Тренировочный вариант №10

Фосфор

Химический элемент фосфор расположен в 3-м периоде, V группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s22s22p63s23p3.

Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций (аллотропия состава). Белый фосфор Р₄, при комнатной температуре мягкий, плавится, кипит без разложения. Красный фосфор P_n, состоит из полимерных молекул разной длины. При нагревании возгоняется. Чёрный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Наиболее реакционноспособным является белый фосфор.

В промышленности фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углём и песком при 1500 °C:

В приведённые ниже реакции вступают любые модификации фосфора, если нет особых оговорок:

Фосфор образует летучее водородное соединение — фосфин, PH₃. Это газообразное соединение с крайне неприятным резким запахом. Его соли в отличие от солей аммиака существуют только при низких температурах. Фосфин легко вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Фосфор образует два кислотных оксида: P₂O₃ и P₂O₅. Последнему соответствует фосфорная (ортофосфорная) кислота H₃PO₄. Это трёхосновная кислота средней силы, которая образует три ряда солей: средние (фосфаты) и кислые (гидро- и дигидрофосфаты). Ниже приведены уравнения химических реакций, характерные для данных соединений:

Ссылки[]

• Азот на Webelements
• Азот в Популярной библиотеке химических элементов

Периодическая система элементов

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

*

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

**

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

af:Stikstof
ar:نيتروجين
ast:Nitróxenu
az:Azot
bg:Азот
bn:নাইট্রোজেন
bs:Azot
ca:Nitrogen
co:Azotu
cs:Dusík
cy:Nitrogen
da:Kvælstof
de:Stickstoff
el:Άζωτο
en:Nitrogen
eo:Nitrogeno
es:Nitrógeno
et:Lämmastik
eu:Nitrogeno
fa:نیتروژن
fi:Typpi
fr:Azote
gl:Nitróxeno
he:חנקן
hr:Dušik
hu:Nitrogén
hy:Ազոտ
ia:Nitrogeno
id:Nitrogen
io:Nitro
is:Nitur
it:Azoto
ja:窒素
jbo:trano
ko:질소
la:Nitrogenium
lb:Stéckstoff
li:Stikstof
ln:Azoti
lt:Azotas
lv:Slāpeklis
mi:Hauota
mk:Азот
ml:നൈട്രജന്‍
nds:Stickstoff
nl:Stikstof
nn:Nitrogen
no:Nitrogen
nov:Nitrogene
oc:Azòt
pl:Azot
pt:Nitrogénio
qu:Qullpachaq
ro:Azot
sh:Dušik
simple:Nitrogen
sk:Dusík
sl:Dušik
sq:Azoti
sr:Азот
sv:Kväve
ta:நைட்ரஜன்
tg:Азот
th:ไนโตรเจน
tr:Azot
ug:Nitrogin
uk:Азот
uz:Azot
vi:Nitơ
zh:氮
zh-min-nan:N (goân-sò͘)
zh-yue:氮

Википедия Азот адрес Викисловарь — адрес Викицитатник — адрес Викиучебник — адрес Викитека — адрес Викиновости — адрес Викиверситет — адрес Викигид — адрес

Выделить Азот и найти в: Вокруг света адрес Академик адрес Астронет адрес Элементы адрес Научная Россия адрес Кругосвет адрес Научная Сеть Традиция — адрес Циклопедия — адрес Викизнание — адрес

Bing Yahoo Яндекс Mail.ru Рамблер Нигма.РФ Спутник Google Scholar Апорт Архив Интернета Научно-популярные фильмы на Яндексе Документальные фильмы

Список ru-вики Вики-сайты на русском языке Список крупных русскоязычных википроектов Каталог wiki-сайтов Русскоязычные wiki-проекты Викизнание:Каталог wiki-сайтов Научно-популярные сайты в Интернете Лучшие научные сайты на нашем портале Лучшие научно-популярные сайты Каталог научно-познавательных сайтов НАУКА В РУНЕТЕ: каталог научных и научно-популярных сайтов

• Страница — краткая статья
• Страница 1 — энциклопедическая статья
• Разное — на страницах: 2 , 3 , 4 , 5
• Прошу вносить вашу информацию в «Азот 1», чтобы сохранить ее

Водородные соединения азота

С водородом азот образует два соединения: аммиак NH₃ и гидразин N₂H₄(H₂N – NH₂). Наибольшее значение имеет аммиак.

