Азот и его соединения

АЗОТ
 
N
:NºN:
 
Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).
В молекуле имеются одна s- и две p- связи.
 
Физические свойства
 
Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.
 
Получение
 

      1.      Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
      2.      Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

 
NH4NO2  –t°®  N2 + 2H2O
 
Химические свойства
 
Молекула азота (:NºN:)
 
Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.
 
Восстановитель N20 ®  2N+2
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)
 
N20 + O2 « 2N+2O
(в природе - во время грозы)
 
Окислитель N20 ® 2N-3

      1.      c водородом (500°С, kat, p)

N20 + 3H2 « 2N-3HЗ
 

      2.      с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

 
6Li + N20 ® 2LiЗN-3
3Mg + N20  –t°®  MgЗN2-3
 
 
АММИАК
 
NH3
 
Строение
 
Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.
 
 
Физические свойства
 
NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.
r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862
t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.
Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями
 
 
Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм).
 
В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".
 
 
 
Получение
 

      1.      Промышленный способ

 
N2 + 3H2 ® 2NH3
(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).
 

      2.      Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

 
2NH4Cl + Ca(OH)2  –t°®  CaCl2 + 2NH3­ + 2Н2O
(NH4)2SO4 + 2KOH  –t°®  K2SO4 + 2NH3­ + 2Н2O
 
 
Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.
 
Химические свойства
 
Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
 
 

      1.      Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

 
NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-
 

      2.      Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

 
NH3 + HCl ® NH4Cl
2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2 ® NH4HCO3
 
Аммиак - восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)
 

      1.      Разложение при нагревании

2N-3H3  ¬t°®  N20 + 3H2
 

      2.      Горение в кислороде

 

            a)     без катализатора

4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O

            
            b)     каталитическое окисление ( kat = Pt ) 

4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O
 

      3.      Восстановление оксидов некоторых металлов

 
3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2O
СОЛИ АММОНИЯ
 
Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+, связанные с кислотным остатком.
 
Физические свойства
 
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
 
Получение
 
Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.
 
NH3 + HNO3 ® NH4NO3(нитрат аммония)
2NH4OH + H2SO4 ® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O
 
Химические свойства
 

      1.      Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

 
NH4Cl « NH4+ + Cl-
 

      2.      Разложение при нагревании.
      
            a)     если кислота летучая

NH4Cl  ¬t°®  NH3­ + HCl­
NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­

            
            b)     если анион проявляет окислительные свойства

 
NH4NO3  –t°®  N2O­ + 2Н2O­
(NH4)2Cr2O7  –t°®  N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­
 

      3.      С кислотами и солями (реакция обмена)

 

            a)                                                           
      (NH4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- ® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2­
CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­
 

            b)                                         
      (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ® BaSO4¯ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- ® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯
 

      4.      Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

 
NH4Cl + Н2O « NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O « NH4OH + H+
 

      5.      При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)

 
NH4Cl + NaOH  –t°®  NaCl + NH3­ + Н2O
ОКСИДЫ АЗОТА
 
 
N2+1O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"
 
N+2O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА
 
N2+3O3
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД
 
N+4O2
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА
 
N2+5O5
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
 
 
 
Оксид азота (I)
 
N2+1O  закись азота, "веселящий газ"
 
Физические свойства
 
Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.
 
Получение
 
NH4NO3 –t°®  N2O + 2Н2O
 
Химические свойства
 

      1.      Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

 
2N2+1O  –t°®  2N20 + O20

      
      поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

      2.      С водородом:

N2+1O + H2 ® N20 + Н2O
 

      3.      Несолеобразующий

 
Оксид азота (II)
 
N+2O окись азота
 
Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С
 
Получение
 

      1.      Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

 
4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O
 

      2.      

3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O
 

      3.      

N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)
 
Химические свойства
 

      1.      Легко окисляется кислородом и галогенами

 
2NO + O2 ® 2NO2
2NO + Cl2 ® 2NOCl(хлористый нитрозил)
 

      2.      Окислитель

2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20
 

      3.      Несолеобразующий

 
Оксид азота (III)
 
N2+3O3 азотный ангидрид
 
Физические свойства
 
Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.
 
