Сполука нітрогену з хлором

Оксиди азоту

Азот утворює кілька оксидів (N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅). З них найбільше значення мають монооксид азоту NO і діоксид азоту NO₂, оскільки це продукти при виробництві нітратної кислоти. Закис азоту N₂O відомий як дурманний газ і використовується для наркозу.

Похідні аміаку

Найбільш поширений аміачний спосіб зв'язування атмосферного азоту. Оборотна реакція синтезу аміаку: N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃

екзотермічна (тепловий ефект 92 кДж) і йде зі зменшенням об’єму, тому для зсуву рівноваги вправо відповідно до принципу Ле Шательє - Брауна необхідне охолоджування суміші і високі тиску. Однак з кінетичної точки зору зниження температури невигідно, тому що при цьому сильно знижується швидкість реакції - вже при 700 ° C швидкість реакції дуже мала для її практичного використання.

У таких випадках використовується каталіз. Найбільше застосування отримав каталізатор на основі металевого заліза з домішками оксидів алюмінію і калію. Процес ведуть при температурі 400-600 ° C і тисках 10-1000 атмосфер.

Слід зазначити, що при тисках вище 2000 атмосфер синтез аміаку з суміші водню і азоту йде з високою швидкістю і без каталізатора. Наприклад, при 850 ° C і 4500 атмосфер вихід продукту становить 97%.

Щорічно з атмосфери Землі промисловим шляхом відбирається приблизно 1•10 6 т азоту. Аміак реагує з кислотами, утворюючи солі амонію. Заміщення одного з атомів гідрорену аміаку атомом металу дає аміди (NaNH₂). Похідні цієї речовини називаються амінами.

Інша сполука нітрогену з гідрогеном — гідразин (H₂N-NH₂).

Ступені окиснення азоту в сполуках -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

• Сполуки азоту в ступені окиснення -3 представлені нитридами, з яких практично найбільш важливий аміак;

• Сполуки азоту в ступені окиснення -2 менш характерні, представлені пернітрідамі, з яких найважливіший пернітрід водню H₂N-NH₂ або гідразин;

• Сполуки азоту в ступені окиснення -1 NH₂OH (гідроксиламін) - нестійка сполука;

• Сполуки азоту в ступені окиснення +1 оксид азоту (I) N₂O (закис азоту, звеселяючий газ);

• Сполуки азоту в ступені окиснення +2 оксид азоту (II) NO (монооксид азоту);

• Сполуки азоту в ступені окиснення +3 оксид азоту (III) N₂O₃, азотистая кислота, похідні аніону NO₂ - , трифторид азоту (NF₃);

• Сполуки азоту в ступені окиснення +4 оксид азоту (IV) NO₂ (діоксид азоту, бурий газ);

• Сполуки азоту в ступені окиснення +5 оксид азоту (V) N₂O₅, азотна кислота, її солі - нітрати та інші похідні, а також тетрафторамоній NF4 + та його солі.

Кислоти

Нітроген утворює нітратну (HNO₃) та нітритну (HNO₂) кислоти, солі яких називаються, відповідно, нітратами та нітритами.

Некисневі кислоти Нітрогену (атоми Нітрогену входять до складу псевдогалогенного угрупування):

· азотисто-воднева кислота HN₃ (солі називають азидами), (атоми азоту (нітрогену) мають різну валентність (N − =N + =N − ))

· Синильна кислота (HCN) є сильною отрутою, так само, як і більшість її солей (ціанідів); деякі з органічних похідних (нітрили).

· Ізоціанова кислота, HNC.

· Тіоціанінова кислота, HSCN (солі — роданіди).

Сполуки з металами

Нітриди лужних та інших активних металів (Na₃N, Mg₃N₂) — солеподібні речовини, що при контакті з водою виділяють аміак. Перехідні метали утворюють нітриди з металічним типом зв'язку (TiN, CrN, нітриди ванадію). Відомі також ковалентні нітриди (BN, Si₃N₄).

Інші сполуки

Органічні сполуки азоту

Азот міститься в значних кількостях у всіх живих організмах, в складі амінокислот та нуклеїнових кислот та їх компонентів. Найпростішими класами органічних сполук азоту є:

· Аміди — ацетамід, ДМФА, капрон, білки …

· Нітрили — похідні ціановодневої кислоти (ацетонітрил — CH₃CN,)

· Нітросполуки (нітрометан- CH₃NO₂, тринітротолуол,)

· Нітрати органічні (нітрогліцерин,)

· Азотовмісні гетероцикли (піридин, основи ДНК і РНК)

Нітроген — один із основних хімічних елементів живої природи. Він входить до складу амінокислот та нуклеїнових кислот.

