1. Azot gruppasi elementlari Azotning fizikaviy va kimyoviy hossalari

AZOT
Reja :

1. Azot gruppasi elementlari
2. Azotning fizikaviy va kimyoviy hossalari.
3. Azotning vodorodli birikmalari.
4. Ammiakning fizikaviy va kimyoviy hossalari.
5. Azotning kislorodli birikmalari.
6. Azot kislotalari va uning tuzlari.
7. Azotning tabiatda uchrashi, olinishi.
Azot V A gruppachaning birinchi elementi bo’lib, ko’p o’rganilgan metallmaslar qatoriga kiradi. (1s22s22p3).
Tabiatda uchrashi. Azot erkin holatda havoning 78.2 % (4 ∙ 1015t) ini tashkil qilib, yer sharidagi 0,01 og’ qism miqdori
birikmalar minerallar (neft 1,5 % toshko’mir 2,5% og’ qism) tarkibida va tirik organimzlarda uchraydi.
Olinishi. Labaratoriyada azot ammoniy netratni qizdirib olinadi, reaksiya ikki bosqichda boradi.
NH4Cl(kons) + NaNO2(kons) NH4NO2 + NaCl
NH4 NO2N2 + 2H2O
Shuningdek, Br2 ta’sirida ammiakni oksidlab olinadi.
2NH3 + 3Br2 → 6HBr + N2
Juda toza azot olish uchun natriy azitni termik parchalash usulidan foydalaniladi.
2NaN32Na + 3N2
Sanoatda azot suyultirilgan havoni rektifikatsiyalash yo’li bilan olinadi.
Fizikaviy hossalari. Azot (N2) rangsiz hidsiz mazasiz gaz. Havodan ozgina yengil (28y.b) yonmaydi yonishga yordam bermaydi. Suvda juda oz eriydi. (1l suvda 15l azot eriydi). Temperature pasayishi bilan eruvchanligi ortdadi.
Kimyoviy xossalari. Azot molekulasi N2 da azot atomlari orasida uchlamchi bog’ NN
(r NN = 0.1055 nm) bo’lib ulardan bittasi sigma -  va ikkitasi  - bog’lardir. Shuning uchun ham azot molekulasi juda barqaror va yuqori temperaturada atomlarga ajraladi.
N2 → 2N + H298; H = 945 kJ, K298 = 10-12
Hatto 3000o C temperaturada azot molekulalarining dissotsiyalanishi 0.1 % ni tashkil etadi. Erkin holatdagi azot faqat litiy metali bilan bevosita birikib: 6Li + N2 → 2Li3N litiy nitritni hosil qiladi. Bunday natritlar (Na3N, K3N, Mg3 N2, Ca3 N2, AlN) tegishli metallarni azot atmosferasida qizdirish bilan hosil qiladi. Bu reaksiyalarda azot oksidlanuvchi hossalarni namoyon qiladi. Ularda N-3 holida bo’ladi.
Azotning vodorodli birikmalari. Azot vodorot bilan NH3 – amiak, N2H4 – gidrazil, N2H2 – dimit birikmalarni hosil qiladi. Bulardan ko’p o’rganiladigan amiakdir.
Amiakning olinishi. Labaratoriya sharoitida amoniy tuzlariga ishqorlar tasir ettirib olinadi.
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Sanoatda amiak havodan ajratib olingan azot va vodorod gazi aralashmasining yuqori 200 – 1000 atom bosim, 500 – 550 o C temperaturada Fe + Al2O3 katalizatori ishtirokidagi reaksiyasi natijasi olinadi.

Bu qaytar jarayon bo’lgani uchun reaksiya davomida muvozanat yuzaga keladi. Muvozanatni siljitish shartlari to’g’risida “kimyoviy muvozanat” mavzusida batavsil tushunchalar berilgan edi.

Fizikaviy xossasi. Amiak odatdagi havodan yengil (ρ = 0,77 g/l), rangsiz bo’g’uvchi gaz, 1 l suvda 700 l eriydi. – 330C qaynab, - 780C da qattiq xolatga o’tadi. Suyuq ammiak moddasining bog’lanish issiqligi (1,37 kJ/g) katta bo’lgani uchun muzlatkichlarda “sovuqlik xosil qiluvchi modda” “xladogent” sifatida ishlatiladi.