Получение
 
NO2 + NO « N2O3
 
Химические свойства
 
Все свойства кислотных оксидов.
 
N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O
 
Оксид азота (IV)
 
N+4O2 двуокись азота, диоксид азота
 
Физические свойства
 
Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.
 
Получение
 

      1.      

2NO + O2 ® 2NO2

      2.      

Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O
 
Химические свойства
 

      1.      Кислотный оксид
      с водой

2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2
4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3
 

      со щелочами

2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O
 

      2.      Окислитель

N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O
 

      3.      Димеризация

2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)
 
Оксид азота (V)
 
N2+5O5 азотный ангидрид
 
Физические свойства
 
Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.
 
Получение
 

      1.      

2NO2 + O3 ® N2O5 + O2

      2.      

2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5
 
Химические свойства
 

      1.      Кислотный оксид

N2O5 + H2O ® 2HNO3
 

      2.      Сильный окислитель

 

      3.      Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

 
2N2O5 ® 4NO2 + O2
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
 
HNO2 Азотистая кислота
H–O–N=O
 
 
Физические свойства
 
Существует только в разбавленных водных растворах.
 
Получение
 
AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯
 
Химические свойства
 

      1.      Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

 
HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O
 

      2.      Разлагается при нагревании:

 
3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O
 

      3.      Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

 
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
 

2I- - 2e ® I20    1
NO2- + 2H+ + 1e ® NO + H2O    2

 
2I- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O
 

      4.      Сильный восстановитель:

 
HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
 
HNO3 Азотная кислота

 
Физические свойства
 
Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3
 
Получение
 

      1.      Лабораторный способ

 
KNO3 + H2SO4(конц)  –t°®  KHSO4 + HNO3­
 

      2.      Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
      
            a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

 
4NH3 + 5O2  –500°,Pt®  4NO + 6H2O
 

            b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO2

 
2NO + O2 ® 2NO2
 

            c)      Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

 
4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3
 
Химические свойства
 
Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
 
HNO3 « H+ + NO3-
 
Реагирует:
 
с основными оксидами
CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O
CuO + 2H+ + 2NO3- ® Cu2+ + 2NO3- + H2O
или CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O
 
с основаниями
HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- ® Na+ + NO3- + H2O
или H+ + OH- ® H2O
 
вытесняет слабые кислоты из их солей
 
2HNO3 + Na2CO3 ® 2NaNO3 + H2O + CO2­
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- ® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2­
2H+ + СO32- ® H2O + CO2­
 
Специфические свойства азотной кислоты
 
Сильный окислитель
 

      1.      Разлагается на свету и при нагревании

 
4HNO3  –t°,hn®  2H2O + 4NO2­ + O2­
 

      2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

 

      3.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

 
металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ
 

    
HNO3
     
    
/
        
\
     
концентрированная
   
разбавленная
¯
   
¯
   
¯
   
¯
   
¯
Fe, Al, Cr, Au, Pt
пассивирует (без нагревания)    с тяжелыми металлами
NO2    со щелочными и щел.зем. металлами
N2O    с тяжелыми металлами
NO    со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe
NH3 (NH4NO3)

 

HNO3 + 4HCl    + Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O
"царская водка"
(1:3 по объему)     

 

      4.      С неметаллами:
      Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

 
S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4
РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ
 
Реакции разложения нитратов при нагревании
 

      1)     Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

 
2NaNO3  –t°®  2NaNO2 + O2­
 

      2)     Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

 
2Mg(NO3)2  –t°®  2MgO + 4NO2­ + O2­
2Cu(NO3)2  –t°®  2CuO + 4NO2­ + O2­
 

      3)     Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

 
Hg(NO3)2  –t°®  Hg + 2NO2­ + O2­
2AgNO3  –t°®  2Ag + 2NO2­ + O2­
 

      4)     Нитрат аммония разлагаются до N2O

 
NH4NO3  –t°®  N2O­ + 2H2O­