Незважаючи на важливість нітрогену для живих організмів, ні рослини, ні тварини не можуть засвоювати атмосферний азот. Деякі бактерії, проте, мають фермент нітрогеназу, за допомогою якого азот фіксується і далі засвоюється рослинами. Не всі речовини, до складу яких входить азот, сприяють розвитку рослин. Амінні солі феноксиоцтової і трихлорфеноксиоцтової кислот — гербіциди. Перша пригнічує ріст бур'янів на полях злакових культур, друга застосовується для очищення земель під ріллю — знищує дрібні дерева і чагарники.

Рідкий азот застосовується як холодоагент і для кріотерапії.

Промислові застосування газоподібного азоту обумовлені його інертними властивостями. Газоподібний азот пожежо- і вибухобезпечний, перешкоджає окисленню, гниттю.

Велика частина одержуваного в техніці азоту застосовується на виробництво аміаку.

· тривале і безвідходне зберігання сільськогосподарської продукції, у тому числі насіння і зерна в регульованому газовому середовищі

· харчова промисловість, при виробництві олії, жирів, пакування продуктів, зареєстрований як харчова добавка E941

Нітроген входить до широкого класу вибухових речовин.

Фосфор (P) — хімічний елемент 5-ї групи Один з найпоширеніших елементів земної кори: 0,08-0,09% її маси. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. У природі відомий один стабільний ізотоп – 31 Р. Відомі оксиди фосфору P₂O₅, P₂O₃, пероксид P₂O₆, карбід РС₃. Утворює близько 190мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca₅(PO₄)₃(F, Cl, OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні (див. фосфоліпіди). Міститься в тканинах тварин, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (АТФ, ДНК), є біогенним елементом.

В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані.

Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са₃(PO₄)₂. Крім того, фосфор входить до складу нуклеїнових кислот та білків.

Проста речовина – фосфор. Неметал. Утворює декілька модифікацій – білий Ф, червоний Ф та ін.

Легко окиснюється киснем повітря до оксидів, галогенами – до галогенідів, при сплавленні з сіркою утворює сульфіди, а при нагріванні з металами – фосфіди. Білий фосфор (в дійсності, внаслідок наявності домішок має жовтуватий відтінок і тому називається також жовтим фосфором) легко самозаймається, світиться у темряві, дуже отруйний, викликає сильні опіки; червоний фосфор (суміш декількох модифікацій, в якій переважає фіолетова) менше активний хімічно, не отруйний; чорний фосфор – найменш хімічно активний, за зовнішнім виглядом схожий на графіт, на відміну від білого і червоного фосфорів, які є ізоляторами, чорний фосфор – напівпровідник.

У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор.

Білий фосфор — безбарвна воскоподібна речовина з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Утворюється при швидкому охолодженні пари фосфору. Його густина 1,82 г/см³. Температура плавлення 44,1 °C, температура кипіння 280 °C. У воді практично не розчиняється, але добре розчиняється в сірковуглеці CS₂.

Білий фосфор надзвичайно отруйний — на шкірі залишає хворобливі опіки. Доза його в 0,1 г — смертельна для людини. Працювати з ним слід дуже обережно.

На повітрі білий фосфор легко окиснюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється у світло. Тому білий фосфор у темряві світиться.

Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40 °C, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.

Червоний фосфор — порошкоподібна речовина червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250 °C. Червоний фосфор не отруйний і не розчиняється у сірковуглеці. Густина 2,20 г/см³. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240 °C. При нагріванні не плавиться, а переходить безпосередньо з твердого в газоподібний стан (сублімує). При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор.

Чорний фосфор — речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Масний на дотик, з металічним блиском, має властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200 °C) під великим тиском (1220 МПа).

Має на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: (15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору мають властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки, перетворюються в негативно тривалентні йони: Р 0 + 3e = Р 3- . Фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони перебувають далі від ядра атома і слабше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.

Атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони, наприклад Р 0 — 5е = Р 5+ . У зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.