Kimyoviy xossalari. Ammiakning kimyoviy xossalari uning electron tuzilishi bilan izoxlanadi. Dipol momenti μ = 1,46 D bo’lib, qutubli modda. NH3 molekulasi uch yoqli miramida tuzilishiga rN-H= 1,015 A, Bu xossasi tufayli ammiak suvda yaxshi eriydi, kislotalar va ko’pchilik metallarning tuzlari to’zaro brikish reaksiyasiga kirishib turli tuz va kompleks birikmalar hosil qiladi.
H3N: + H – OH → H3 N: …. H – O → NH4 OH
0,278 nm H
Azot atomi bo’sh electron orbitali bo’lgan vodorod atomiga bog’lanishda ishtirok etmagan electron juftini berib, donor vazifasini bajaradi, vodorod atomi qisman bo’sh orbitali hisobiga akseptor vazifasini o’taydi. Hosil bo’lgan NH4 OH qisman ionlanadi:
NH4 OH NH+ 4 + OH-
Eritmada Kd = 1,8 ∙ 10-5, 1 molyarli eritmasida dissotsiyalanish darajasi 0,4% li ni tashkil etadi. 25 % li ( = 0.9 g/sm3) pH = 11,8 bo’lgan eritmasini suyultirib tegishli konsentratsiyali eritmalar hosil qilinadi. 10 % li NH4OH eritmasi “Noshadil spirti” deyiladi. Amiakning har qanday konsentratsiyali eritmasi zaharlidir!
Yuqorida aytilganidek gaz holidagi ammiak turli kislotalar bilan birikib qattiq holatdagi moddalarni hosil qiladi:
NH3(r) + HCl(r) → NH4Cl(k)
2NH3(r) + H2SO4(c) → (NH4)2SO4(k)
NH3(r) + HNO3(c) → NH4NO3(k)
3 NH3(r) + H3PO4(c) = (NH4)3PO4(k)
Hosil bo’lgan tuzlar “ammoniy tuzlari deyiladi” va barcha suvda yaxshi eriydi. Qattiq holatdagi ammoniy tuzlarni hosil qilgan kislotalarning kuchi ortib borishi bilan ularning termik barqarorligi ham ortib boradi. Shunga ko’ra NH4 NO2 ga nisbatan NH4 NO3, NH4F ga nisbatan NH4Cl unga nisbatan NH4J barqaro modalardir.
NH+ 4 ionning radiusi r = 1,43 A bo’lib, kaliy ioni (K+) radiusi r = 1,33 A ga yaqin shu tufayli ammoniy birikmalarining hossalari kaliyning birikmalari hossalariga o’xshab ketadi. Bu tuzlardan NH4 NO3 – ammoniyli silitra, (NH4)3PO4 – ammoniy artofosfat yoki ammofos. K(NH4)2PO4 – akliy diamoniy fosfat. Azotli va kombinatsiyalangan mineral o’g’ritlar sifatida ishlatiladi (NH4)2CO3 – ammoniy korbanat non va qandolat mahsulotlari ishlab chiqishda “g’ovak” tuzulishli mahsulotlar olishda keng qo’llaniladi.
(NH4)2CO3  2NH3(r) + CO2(r) + H2O
Ammoniy tuzlari bilan ammoniy gidrooksid tuzlari aralashmasi (NH4Cl + NH4OH; NH4OOCCH3 + NH4OH)
Eritma muhiti doimiy (pH = 9.2) bo’lgan asosoli buffer eritmalar hosil qilishda keng qo’llaniladi. Gaz holidagi ammiak kuchli qaytaruvchi hossasiga ega bo’lgani uchun ba’zi passiv metallarni olishda ishlatiladi.
3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O
Natriy gipoxlorid ta’sirida ammiak molekulasi oksidlanib azotning boshqa vodorodli birikmapsi N2H4 gidrozin (diamit) ni hosil qiladi. NaOCl1+ + 2NH3 → N2H4 + NaCl- + H2O
Kislorod ta’sirida ammiak yonadi:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (katalitik oksidlanish)
Katalizatorsiz:
2NH3 + 3/2O2 → N2+3H2O
Ammiakning O2 da oksidlanishidan azotning kislorodli birikmalarini hosil qilishda fordalaniladi.
Azotning kislorodli birikmalari
Azot kislorod bilan besh xil oksid hosil qiladi. N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5,
Azot (1) oksidi - N2O rangsiz gazsimon modda. Ammoniy nitrat qizdirilganda hosil bo’ladi.
NH4 NO3 = N2O + 2H2O
N1- ≡ N3+ O-2
0.118 nm 0.133 nm
N2O kislotalarda va ishqorlarda erimaydi. Befarq oksid.
Azot (II) oksid – NO gazsimon modda befarq oksid labaratoriyada azotni yuqori temperaturada kislorod bilan ta’sirlashishdan hosil bo’ladi.
N2+O2 → 2NO + H
Asosan 30-35 % li nitrat kislotaga mis ta’sir ettirib olinadi.
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Havo kislorodi ta’sirida oson oksidlanadi.
2 NO + O2 →2NO2
Azot (III) oksidi - N2O3 ko’k rangli qattiq modda. Quyidagi reaksiya bo’yicha hosil bo’ladi.
Azot (IV) oksidi NO2, qo’ng’ir rangli gaz, misni va unga o’xshash passiv metallarning konsentrlangan nitrat kislotada erishidan hosil bo’ladi:
Cu + 4HNO3(kons) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Ba’zi metallar nitratlarining termik parchalanishidan ham NO2 hosil bo’ladi:
2Pb(NO3)2  2PbO + 4NO2 + O2
Past temperaturada azot (IV) oksidi dimerlanadi:
Azot (IV) oksidi suvsiz nitratlar hosil qilishda, nitrit va nitrat kislotalar hosil qilishda ishlatiladi.
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Azot (IV) oksidida azot +4 oksidlanish darajasida bo’lgani uchun electron berishi ham ( ionlanish energiyasi 9.78 eV), qabul qilishi ham (elektronga moyilligi 2.5 eV) mumkun. Boshqacha aytganda azot (IV) oksidi disproportsiya reaksiyalariga kirishadi. Buning isboti sifatida quyidagi reaksiyalarni ko’rsatish mumkin:
Azot (V) oksidi (natrat angidridi) – N2O5 – oq kristall, juda kuchli gidroskopik modda bo’lib, quyidagi tuzilishga ega:
Olinishi. 1-usul. NO2 ning ozon ta’sirida oksidlanishidan N2O5 xosil bo’ladi.
2NO2 + O3 =N2O5 + O2
2-usul. Nitrat kislotani degidratlab olinadi:
4HNO3 + P4O10 (qattiq) → 4HPO3 + 2N2O5 (qattiq)
Uning suv bilan brikishidan kuchli nitrat kislotasi hosil bo’ladi.
N2O5 + H2O → 2HNO3
Azot kislotalari va ularning tuzlari
Azot ikki xil kislota HNO2 va HNO3 larni hosil qiladi. Bulardan HNO2 – nitrat kislota, faqat tuzlarning eritmalariga (KNO2, NH4NO2, NaNO2) kislota ta’sir ettirilganda hosil bo’luvchi kuchsiz kislota,
Kd = 5 ∙ 10-4:HNO2 H+ + NO-2

Tuzilishlarda bo’ladi.

Ishqoriy muxitda ionlanish muvozanati o’ngga siljiydi. Shu sababli nitrit kislotaga nisbatan uning KNO2, NaNO2 va Ca(NO2)2 tuzlari barqaror bo’lib, ko’p ishlatiladi.
Azotning +3 oksidlanish darajasi oraliq qiymat bo’lgani uchun brikmalari har qaytaruvchi, ham oksidlanuvchi xossalarini namoyon qiladi:
2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 =
Oksidlovchi
= I2 + 2NO + K2SO4 + Na4SO4 + 2H2O
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 =
= 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
Qaytaruvchi
Natrit kislota kuchsiz kislota bo’lgani uchun uning barcha eruvchan tuzlari gidrolizlanadi:
NO-2 + HOH → HNO2 + OH-
Shu sababli eritmalari ishqoriy muhitli (pH > 7) bo’ladi. NH4NO2 eritmasi neytral muhitli bo’ladi.
Ishlatilishi. Gaz holatidagi azot tez oksidlanadigan moddalar reaksiyasida va tez ayniydigan maxsulotlarni saqlashda inert muhit sifatida ishlatiladi. Azot (I) oksidi N2O ning oz miqdori bilan nafas olganda inson organizmi og’riqni sezmaydigan bo’lib qoladi. Shuning uchun kislorodli aralashmasi tibbiyotda narko’z sifatida ishlatiladi.
Azot (IV) oksidi kuchli oksidlovchi. Sulfat kislota olishda SO2 ni SO3 ga aylantirishda NO2 gazidan oksidlovchi sifatida foydalaniladi. Nitrat kislota sintezida asosiy modda sifatida ishlatiladi. Ammiakning suvdagi eritmasi, kabamid CO (NH2)2, natriy, nitrat, kaliy nitrat, kaltsiy nitrat, ammoniy nitrat, ammoniy sulfat – azotli o’g’itlar sifatida ihlatiladi. O’zbekistonning yirik kimyoviy ishlab chiqarish korxonalari. “Navoiy – Zazot”, Chirchiq “Elektrokimyoviysanoat” kombinatlarida azotli o’g’itlar ishlab chiqarish yo’lga qo’yilgan. Azot va uning brikmalari texnikada portlovchi moddalar tayyorlashda, elektr lampalarni va tibbiyotda dori-darmon tayyorlashda ishlatiladi.
Nitrat kislota va azotning boshqa brikmalari kimyo sanoatida keng ko’lamda ishlatiladi.
Fosfor (P, Z = 15)
Fosfor V gruppaning azotdan keyin turuvchi elementi bo’lib, uning metalmaslik xossasi azotga nisbatan kuchsizroq namoyon bo’ladi. Lekin fosfor atomining electron tuzilishiga ko’ra tashqi electron qavatida 3s2 3p3 3d0 bo’sh d- orbitalarning bo’lishi bu elementning ayrim jixatlari azot elementidan farqli bo’lishiga sabab bo’ladi. Bu farqlar quyidagilardan iborat:
Birinchidan azotning umumiy ionlanish energiyasi yig’indisi (266,8 Ev) fosfornikidan (176,7 Ev) katta bo’lib, fosforning +5 oksidlanish darajasidan past brikmalari qaytaruvchilar, lekin P (5 +) holidagi birikmalari oksidlovchilar emas. Shu bilan birgalikda fosforning kislorodli birikmalari ancha barqaror, vodorodli brikmasi esa barqarordir.
Ikkinchidan fosfor atomida 1s22s22p63s23p33d03d0 bo’sh orbitalarning bo’lishi natijasida tashqi qavatdagi 5 ta elektronning toqlashuvi va ularning o’zaro gibridlanishi sababli sp3d (k.s. = 6) bo’lgan valent imkoniyatlari paydo bo’ladi. Bunga qo’shimcha 3d-orbitallar akseptor vazifasini bajarishi sabab bo’ladi. Shu boisdan fosforning turli polimer tuzilishli brikmalar, asosan, kremniy va oltingugurt singari (gorizontal o’xshashlik) kislorod va ftor bilan brikmalar hosil qilishga moyilligi kuchli.
Fosforning tabiatda tarqalishi. Fosfor tabiatda rrkin xolda uchramardi. Uning asosiy qismi fosforli apatitlar 3 Ca3 (PO4)2 ∙ CaF2, fosforit Ca3 (PO4)2 holida, ko’pchilik oqsil, nuklein kislota, fosfolipidlar hamda suyak va tishlarda uchraydi.
Fosforning allatropik shakl o’zgarishlari 3 xil bo’lib ulardan oq fosfor (P4) – zichligi 1,82 g/sm3 bo’lgan mumsimon modda.
Qizil fosfar: zichligi 2,2g/sm3 bo’lgan zararsiz, 2600 C da yonadigan modda. Qizil fosfor qizdirilsa 5900 C da suyuqlanadi, bug’lari kondetsantlanib, oq fosforga o’tadi. Lekin temperatura o’zgarishi bilan to’q – jigarrangdan binafsha rangga o’zgaradi.
Qora fosfor: qizil fosforni 10-12 ming atmosfera bosimida 2200 C da qizdirganda xosil bo’ladigan qoramtir – kulrang massa (grafitga o’xshash) zichligi 2,7g / sm3 elektr o’tkazuvchan, 4900 C da alangalanadigan qizdirganda asta-sekin qizil fosfarga aylanadigan modda. Atom kristall oanjaraga ega. r =2,18 A
Poq → P qora - ∆H = -42 k J/ mol yarimo’tkazgich (∆E = 0,33 ev) xossaga ega.