В молекуле азота (N2) связь кратная, состоит из одной сигма и двух π- связей.
Связь очень прочная, её энергия достигает 941 кДж. Молекула имеет симметричное распределение электронной плотности и не обладает полярностью.
Азот при обыкновенных условиях без нагревания реагирует только с литием:
6 Li + N2 = 2Li3N литийнитрид
Нитриды очень активных металлов имеют ионный характер связи, способной гидролизироваться:
Са3N2 + 6H2O = 3Ca (OH)2 + 3NH3 Взаимодействует с водородом:
N2 +3H2 = 2NH3 ∆ H = -92,4 кДж
Температура не ниже 400-5000С. Давление (Р) 30 м ПА (300 атм.) Постоянно увеличивается [ H2] и [N2]. Катализатор -Рt, выведение из сферы реакции NH3. В приведённых реакциях азот является окислителем, восстановительные свойства проявляются при взаимодействии с кислородом:
1500оC
N2 + O2 → 2NО
Применение: для получения аммиака. Используют как газ, создающий инертную атмосферу чувствительных к воздуху и влаге веществ (нефтепродуктов), наиболее ценных картин и книг. