Stickstoff in der Natur In der Luft
1%
21%
Stickstoff-
Sauerstoff
Kohlendioxid,
inerte Gase
78%
04.02.2018
Kartashova L.A.

Der Stickstoffkreislauf in der Natur

04.02.2018
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Stickstoffeigenschaften

Im freien Zustand liegt Stickstoff vor
in Form von zweiatomigen N2-Molekülen. In diesen
Moleküle sind sehr zwei Stickstoffatome gebunden
starke dreifach kovalente Bindung.
N N
N N
Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Schlecht
löst sich in Wasser auf. im flüssigen Zustand (temp.
kochend -195,8 ° C) - farblos, mobil, wie
Wasser, Flüssigkeit. Dichte von flüssigem Stickstoff 808
kg/m³. Bei -209,86 °C verwandelt sich Stickstoff in einen Feststoff
Zustand in Form einer schneeartigen Masse oder
große weiße Kristalle.
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Stickstoffeigenschaften

Unter normalen Bedingungen interagiert Stickstoff nur mit
Lithium zu Lithiumnitrid:
6Li+N2 = 2Li3N
Es reagiert mit anderen Metallen nur, wenn es erhitzt wird.
Bei hohen Temperaturen, Drücken und in Gegenwart
Stickstoffkatalysator reagiert mit Wasserstoff zu Ammoniak:
N2 + 3H2 = 2NH3
Bei der Temperatur des Lichtbogens verbindet es sich mit
Sauerstoff, Bildung von Stickoxid (II):
N2 + O2 = 2NO - Q
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Stickoxide

Nicht salzbildend
Oxid - "Lachgas"
Farblos nicht brennbar
Gas mit angenehm
süßer Geruch u
klatschen.
Nicht salzbildend
Oxid, farbloses Gas,
schlecht löslich darin
Wasser. Schlechte Verflüssigung;
in flüssig und fest
Ansicht ist blau.
Säureoxid,
farbloses Gas (n.c.)
bläulicher Feststoff.
Nur stabil wenn
Temperaturen unter -4 °C
Oxid
Stickstoff (I)
Oxid
Stickstoff(II)
Oxid
Stickstoff(III)
Säureoxid,
"Fuchsschwanz" braun,
hochgiftiges gas
Oxid
Stickstoff(IV)
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Säureoxid.
farblos, sehr
fliegende Kristalle.
Extrem instabil.
Oxid
Stickstoff (V)
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Ammoniak

N
H
H
H
Ammoniak ist ein farbloses Gas mit stechendem Geruch
fast doppelt so leicht wie Luft. Ammoniak
kann lange nicht atmen,
da er ist giftig. Ammoniak ist sehr gut
löst sich in Wasser auf.
Im Ammoniakmolekül NH3 gibt es drei kovalente
polare Bindungen zwischen dem Stickstoffatom und
Wasserstoffatome.
H N H
H
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oder
H N H
H

Produktion von Ammoniak in der Industrie

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10. Gewinnung von Ammoniak im Labor

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11. Die Verwendung von Ammoniak in der Volkswirtschaft

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12. Salpetersäure

Salpetersäure - farblos, rauchend
Flüssigkeit in Luft, Temperatur
Schmelzen –41,59 °C, Sieden +82,6 °C
mit Teilausdehnung.
Löslichkeit von Salpetersäure in Wasser
nicht limitiert.
HO N
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Ö
Ö

13. Chemische Eigenschaften von Salpetersäure

Typische Eigenschaften:
a) mit basischen und amphoteren Oxiden:
CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
b) mit der Begründung:
KOH + HNO3 = KNO3+H2O
c) verdrängt schwache Säuren aus ihren Salzen:
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2
Beim Kochen oder Licht ausgesetzt, Salpetersäure
teilweise zerlegt:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
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14. Chemische Eigenschaften von Salpetersäure

1. Bei Metallen bis H
1. Bei Metallen bis H
3Zn+8HNO3=3Zn(NO3)2+4H2O+2NO Zn+4HNO3=Zn(NO3)2+2H2O+2NO
2. Mit Metallen nach H
2. Mit Metallen nach H
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+4H2O+2NO Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2H2O+2NO2
3. Mit Nichtmetallen
S+2HNO3= H2SO4+2NO
3. Mit Nichtmetallen
S+6HNO3= H2SO4+6NO2+2H2O
4. Mit organischem Material
C2H6+HNO3=C2H5NO2
4. Passiviert Eisen, Aluminium,
Chrom
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15. Salze der Salpetersäure

Salz
Salpetersäure
Säuren
Natriumnitrat
Calciumnitrat
Kaliumnitrat
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Ammoniumnitrat
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16. Fügen Sie fehlende Wörter ein

Im Periodensystem D.I. Mendelejew Stickstoff
befindet sich in Periode 2, Gruppe V, Haupt
Untergruppe. Seine Seriennummer ist 7, relativ
Atommasse 14 .
In Verbindungen weist Stickstoff Oxidationsstufen auf
+5, +4, +3, +2, +1, -3 . Die Anzahl der Protonen in einem Stickstoffatom beträgt 7,
Elektronen 7, Neutronen 7, Kernladung +7,
elektronische Formel 1s22s22p3 Höhere Formel
Oxid N2O5, sein Charakter ist sauer, Formel
höheres Hydroxid HNO3, flüchtige Formel
Wasserstoffverbindung NH3.
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17. Verteilen Sie Stickstoffverbindungen in Klassen anorganischer Verbindungen

