NO 3−
4 известен в виде натриевых и калиевых солей: [ 19 ]
![{\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~тигель}}][{\ce {300^{\circ }C~for~7days}}]Na3NO4}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ec729bc88f520e08fdce8a013dec8ae601d28509)
Эти белые кристаллические соли очень чувствительны к водяному пару и углекислому газу в воздухе: [ 19 ]
- Na3NO4 + → + H2O + CO2 NaNO3 NaOH + NaHCO3
Несмотря на ограниченный химический состав, ортонитрат-анион интересен со структурной точки зрения из-за его правильной тетраэдрической формы и короткой длины связи N–O, что предполагает значительный полярный характер связи. [ 19 ]
Органические соединения азота
[ редактировать ]Азот — один из важнейших элементов органической химии . Многие органические функциональные группы включают связь углерод-азот , например амиды (RCONR 2 ), амины (R 3 N), имины (RC(=NR)R), имиды ((RCO) 2 NR), азиды (RN 3 ). , азосоединения (RN 2 R), цианаты и изоцианаты (ROCN или RCNO), нитраты (RONO 2 ), нитрилы и изонитрилы (RCN или RNC), нитриты (RONO), нитросоединения (RNO 2 ), нитрозосоединения (RNO), оксимы (RCR=NOH) и пиридина производные . Связи C–N сильно поляризованы в сторону азота. В этих соединениях азот обычно трехвалентен (хотя в четвертичных аммониевых солях он может быть четырехвалентным , R 4 N + ), с неподеленной парой, которая может придавать соединению основность за счет координации с протоном. Это может быть компенсировано другими факторами: например, амиды не являются основными, поскольку неподеленная пара делокализована в двойную связь (хотя они могут действовать как кислоты при очень низком pH, будучи протонированными по атому кислорода), а пиррол не является кислотным, потому что неподеленная пара делокализована как часть ароматического кольца. [ 20 ] Количество азота в химическом веществе можно определить методом Кьельдаля . [ 21 ] В частности, азот является важным компонентом нуклеиновых кислот , аминокислот и, следовательно, белков , а также переносящей энергию молекулы аденозинтрифосфата и, таким образом, жизненно важен для всей жизни на Земле. [ 20 ]
См. также
[ редактировать ]Ссылки
[ редактировать ]- ^ Фризук, доктор медицинских наук и Джонсон, С.А. (2000). «Продолжение истории активации динитрогена». Обзоры координационной химии . 200–202: 379. doi : 10.1016/S0010-8545(00)00264-2 .
- ^ Шрок, Р.Р. (2005). «Каталитическое восстановление азота до аммиака в едином молибденовом центре» . Акк. хим. Рез. 38 (12): 955–62. дои : 10.1021/ar0501121 . ПМЦ 2551323 . ПМИД 16359167 .
- ^ Перейти обратно: а б с д Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN 978-0-08-037941-8 .
- ^ Перейти обратно: а б с д и Гринвуд и Эрншоу, стр. 417–20.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 434–38.
- ^ Гринвуд и Эрншоу, стр. 420–26.
- ^ Перейти обратно: а б с д Гринвуд и Эрншоу, стр. 426–33.
- ^ Виейра, Р.; К. Фам-Хуу; Н. Келлер; MJ Леду (2002). «Новый композит углеродного нановолокна и графитового войлока для использования в качестве носителя катализатора каталитического разложения гидразина». Химические коммуникации (9): 954–55. дои : 10.1039/b202032g . ПМИД 12123065 .
- ^ Перейти обратно: а б с д Гринвуд и Эрншоу, стр. 438–42.
- ^ Боуден, ФП (1958). «Инициирование взрыва нейтронами, α-частицами и продуктами деления». Труды Лондонского королевского общества А. 246 (1245): 216–19. Бибкод : 1958RSPSA.246..216B . дои : 10.1098/rspa.1958.0123 . S2CID 137728239 .
- ^ Форд, Луизиана; Грундмайер, EW (1993). Химическая магия Дувр. п. 76 . ISBN 978-0-486-67628-9 .
- ^ Фриерсон, WJ; Кронрад Дж.; Браун, AW (1943). «Азид хлора, ClN 3.I ». Журнал Американского химического общества . 65 (9): 1696–1698. дои : 10.1021/ja01249a012 .
- ^ Лихс, Бенджамин; Блязер, Дитер; Вёльпер, Кристоф; Шульц, Стефан; Янсен, Георг (20 февраля 2012 г.). «Твердотельная структура азида брома» (PDF) . Angewandte Chemie, международное издание . 51 (8): 1970–1974. дои : 10.1002/anie.201108092 . ПМИД 22250068 . Архивировано (PDF) из оригинала 25 августа 2021 года . Проверено 25 августа 2021 г.
- ^ Фокс, ВБ; Маккензи, Дж. С.; Витек, Р. (февраль 1970 г.). «Химия оксида трифторамина. V. Синтез F3 no фотохимическим фторированием нитрозилфторида». Письма по неорганической и ядерной химии . 6 (2): 177–179. дои : 10.1016/0020-1650(70)80336-1 .
- ^ Перейти обратно: а б с д и ж Гринвуд и Эрншоу, стр. 443–58.
- ^ Рам, Мартин; Двинских Сергей В.; Фуро, Иштван; Бринк, Торе (23 декабря 2010 г.). «Экспериментальное обнаружение тринитрамида, N(NO 2 ) 3 ». Angewandte Chemie, международное издание . 50 (5): 1145–48. дои : 10.1002/anie.201007047 . ПМИД 21268214 . S2CID 32952729 .
- ^ Хоу, ЮК; Янчук А.; Ван, PG (1999). «Современные тенденции развития доноров оксида азота». Текущий фармацевтический дизайн . 5 (6): 417–41. дои : 10.2174/138161280506230110111042 . ПМИД 10390607 .
- ^ Талавар, МБ; и др. (2005). «Создание технологической технологии производства пятиокиси азота и ее использование для синтеза самого мощного взрывчатого вещества на сегодняшний день - CL-20». Журнал опасных материалов . 124 (1–3): 153–64. дои : 10.1016/j.jhazmat.2005.04.021 . ПМИД 15979786 .
- ^ Перейти обратно: а б с д и ж г час я Гринвуд и Эрншоу, стр. 459–72.
- ^ Перейти обратно: а б Марч, Джерри (1985), Продвинутая органическая химия: реакции, механизмы и структура, 3-е издание , Нью-Йорк: Wiley, ISBN 9780471854722 , OCLC 642506595
- ^ Редей, Джордж П. (2008). «Метод Кьельдаля». Энциклопедия генетики, геномики, протеомики и информатики . п. 1063. дои : 10.1007/978-1-4020-6754-9_9066 . ISBN 978-1-4020-6753-2 .