З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентаоксид фосфору P₂O₅:

Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl₅:

При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH₃, який за своїми властивостями нагадує аміак:

· Галогеніди фосфору: PCl₅, POCl₃, PCl₃ та аналогічні бурхливо взаємодіють з водою, утворюючи галогенводневі кислоти.

У вільному стані фосфор одержують відновленням фосфату кальцію (вугілля) в присутності діоксиду кремнію

Процес відновлення здійснюють у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500 °C. Діоксид кремнію (пісок) додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку CaSiO₃. Одержуваний фосфор виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.

У практиці застосовується переважно червоний фосфор, головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бічні поверхні сірникових коробок. До складу головок сірників фосфор не входить. Вони виготовляються з суміші хлорату калію KClO₃, діоксиду мангану MnO₂, сірки, товченого скла і клею. При терті головки сірника об бічну поверхню сірникової коробки запалюється фосфор, який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.

Штучний радіоактивний ізотоп 32 Р – як мічений атом (Т1/2 = 14,22 доби, β-випромінювач).

Фосфатний зв'язок з’єднує нуклеотиди в нитках ДНК та РНК. АТФ слугує головним енергетичним носієм клітин. Фосфоліпіди формують клітинні мембрани. Міцність кісток визначається наявністю у них фосфатів.

• Play

1 / 14 Скачати

Презентація по слайдам:

Нітроген (ІІ) оксид Ступак А.В. NO – нітроген (I I)оксид безбарвний газ, термічно стійкий, погано розчинний у воді, практично вмить реагує з киснем (при кімнатній температурі). Несолетворний оксид. NO+ O2=

Нітроген (ІІІ) оксид N2O3 –нітроген (III) оксид. Рідина темно-синього кольору, термічно нестійка, t кип.= 3,5 С, існує у вигляді рідини тільки при охолодженні, в нормальних умовах переходить у газоподібний стан. Кислотний оксид, при взаємодії з водою утворюється нітритна кислота N2O3= N2O3 + H2O = Ступак А.В.

Нітроген (IV) оксид NO2 –нітроген (IV) оксид або или диоксид азоту, бурий газ, добре розчинний у воді, повністю реагує з нею. Є сильним окисником. NO2 + H2O = Ступак А.В.

Нітроген (V ) оксид N2O5 –нітроген (V) оксид, азотний ангидрид, біла речовинавещество ( t пл.= 410С). Проявляє кислотні властивості,є сильним окисником. Ступак А.В.

Назвіть кислоти , які утворює Нітроген? Ступак А.В. Властивості Нітритна кислота Нітратна кислота Хімічна формула Ступінь окиснення нітрогену Валентність Нітрогену Температура кипіння Стійкість Хімічні властивості

Нітратна кислота Нітратна кислота – безбарвна гігроскопічна рідина, має різький запах «димить « на повітрі, безмежно розчиняється у воді,tкип= 82.6 0С. Розчини з нітратної кислоти зберігають у склянках з темного скла, тому що вона розкладається на світлі: Ступак А.В. 4HNO3=4NO2+2H2O+O2

Завдання Написати рівняння реакцій HNO3 + Mg(OH)2— HNO3 + MgO— HNO3 + Na2CO3— HNO3 + K2SiO3 — Ступак А.В.

Перевірте вірність розв’язання 2HNO3 + Mg(OH)2 Mg(NO3)2+2H2O 2HNO3 + MgO Mg(NO3)2+2H2O 2HNO3 + Na2CO3 2NaNO3+CO2+H2O 2HNO3 + K2SiO3 КNO3+ H2SiO3 Ступак А.В.

Особливості взаємодії нітратної кислоти з металами Ступак А.В. Виділяються різноманітні сполуки нітрогену - NO2, NO, N2O, N2 NH3 З нітратною кислотою реагують метали, які стоять перед Н та після у ряді активності металів.

Застосування нітратної кислоти має два боки: Спочатку,як руйнівник нітратна кислота, була основою для одержання … А потім шведський хімік А.Нобель використав для одержання… Ступак А.В.

