Азот. Аммиак

Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [₂He]2s²2p³, характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N^v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления азота:

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH₄⁺ и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот N₂. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O₂).

Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O₂. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н₂O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N₂ реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li₃N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:

N₂ + 3Mg = Mg₃N₂ (800 °C)

В электрическом разряде N₂ реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F₂O₃/FeO, в лаборатории Pt):

В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N₂ и Н₂ возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O₂ = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N^‑IIIH₄N^IIIO_2(т) = N₂⁰ + 2H₂O (60–70 °C)

NH₄Cl_(p) + KNO_2(p) = N₂⁰↑ + KCl + 2H₂O (100 °C)

Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

Аммиак NH₃. Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)₃)] (sр³‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH₃донорной пары электронов на sр³‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH₄⁺. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н₂O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N^‑III) и окислительные (за счет Н^I) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg₂(NO₃)₂.

Промежуточный продукт при синтезе HNO₃ и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: в лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):

или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.

В промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиака NH₃ Н₂O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH₃и Н₂O, связанные слабой водородной связью H₃N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH₄^‑ и анион ОН^‑). Катион аммония имеет правильно‑тетраэдрическое строение (sp³‑гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N^III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.

Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.

В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH₃ Н₂O и лишь 0,4 % ионов NH₄⁺ и ОН^‑ (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH₄OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:

NH₃ Н₂O (конц.) = NH₃↑ + Н₂O (кипячение с NaOH)

NH₃ Н₂O + НCl (разб.) = NH₄Cl + Н₂O

3(NH₃ Н₂O) (конц.) + CrCl₃ = Cr(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

8(NH₃ Н₂O) (конц.) + ЗBr_2(р) = N₂↑ + 6NH₄Br + 8Н₂O (40–50 °C)

2(NH₃ Н₂O) (конц.) + 2КMnO₄ = N₂↑ + 2MnO₂↓ + 4Н₂O + 2КОН

4(NH₃ Н₂O) (конц.) + Ag₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

4(NH₃ Н₂O) (конц.) + Cu(OH)₂ + [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

6(NH₃ Н₂O) (конц.) + NiCl₂ = [Ni(NH₃)₆]Cl₂ + 6Н₂O

Разбавленный раствор аммиака (3–10 %‑ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5–25 %‑ный) – аммиачной водой (выпускается промышленностью).