Азот и его соединения

Азот ($Z=7$) находится во 2-м периоде, в главной подгруппе V группы: $1s^22s^22p^3$, три неспаренных электрона. Степени окисления от $-3$ до $+5$; d-орбиталей нет, поэтому максимальная валентность азота IV. Азот составляет около 78% воздуха по объёму; в связанном виде входит в нитраты (чилийская селитра $\mathrm{NaNO_3}$), белки и нуклеиновые кислоты.

Тройная связь в молекуле $\mathrm{N_2}$ ($1\sigma+2\pi$) очень прочная, поэтому при обычных условиях азот малоактивен. В промышленности его получают перегонкой жидкого воздуха, в лаборатории разложением нитрита аммония: $\mathrm{NH_4NO_2\xrightarrow{t}N_2+2H_2O}$. Бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха, мало растворим в воде.

Как окислитель: $\mathrm{6Li+N_2=2Li_3N}$ (при комнатной температуре), $\mathrm{3Mg+N_2\xrightarrow{t}Mg_3N_2}$, $\mathrm{N_2+3H_2\rightleftarrows2NH_3}$. Как восстановитель: $\mathrm{N_2+O_2\rightleftarrows2NO}$ (в электрической дуге, при грозе; эндотермическая реакция). Применение: синтез аммиака, создание инертной среды, охлаждение жидким азотом.

Молекула $\mathrm{NH_3}$ имеет форму треугольной пирамиды: азот в состоянии $sp^3$-гибридизации, есть одна неподелённая электронная пара, угол около 107°.

Получение: в лаборатории $\mathrm{2NH_4Cl+Ca(OH)_2\xrightarrow{t}CaCl_2+2NH_3\uparrow+2H_2O}$; в промышленности $\mathrm{N_2+3H_2\rightleftarrows2NH_3}+Q$ (железный катализатор, 400–500 °C, высокое давление; непрореагировавшие газы возвращают в колонну синтеза).

Бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха ($M=17$), очень хорошо растворим в воде, легко сжижается (используется в холодильных установках). 10%-й водный раствор аммиака применяют в медицине под названием нашатырный спирт.

Химические свойства:

• с водой образует слабое основание: $\mathrm{NH_3+H_2O\rightleftarrows NH_4^++OH^-}$ (фенолфталеин становится малиновым);
• с кислотами даёт соли аммония (ион $\mathrm{NH_4^+}$ образуется по донорно-акцепторному механизму): $\mathrm{NH_3+HCl=NH_4Cl}$ (белый «дым»);
• за счёт $\mathrm{N^{-3}}$ является восстановителем: $\mathrm{4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O}$, на катализаторе $\mathrm{4NH_3+5O_2\xrightarrow{Pt}4NO+6H_2O}$, $\mathrm{2NH_3+3CuO\xrightarrow{t}3Cu+N_2+3H_2O}$.

Соли аммония — кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, при нагревании разлагаются: $\mathrm{NH_4Cl\rightleftarrows NH_3+HCl}$, $\mathrm{NH_4NO_3\xrightarrow{t}N_2O+2H_2O}$. Нитрат аммония (аммиачная селитра) и сульфат аммония — азотные удобрения. Определение иона $\mathrm{NH_4^+}$: при нагревании со щёлочью выделяется аммиак, его узнают по запаху и по посинению влажной красной лакмусовой бумажки: $\mathrm{NH_4^++OH^-\xrightarrow{t}NH_3\uparrow+H_2O}$.

• $\mathrm{N_2O}$ ($+1$) и $\mathrm{NO}$ ($+2$) — несолеобразующие оксиды. $\mathrm{NO}$ — бесцветный газ, на воздухе сразу окисляется: $\mathrm{2NO+O_2=2NO_2}$.
• $\mathrm{N_2O_3}$ ($+3$) — кислотный оксид, ему соответствует азотистая кислота $\mathrm{HNO_2}$.
• $\mathrm{NO_2}$ ($+4$) — бурый ядовитый газ с резким запахом; $\mathrm{2NO_2\rightleftarrows N_2O_4}$ (бесцветный). С водой даёт две кислоты: $\mathrm{2NO_2+H_2O=HNO_3+HNO_2}$, а в присутствии кислорода только азотную: $\mathrm{4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3}$. Со щёлочью: $\mathrm{2NO_2+2NaOH=NaNO_3+NaNO_2+H_2O}$.
• $\mathrm{N_2O_5}$ ($+5$) — кислотный оксид: $\mathrm{N_2O_5+H_2O=2HNO_3}$.

Получение: в лаборатории действуют концентрированной серной кислотой на твёрдый нитрат: $\mathrm{NaNO_3+H_2SO_4\xrightarrow{t}NaHSO_4+HNO_3\uparrow}$; в промышленности из аммиака: $\mathrm{NH_3\xrightarrow{O_2,\,Pt}NO\xrightarrow{O_2}NO_2\xrightarrow{O_2,\,H_2O}HNO_3}$.

Бесцветная летучая жидкость, «дымящая» на воздухе; на свету частично разлагается и желтеет: $\mathrm{4HNO_3=4NO_2+O_2+2H_2O}$, поэтому её хранят в тёмных склянках.

Как сильная одноосновная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями и солями. Главное её свойство — сильный окислитель за счёт $\mathrm{N^{+5}}$: с металлами водород не выделяется, продукт зависит от концентрации кислоты и активности металла:

• концентрированная кислота обычно даёт $\mathrm{NO_2}$: $\mathrm{Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2+2H_2O}$; на холоду пассивирует железо, алюминий и хром;
• разбавленная с малоактивными металлами даёт $\mathrm{NO}$: $\mathrm{3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O}$; с активными металлами $\mathrm{N_2O}$ или $\mathrm{N_2}$, а очень разбавленная $\mathrm{NH_4NO_3}$: $\mathrm{4Zn+10HNO_3=4Zn(NO_3)_2+NH_4NO_3+3H_2O}$;
• золото и платина растворяются только в «царской водке» (1 объём $\mathrm{HNO_3}$ и 3 объёма $\mathrm{HCl}$).

Концентрированная кислота окисляет неметаллы до высших степеней окисления: $\mathrm{C+4HNO_3=CO_2+4NO_2+2H_2O}$, $\mathrm{S+6HNO_3=H_2SO_4+6NO_2+2H_2O}$. Применение: удобрения, взрывчатые вещества, красители, лекарства.

Все нитраты растворимы в воде. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называют селитрами и используют как удобрения; нитрат калия входит также в состав чёрного пороха.

Продукты разложения нитратов при нагревании зависят от положения металла в ряду напряжений:

• металлы левее $\mathrm{Mg}$: нитрит и кислород, $\mathrm{2KNO_3=2KNO_2+O_2}$;
• от $\mathrm{Mg}$ до $\mathrm{Cu}$ включительно: оксид металла, $\mathrm{NO_2}$ и $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{2Cu(NO_3)_2=2CuO+4NO_2+O_2}$;
• правее $\mathrm{Cu}$: металл, $\mathrm{NO_2}$ и $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{2AgNO_3=2Ag+2NO_2+O_2}$.

Определение нитрат-иона: к раствору добавляют концентрированную серную кислоту и медные стружки и нагревают; выделяется бурый газ $\mathrm{NO_2}$, раствор синеет: $\mathrm{Cu+2NaNO_3+2H_2SO_4=CuSO_4+Na_2SO_4+2NO_2\uparrow+2H_2O}$.