Застосування нітратної кислоти має два боки: Спочатку нітратна кислота була основою для одержання…. А потім шведський хімік А.Нобель використовував його для одержання…. Ступак А.В. п о р о х у д и н а м і т у

Застосування нітратної кислоти Ступак А.В. Нітратна кислота пластмаси Вибуховонебезпечні речовини добрива барвники ліки

Поширення неметалів у природі. Неметали більш поширені в природі, аніж метали. До складу повітря входять: азот, кисень, інертні гази. Сірка утворює поклади самородної сірки. Родовища самородної сірки в Передкарпатті — одні з найбільших у світі. Існують родовища графіту, дуже рідко трапляються алмази. Про мисловим родовищем графіту в Україні є Заваллівське родовище, сировину якого використовує Маріупольський графітовий ком бінат. У декількох регіонах України виявлені поклади порід, які можуть містити алмази (зокрема, у Житомирській області, на Во лині), проте промислові родовища поки що не відкриті. Значно більше атомів неметалічних елементів утворюють різноманітні складні речовини, серед яких домінують оксиди, солі.

Пригадайте з географії та хімії 8 класу поширення оксидів і солей у природі.

Застосування неметалів. Застосування алотропних видозмін Оксигену й Карбону ми вже розглянули в попередньому параграфі. Інші неметали також мають різноманітне застосування. Ознайоми тися з ним допоможе рисунок 12 (див. с. 42).

На рисунку 12 в описі застосування вуглецю подано новий для вас термін — адсорбція. Адсорбція — це здатність деяких речовин (адсорбентів), зокрема вуглецю, утримувати на своїй поверхні час тинки газу або розчиненої речовини. При цьому адсорбент не змі нюється, а лише утримує своєю пористою поверхнею газ чи рідину. Щоб повернути адсорбенту здатність до адсорбції та вилучити ад сорбовану речовину, достатньо нагрівання.

Адсорбція — здатність одних речовин утримувати на своїй поверхні частинки інших речовин.

Регенерація — повернення адсорбенту (наприклад, вугіллю) здатності адсорбувати речовини.

На адсорбційній здатності вуглецю базується його використання в медицині з лікувальною метою — це пігулки або капсули активова ного вугілля. Їх застосовують внутрішньо при отруєнні.

Українському вченому доктору хімічних наук, професору, члену кореспонденту НАН України Картелю Миколі Тимофійови+ чу належить створення адсорбентів медичного призначення, зокре ма вуглецевих гемосорбентів, сумісних із кров’ю.

В адсорбційній здатності вугілля можна переконатися, провівши такий демонстраційний дослід (рис. 13). У циліндр, наповнений

виробництво амоніаку, хлоридної

одержання сульфатної кисло

кислоти, метанолу, перетворення

ти, виготовлення гуми з каучу

рідких жирів на тверді, зварюван

ку, виробництво сірників і чор

ня та різання тугоплавких мета

ного пороху, виготовлення

лів, відновлення металів з руд

газуватий — для виробництва

амоніаку, створення інертного

середовища при зварюванні

бів від корозії,

металів, у вакуумних установ

ках, електричних лампах; рід

кий — як холодоагент у моро

зильних установках, медицині

білий — для виробництва

в електроніці й електротехніці

ного фосфору; червоний

для виготовлення схем, діодів,

графіт — ливарне, металургій

не, радiотехнiчне виробництво;

адсорбція; у нафтогазодобувній

промисловості для проведення

бурових робіт; виготовлення

антикорозійних покриттів; різ

них змазок, що зменшують

силу тертя; алмаз — виго

товлення інструментів для

буріння й різання, абразивний

матеріал, ювелірні прикраси

Рис. 13. Адсорбція

Рис. 14. Протигаз:

1— коробка з адсорбентом;

2 — гумовий шолом

газуватим нітроген(ІV) оксидом і закритий пробкою (рис. 13 а ), помістити шматочки деревного вугілля або подрібнені пігулки активованого вугілля. Після кількаразового коливання циліндра буре забарвлення нітроген(ІV) оксиду зникає (рис. 13 б ). Якщо циліндр підігріти, воно знову з’являється. Подібний дослід можна провести з розчином чорнила.

Адсорбційну здатність вуглецю використав М. Д. Зелінський у винайденому ним у 1915 р. вугільному протигазі — засобі індиві дуального захисту органів дихання, обличчя й очей людини від дії шкідливих речовин, що знаходяться в атмосфері. У 1916 р. було на лагоджено промисловий випуск винайденого вченим протигаза, це врятувало життя сотень тисяч солдатів під час Першої світової війни. Удосконалений протигаз застосовується й нині (рис. 14).

Зелінський Микола Дмитрович

(1861–1953) — видатний учений україн+ ського походження, академік. Середню осві+ ту здобув у Рішельєвській гімназії (м. Одеса), вищу — у Новоросійському університеті (м. Одеса). Після закінчення університету працював викладачем.

Наукові дослідження вченого сто+

суються амінокислот і білків, складу

нафти й продуктів її переробки, каталі+

заторів для реакцій органічних сполук.

Його внесок у науку відзначено трьома

Державними преміями СРСР та іншими

Для тих, хто вивчає хімію на академічному рівні

Особливості будови атомів неметалічних елементів, що зумовлюють хімічні властивості неметалів. З вивче ного в основній школі ви знаєте, що вища валентність атомів хімічних елементів дорівнює номеру групи, проте існують винятки.

Зверніться до наведених у § 3 графічних електронних формул неметалічних елементів, і ви побачите, що, крім Гідрогену, у всіх інших неметалічних елементів кількість неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні менша за номер групи. Як відомо, валентність дорівнює кількості неспарених електронів. Тоді чому максимальна валентність і вищий ступінь окиснення атомів багатьох неметалічних елементів збігаються з номером групи? Причину цього з’ясуємо на прикладі Оксигену й Сульфуру — неметалічних елементів VІ гру пи головної підгрупи періодичної системи хімічних еле ментів.

Обидва елементи на зовнішньому енергетичному рів ні мають по 6 електронів:

8 O 1 s 2 2 s 2 2 p 4

16 S 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4

І все ж Оксиген не буває шестивалентним, тоді як у Сульфуру існують сполуки з валентністю 6 і вищим сту пенем окиснення +6. Чим це пояснити? Звернемося до графічних електронних формул атомів цих елементів:

8 O 1 s 2 2 s 2 2 p 4

16 S 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4 3 d 0

Виходячи з графічних електронних формул атомів Оксигену й Сульфуру, робимо висновок, що в Оксиге ну відсутні вільні енергетичні комірки й атом не може перейти в збуджений стан та мати більше двох неспа

рених (валентних) електронів, тоді як для Сульфуру це реально, тому що наявність вільних комірок на d підрів ні третього енергетичного рівня надає можливість спаре ним електронам стати неспареними:

16 S* 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 3 d 1

16 S** 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 3 p 3 3 d 2

У такий спосіб атом Сульфуру розширює свої ва лентні можливості.

Особливості будови атомів неметалічних елементів, що зумовлюють утворення хімічних зв’язків, і хімічні властивості неметалів як простих речовин дають змогу зробити такі висновки:

• усі валентні електрони в атомах неметалічних еле ментів розташовані на зовнішньому енергетичному рівні, який містить половину, а то й більше половини електро нів, аніж завершений енергетичний рівень (електронний шар);

• атоми неметалічних елементів можуть переходити

в збуджений стан, якщо мають на зовнішньому енерге тичному рівні вільні енергетичні комірки, збільшуючи цим самим кількість неспарених електронів. Тоді вища валентність і максимальний ступінь окиснення атома не металічного елемента збігається з номером групи;

• у хімічних реакціях атоми неметалічних еле ментів досягають завершеності зовнішнього енерге тичного рівня приєднанням електронів або утворен ням спільних електронних пар. Яким саме способом це відбувається, залежить від будови електронних оболонок атомів реагентів.

Запитання і завдання для самоконтролю знань

1. Дайте характеристику основних хімічних властивостей неме талів і наведіть приклади рівнянь реакцій. Розгляньте окисно від новні процеси, що відбуваються в наведених вами прикладах.

2. Напишіть хімічні рівняння взаємодії:

а) силіцію з киснем; б) силіцію з воднем; в) цинку з хлором; г) фосфору з хлором. Назвіть утворені сполуки.

3. Обчисліть об’єм гідроген сульфіду, який утвориться з водню об’ємом 44,8 л (н. у.) та достатньої кількості сірки.

4. Ознайомтеся з рисунком 12. Поясніть, на яких фізичних і хі мічних властивостях неметалів ґрунтується практичне застосування кожного з них.

5*. Сполука Флуору з Оксигеном має формулу OF 2 . Користу ючись рядом електронегативності, з’ясуйте, до якого з елементів змі щуються спільні електронні пари. Поясніть, чому утворену сполуку не називають оксидом. Як би ви її назвали?

6.* Користуючись додатковою літературою та знаннями з хімії, фізики, біології й географії, підготуйте повідомлення про роль неметалічних елементів у природі.

§ 6. Леткі водневі сполуки неметалічних елементів

Як було з’ясовано в § 5, більшість неметалів вступають у реак цію сполучення з воднем й утворюють бінарні сполуки Гідрогену (вони ще мають назву леткі водневі сполуки ). Загальні формули летких водневих сполук неметалічних елементів наведені в періо дичній системі.

Утворення летких водневих сполук Хлору та Нітрогену. За гальним способом добування летких водневих сполук є взаємодія водню з відповідним неметалом:

H 2 + Cl 2 = 2HCl (гідроген хлорид, або хлороводень) N 2 + 3H 2 = 2NH 3 (гідроген нітрид, або амоніак, аміак)

Примітка: летку водневу сполуку Нітрогену традиційно про довжують записувати NH 3 , хоча електронегативність Нітрогену значно більша за електронегативність Гідрогену. Щодо назви, то її складають за загальним правилом — спершу називають менш елек тронегативний Гідроген.

В обох випадках відбулися реакції сполучення. Виходячи з електронної будови атомів Гідрогену, Хлору, Нітрогену, розгля

немо електронні та структурні формули продуктів цих реакцій, але спочатку запишемо електронні й графічні електронні формули атомів:

17 Cl 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5

Атому Хлору достатньо утворити одну спільну електронну па ру з одним атомом Гідрогену, щоб зовнішній енергетичний рівень

обох атомів став завершеним: . . .

Атом Нітрогену за рахунок трьох неспарених електронів зов нішнього енергетичного рівня утворює три спільні електронні пари з трьома атомами Гідрогену. При цьому зовнішній енергетичний рівень кожного з атомів стає завершеним:

У розглянутих сполуках тип зв’язку — ковалентний полярний. Спільні електронні пари зміщені у бік більш електронегативних атомів Хлору та Нітрогену.

Леткі водневі сполуки — це бінарні сполуки Гідрогену з неметалічними елементами.

Атоми в їх молекулах сполучені ковалентними зв’язками.

Виходячи з електронних формул, напишемо структурні:

Отже, Хлор у леткій водневій сполуці виявляє валентність 1, Нітроген — 3.

Щойно були розглянуті електронна та структурна формули амо ніаку. Напишіть електронні та структурні формули летких водне вих сполук Карбону (метан), Оксигену (вода), Флуору (флуоро водень). Зробіть висновок щодо зміни валентності неметалічних елементів одного періоду в летких водневих сполуках.

Фізичні властивості летких водневих сполук. Бінарні сполуки Гідрогену з неметалічними елементами дістали назву леткі водневі сполуки тому, що за звичайних умов мають газоподібний агре гатний стан (хлороводень, амоніак, сірководень) або є рідинами з невисокими температурами кипіння, а тому легко переходять у га зоподібний стан (вода).

Амоніак (гідроген нітрид) NH 3 — газ без кольору, з різким за пахом, токсичний. Короткочасне вдихання його в малих дозах допомагає вивести людину зі стану непритомності. Дози, що пере вищують гранично допустимі (у повітрі 0,04 мг/м 3 ), викликають ураження очей і набряк легень, ушкоджують нервову систему. Це газоподібна речовина з найбільшою серед відомих газів розчинніс тю у воді (при температурі +20 °С близько 700 л в 1 л води). Відо мий у медичній практиці нашатирний спирт є водним розчином амоніаку з масовою часткою розчиненої речовини 10 %.

Самостійно обчисліть, легший чи важчий амоніак за повітря, і зробіть висновок, догори чи вниз дном треба тримати пробірку при заповненні її амоніаком.

В аптеках продається нашатирний спирт у скляному посуді тем ного кольору місткістю 150 мл. Прийнявши густину нашатирного спирту за 1 г/мл, обчисліть, який об’єм амоніаку витрачається на приготування розчину для одного такого флакона.

Самостійно обчисліть відносну густину хлороводню за повітрям.

Водні розчини хлороводню та амоніаку. Відома вам хлоридна кислота є водним розчином хлороводню й виявляє всі загальні властивості кислот, зокрема діє на індикатори: універсальний інди каторний папірець, лакмус, метиловий оранжевий у ній набувають рожевого кольору.