Oxide
falsch
NH
Säuren
falsch
NEIN
Salz
falsch
NEIN
falsch
Rechts
Rechts
falsch
NaNO
Rechts
HNO
falsch
NH
Rechts
falsch
N2O5
Rechts
Al (NEIN
2)3
Rechts
NEIN
falsch)
Fe (Nr
3 2
Rechts
Linoleum
3
HNO3
3
N2O5
falsch
HNO
2
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2
3
HNO2
3
falsch
NEIN
2
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2
KNO3
3
3
falsch
NEIN
2
5

18. Informationsquellen

Gabrielyan OS Chemie. Klasse 9:
http://ru.wikipedia.org/wiki
http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/324035
http://www.catalogmineralov.ru/mineral/50.html
http://chemmarket.info/
http://www.alhimikov.net/video/neorganika/menu.html
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Aufgabe 880.
Nennen Sie Beispiele für Stickstoffverbindungen, in deren Molekülen Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden.
Entscheidung:
Eine Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus (Koordinationsbindung) entsteht durch die Vergesellschaftung eines Elektronenpaares eines Atoms (Donor) und eines freien Orbitals eines anderen Atoms (Akzeptor). Nichtbindendes Elektronenpaar des Stickstoffatoms die in der Lage sind, durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine kovalente Bindung mit einem Wasserstoffion mit einem freien Atomorbital zu bilden. So entsteht aus einem Ammoniakmolekül und einem Wasserstoffion das Ammoniumkation NH 4 +:

Durch die Bildung einer Donor-Akzeptor-Bindung wird das nicht bindende Elektronenpaar des Stickstoffatoms bindend, es entstehen vier Bindungen zwischen einem Stickstoffatom und vier Wasserstoffatomen:

Alle vier Bindungen sind sowohl in der Länge als auch in der Energie äquivalent.

Eine solche Bindung ist identisch mit einer kovalenten Bindung, die durch den üblichen Mechanismus, das Teilen ungepaarter Elektronen zweier Atome, gebildet wird.

Ammoniak und seine Derivate, mit Ausnahme von Stickstofftrihalogeniden, haben eine ausgeprägte elektronenspendende Fähigkeit. Daher sind Ammoniak sowie fast alle Verbindungen mit Aminogruppen und -gruppen: N-Donor-Liganden, die mit Kationen vieler Metalle Komplexverbindungen bilden. Es gibt Komplexe mit folgenden Gruppen: Glycianation: Glycylglycylcyanation: , Ethylendiamin:d Ethylentriamin:

ua Die Bindung in Komplexverbindungen lässt sich durch die Koordinationsbindung zwischen den nicht bindenden Elektronenpaaren des Stickstoffatoms des Liganden und den freien Orbitalen des komplexbildenden Atoms erklären, zB Cl 2, Cl 2 usw. In Ammoniak H 3 und Amine als Derivate von Ammoniak. Das Stickstoffatom kann eine koordinative Bindung bilden, beispielsweise: Ammoniumchlorid NH 4 Cl, Methylammoniumhydroxid CH 3 -NH 3 -OH, Tetramethylammoniumiodid (CH 3 ) 4 NI, Hydroxid Tetraethylammonium(C 2 H 5) 4 NEIN, Ammoniumhydroxid NH 4 OH, Phenylaminchlorid C6H5NH3 + Cl. Etwas

Ammoniakderivate, zum Beispiel: Hydrazin:, Hydroxylamin: sowie Hydrazoniumchlorid N 2 H 5 Cl (+1), Hydrazoniumhydroxid N 2 H 5 (OH) 2 (+2), Hydroxylammoniumhydroxid OH, Hydrazoniumhydroxid (+ 2) N 2 H 6 (OH) 2, Hydrazoniumchlorid (+2) N 2 H 6 Cl 2, Hydroxylammoniumchlorid NH 3 OHCl.

Aufgabe 881.
Beschreiben Sie die elektronische Struktur des N 2 -Moleküls aus der Sicht der VS- und MO-Methoden.
Entscheidung:

a) Die elektronische Struktur des N 2 -Moleküls vom Standpunkt der Methode der Valenzbindungen

Das Stickstoffatom auf der äußeren Elektronenschicht enthält zwei gepaarte Elektronen in der 2s-Unterebene und drei ungepaarte Elektronen in der 2p-Unterebene, eines in jedem 2p-Orbital. Eine kovalente Bindung wird zwischen zwei Stickstoffatomen in drei Elektronenpaaren aufgrund der Paarung von drei ungepaarten Elektronen jedes Atoms gebildet. Die gepaarten Elektronen der 2s-Orbitale jedes Stickstoffatoms sind nicht an der Bildung von Bindungen beteiligt. Daher kann das N 2 -Molekül gemäß der Theorie der Valenzbindungen so dargestellt werden, als hätte es an jedem Stickstoffatom nicht bindende Elektronenpaare: - = - , aber in Wirklichkeit konzentriert sich die Elektronendichte hauptsächlich zwischen den Atomen. Molekül N 2 hat eine lineare Struktur. Da die Stickstoffatome im N-Molekül 2 gleich sind, dann ist das Dipolmoment des Moleküls Null.

b) Die elektronische Struktur des N 2 -Moleküls vom Standpunkt der Molekülorbitalmethode

Die elektronische Struktur des N 2 -Moleküls kann vom Standpunkt der Molekülorbitalmethode erklärt werden.

Aus Sicht der MO-Methode lässt sich die elektronische Struktur des N 2 -Moleküls wie folgt darstellen:

Das Molekül hat eine elektronische Konfiguration:

KK(σ)