В лаборатории получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом натрия:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃ + H₂O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода

( Катализатор Pt; t = 450 — 500 0 С; Р = 250 атм)

Равновесие обратимой реакции смещается вправо действием высокого давления ≈ 30МПа.

NH₃ – бесцветный газ с резким характерным запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Молекула NH₃ поляризована – общие электронные пары сдвинуты к азоту. Кроме того, у атома азота остается неподеленной пара электронов. Это дополнительно увеличивает полярность и обуславливает многие свойства аммиака. Жидкий аммиак, подобно воде, хороший растворитель ионных соединений. Молекулы в жидком аммиаке ассоциированы за счет образования водородных связей.

Расположение связей в аммиаке тетраэдрическое, причем неподеленная пара электронов атома азота занимают одну из вершин тетраэдра.

Аммиак – очень реакционно-способное вещество. Для него характерны реакции окисления и присоединения (благодаря неподеленной паре электронов). Наличие неподеленной пары определяет основные свойства аммиака, который может присоединять протон, образуя ион аммония NH₄ + .

NH₃ очень хорошо растворим в воде, но максимальная концентрация ω(NH₃)= 25%. В растворе имеют место равновесия:

NH₄OH NH₄ + + OH – K_дNH4OH = 1,8 • 10 — 5

Основная масса NH₃ в растворе находится в виде гидрата аммиака NH₃ · H₂O. Поэтому, хотя NH₄OH диссоциирует почти нацело, его условно считают слабым основанием. Поскольку азот в NH₃ имеет низкую степень окисления –3, аммиак является восстановителем в ряде реакций.

В кислороде аммиак горит без катализатора:

а в присутствии катализатора платины

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются растворы солей аммония, содержащие ион NH₄ + .

В этих реакциях ион аммония подобен ионам одновалентных металлов.

При замещении в молекуле аммиака 3-х атомов водорода получаются нитриды, содержащую группу N -3 , 2-х атомов водорода – имиды NН -2 , одного атома водорода — амиды NН₂ — .

2 NH₃ + 6Na = 2Na₃N +3H₂ нитрид натрия

NH₃ +2Na = Na₂HN + H₂ имид натрия

2 NH₃ +2Na = 2NaH₂N + 3H₂ амид натрия

NH₃ всегда — восстановитель, окисляется до N₂ или NO.

t

На этом свойстве основано применение NH₃ и его солей в процессе пайки металлов – снятие оксидной пленки с поверхности.

CuO + NH₄Cl = Cu +N₂ +HCl + H₂O

Соединения азота[]

Полная статья Соединения азота.

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5.

• Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;
• Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N₂H₄ или гидразин (существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N₂H₂, диимид);
• Соединения азота в степени окисления −1 NH₂OH (гидроксиламин) — неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;
• Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота (I) N₂O (закись азота, веселящий газ). См. оксиды азота;
• Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота (II) NO. См. оксиды азота;
• Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота (III) N₂O₃ (см. оксиды азота), производные аниона NO₂-, фторид азота NF₃;
• Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота (IV) (диоксид азота). См. оксиды азота.
• Соединения азота в степени окисления +5 — азотная кислота и её соли — нитраты, оксид азота (V) N₂O₅ и другие.

Углерод

Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы Д.И. Менделеева, его электронная формула 1s22s22p2, наиболее характерные степени окисления –4, +2, +4.

Для углерода известны стабильные аллотропные модификации (графит, алмаз, аллотропия строения), в виде которых он встречается в природе, а также полученные лабораторным путём карбин и фуллерены.

Алмаз — кристаллическое вещество с атомной координационной кубической решёткой. Каждый атом углерода в алмазе находится в состоянии sp3-гибридизации и образует равноценные прочные связи с четырьмя соседними атомами углерода. Это обуславливает исключительную твёрдость алмаза и отсутствие в обычных условиях электропроводности.

В графите атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. Атомы углерода объединены в бесконечные слои из шестичленных колец, стабилизированные ω-связью, делокализованные в пределах всего слоя. Этим объясняется металлический блеск и электрическая проводимость графита. Углеродные слои объединены в кристаллическую решётку в основном за счёт межмолекулярных сил. Прочность химических связей в плоскости макромолекулы значительно больше, чем между слоями, поэтому графит довольно мягок, легко расслаивается и химически несколько активнее алмаза.

В состав древесного угля, сажи и кокса входят очень мелкие кристаллы графита с очень большой поверхностью, которые называют аморфным углеродом.

В карбине атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Его кристаллическая решётка построена из прямолинейных цепочек двух видов:

Карбин представляет собой порошок чёрного цвета с плотностью 1,9—2,0 г/см3, является полупроводником.

Аллотропные модификации углерода могут переходить друг в друга при определённых условиях. Так, при нагревании без доступа воздуха при температуре 1750 °С алмаз переходит в графит.

В нормальных условиях углерод весьма инертен, однако при высоких температурах он вступает в реакции с различными веществами, причём самой реакционноспособной формой является аморфный углерод, менее активен графит, а самый инертный — алмаз.

Реакции, характерные для углерода:

Углерод устойчив к действию кислот и щелочей. Только горячие концентрированные азотная и серная кислоты могут окислить его до оксида углерода (IV):

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов. При этом в зависимости от природы металла образуются либо чистые металлы (оксиды железа, кадмия, меди, свинца), либо соответствующие карбиды (оксиды кальция, ванадия, тантала), например:

Углерод образует два оксида: CO и CO₂.

Оксид углерода (II) CO (угарный газ) представляет собой бесцветный газ без запаха, плохо растворимый в воде. Это соединение является сильным восстановителем. Он горит на воздухе с выделением большого количества теплоты, благодаря чему CO является хорошим газообразным топливом.

Оксид углерода (II) восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Оксид углерода (II) является несолеобразующим оксидом, с водой и щелочами он не реагирует.

Оксид углерода (IV) CO₂ (углекислый газ) представляет собой бесцветный, без запаха, негорючий газ, малорастворимый в воде. В технике его обычно получают термическим разложением CaCO₃, а в лабораторной практике — действием на CaCO₃ соляной кислоты:

Оксид углерода (IV) является кислотным оксидом. Его характерные химические свойства:

Оксиду углерода (IV) соответствует очень слабая двухосновная угольная кислота H₂CO₃, которая не существует в чистом виде. Она образует два ряда солей: средние — карбонаты, например карбонат кальция CaCO₃, и кислые — гидрокарбонаты, например Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция.

Карбонаты переходят в гидрокарбонаты под действием избытка углекислого газа в водной среде:

Гидрокарбонат кальция превращается в карбонат под действием гидроксида кальция:

Гидрокарбонаты и карбонаты разлагаются при нагревании:

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,299
• гуманитарные 33,622
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,247
• разное 16,834

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Литература[]

• Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, М.: «Химия», 1973;
• Химия: Справ. изд./В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.: Химия, 2000 ISBN 5-7245-0360-3 (рус.), ISBN 3-343-00208-9 (нем.);
• Ахметов Н. С., Общая и неорганическая химия. 5-е изд., испр. — М.: Высшая школа, 2003 ISBN 5-06-003363-5;
• Гусакова Н. В., Химия окружающей среды. Серия «Высшее образование». Ростов-на-Дону: Феникс, 2004 ISBN 5-222-05386-5;
• Исидоров В. А., Экологическая химия. СПб:Химиздат, 2001 ISBN 5-7245-1068-5;
• Трифонов Д. Н., Трифонов В. Д., Как были открыты химические элементы — М.: Просвещение, 1980

Происхождение названия[]

Название «азот», что означает «безжизненный», вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье, который в то время в составе группы других французских учёных разрабатывал принципы химической номенклатуры. Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.

Существует и иная версия. Слово «азот» придумано не Лавуазье и не его коллегами по номенклатурной комиссии; оно вошло в алхимическую литературу уже в раннем средневековье и употреблялось для обозначения «первичной материи металлов», которую считали «альфой и омегой» всего сущего. Это выражение заимствовано из Апокалипсиса: «Я есмь Альфа и Омега, начало и конец». Слово составлено из начальных и конечных букв алфавитов трёх языков — латинского, греческого и древнееврейского, — считавшихся «священными», поскольку, согласно Евангелиям, надпись на кресте при распятии Христа была сделана на этих языках (а, альфа, алеф и зет, омега, тав — АAAZОТH). Составители новой химической номенклатуры хорошо знали о существовании этого слова; инициатор её создания Гитон де Морво отмечал в своей «Методической энциклопедии» () алхимическое значение термина.

На латыни азот называется «Nitrogenium», то есть «рождающий селитру»; английское название производится от латинского. В немецком языке используется название Stickstoff, что означает «удушающая материя».

Свойства[]

Физические свойства

При атмосферном давлении азот существует в трех аллотропных модификациях, точка перехода между которыми −238 °C (теплота перехода 250 Дж/моль), и −186 °C (теплота перехода 199,3 кДж/кг).
Основные физические свойства азота перечислены в таблице.

Химические свойства, строение молекулы

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N₂, электронная конфигурация которых описывается формулой σ_s²σ_s*2π_{x, y}4σ_z², что соответстует тройной связи между молекулами азота N≡N (длина связи d_N≡N = 0,1095 нм). Вследствие этого молекула азота крайне прочна, для реакции диссоциации N₂ 2N удельная энтальпия образования ΔH°₂₉₈=945 кДж, константа скорости реакции К₂₉₈=10-120, то есть диссоциация молекул азота при нормальных условиях практически не происходит (равновесие практически полностью сдвинуто влево). Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.

Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N₂ составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N₂. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N₂ при сильном разряжении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.

Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения эндотермичны, энтальпия их образования отрицательна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + 3N₂ → 2Li₃N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂,
2B + N₂ → BN₂,

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак):

Промышленное связывание атмосферного азота

Полная статья Промышленное связывание атмосферного азота.

Соединения азота чрезвычайно широко используются в химии, невозможно даже перечислить все области, где находят применение вещества, содержащие азот: это индустрия удобрений, взрывчатых веществ, красителей, медикаментов и проч. Хотя колоссальные количества азота доступны в прямом смысле слова «из воздуха», из-за описанной выше прочности молекулы азота N₂ долгое время оставалась нерешённой задача получения соединений, содержащих азот, из воздуха; большая часть соединений азота добывалась из его минералов, таких, как чилийская селитра. Однако сокращение запасов этих полезных ископаемых, а также рост потребности в соединениях азота заставил форсировать работы по промышленному связыванию атмосферного азота.

Наиболее распространён аммиачный способ связывания атмосферного азота. Обратимая реакция синтеза аммиака:

3H₂ + N₂ 2NH₃

экзотермическая (тепловой эффект 92 кДж) и идёт с уменьшением объёма, поэтому для сдвига равновесия вправо в соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна необходимо охлаждение смеси и высокие давления. Однако с кинетической точки зрения снижение температуры невыгодно, так как при этом сильно снижается скорость реакции — уже при 700 °C скорость реакции слишком мала для ее практического использования.

В таких случаях используется катализ, так как подходящий катализатор позволяет увеличить скорость реакции без сдвига равновесия. В процессе поиска подходящего катализатора было испробовано около двадцати тысяч различных соединений. По совокупности свойств (каталитическая активность, стойкость к отравлению, дешевизна) наибольшее применение получил катализатор на основе металлического железа с примесями оксидов алюминия и калия. Процесс ведут при температуре 400—600°С и давлениях 10—1000 атмосфер.

Следует отметить, что при давлениях выше 2000 атмосфер синтез аммиака из смеси водорода и азота идёт с высокой скоростью и без катализатора. Например, при 850 °C и 4500 атмосфер выход продукта составялет 97 %.

Существует и ещё один, менее распространённый способ промышленного связывания атмосферного азота — цианамидный метод, основанный на реакции карбида кальция с азотом при 1000 °C. Реакция происходит по уравнению:

CaC₂ + N₂ → CaCN₂ + C.

Реакция экзотермична, её тепловой эффект 293 кДж.

Ежегодно из атмософеры Земли промышленным путём отбирается примерно 1·106 т азота.

Последние заданные вопросы в категории Химия

Химия 16.10.2023 05:17 20 Ким Маша

При ацирозе крови применяют 4% раствор гидрокарбоната натрия (питьевой соды) Гаити массу воды котору

Ответов: 2

Химия 16.10.2023 05:14 23 Левахин Никита

Среди написанных химических формул выберите те, которые соответствуют веществам, при добавлении воды

Ответов: 2

Химия 16.10.2023 03:52 25 Романова Софья

Массовая доля трехвалентного металла в оксиде равна 78,75 %. Определите формулу оксида.

Ответов: 2

Химия 16.10.2023 03:26 15 Котовский Плюша

16 г цинка прореагировало с 40 л О2. Найти массу оксида цинка если его выход составляет 77%

Ответов: 2

Химия 15.10.2023 23:42 30 Кудрявцев Антон

атом якого елемента має на 4 електрони більше ніж йон натрію.Написати електронну атома цього елемент

Ответов: 2

Химия 15.10.2023 23:10 28 Борисов Илья

Cr(SO4)3+HNO3 дописать уравнение

Ответов: 2

Химия 15.10.2023 22:43 12 Янчук Наталя

В результате разложения каких оснований можно получить оксид? 1-NaOH 4-Zn(OH)27-KOH2-Ca(OH)25-Mg(O

Ответов: 2

Химия 15.10.2023 21:21 18 Смирнов Евгений

Сообщение на тему дельтовая воды по химии 8 класс

Ответов: 2

Химия 15.10.2023 20:50 23 Смирнов Евгений

Химия,спасайте,братцы.

Ответов: 1

Химия 15.10.2023 20:17 7 Трофимчик Паша

Применение этилена в медицине

Ответов: 2

Открытие[]

Полная статья Открытие азота.

В 1777 году Генри Кавендиш провёл следующий опыт: он многократно пропускал воздух над раскалённым углём, затем обрабатывал его щёлочью, в результате получался остаток, который Кавендиш назвал удушливым (или мефитическим) воздухом. С позиций современной химии ясно, что в реакции с раскалённым углём кислород воздуха связывался в углекислый газ, который затем реагировал со щёлочью. При этом остаток газа представлял собой по большей части азот. Таким образом, Кавендиш выделил азот, но не сумел понять, что это новое простое вещество (химический элемент). В том же году Кавендиш сообщил об этом опыте Джозефу Пристли.

Пристли в это время проводил серию экспериментов, в которых также связывал кислород воздуха и удалял полученный углекислый газ, то есть также получал азот, однако, будучи сторонником господствующей в те времена теории флогистона, совершенно неверно истолковал полученные результаты (по его мнению, процесс был противоположным — не кислород удалялся из газовой смеси, а наоборот, в результате обжига воздух насыщался флогистоном; оставшийся воздух (азот) он и назвал насыщенным флогистоном, то есть флогистированным). Очевидно, что и Пристли, хотя и смог выделить азот, не сумел понять сути своего открытия, поэтому и не считается первооткрывателем азота.

Одновременно схожие эксперименты с тем же результатом проводил и Карл Шееле.

В 1772 году азот (под названием «испорченного воздуха») как простое вещество описал Даниэль Резерфорд, он опубликовал магистерскую диссертацию, где указал основные свойства азота (не реагирует со щелочами, не поддерживает горения, не пригоден для дыхания). Именно Даниэль Резерфорд и считается первооткрывателем азота.

В дальнейшем азот был изучен Генри Кавендишем (интересен тот факт, что он сумел связать азот с кислородом при помощи разрядов электрического тока, а после поглощения оксидов азота в остатке получил небольшое количество газа, абсолютно инертного, то есть инертные газы, хотя, как и в случае с азотом, не смог понять, что выделил новые химические элементы). Однако и Резерфорд был сторонником флогистонной теории, поэтому также не смог понять, что же он выделил. Таким образом, чётко определить первооткрывателя азота невозможно.

Применение[]

Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии. Газообразный используется для создания нейтральной атмосферы, иногда для закачки в автомобильные шины.

Однако главной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п.
Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

NaCl

Хлорид натрия ( натрий хлор , поваренная соль , каменная соль ) NaCl . Получают из природных источников , соляные озёра, в лабораторных условиях путём взаимодействия натрия с хлором при температуре ( 100 — 150°С ) :

2Na + 2Cl = 2NaCl

Реакцией натрия с соляной кислотой :

Реакцией гидроксида натрия с соляной кислотой :

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Реакцией на соли более слабых кислот :

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

Взаимодействием гидроксида натрия с хлоридом аммония причём в ходе нагревания выделяется газообразный аммиак , подобные реакции используют ( как качественную реакцию для проверки на нахождения аммиака в солях ) :

Обменная реакция между солью щелочью с образованием новой соли и нерастворимого гидроксида :

FeCl3 + 3NaOH = Fe( OH )3↓ + 3NaCl

Применение. Хлорид натрия неотъемлемая часть жизнедеятельности всех живых организмов , он участвует в обмене веществ в организмах, а в растениях как минеральная соль без которой они погибают , у животных и людей нехватка хлорида натрия приводит к нарушению работы всего организма , так как в основном его свойства используются для выведения из организма через пот вредных веществ .

В производстве неорганических удобрений , получении натрия , хлора , водорода , в химической промышленности , для получения гидроксида натрия и всех его соединений . Большое количество используется в производстве мыла .

Действием на хлорид натрия более сильных кислот получают соляную кислоту и гидросульфат натрия , для выделения её из раствора нагревают ( 50 °С ):

Кипячение приводит к полному образованию сульфата натрия и соляной кислоты :

В лабораторных условиях при взаимодействии хлорида натрия , серной кислоты и оксида свинца получают газообразный хлор ( который в свою очередь можно использовать как окислитель для получения золота и платины , метод Миллера )  :

Аналогично ведёт себя оксид марганца :

Реакцию с перманганатом калия , хлоридом натрия и концентрированной серной кислотой проводят только добавлением серной кислоты в хлорид натрия , а затем перманганат калия . Если поменять вещества местами то произойдёт мгновенное выделение оксида марганца которое приведёт к воспламенению и взрыву , поэтому подобную реакцию проводят крайне редко :

Реакция хлорида натрия с солями серебра приводит к осаждению солей серебра из их растворов в качестве белого творожистого осадка ( качественная реакция на ионы серебра ) :

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓

NaCl + AgNO2 =NaNO3 + AgCl↓

В водных растворах при пропускании газообразного аммиака и оксида углерода образуются две новых соли хлорид аммония и гидрокарбонат натрия : 

NaCl + H2O + NH3 + CO2 = NaHCO3 + NH4Cl 

При нагревании до температуры ( 300°С ) хлорида натрия и хлорида алюминия образуется соединение тетрахлоралюминат натрия :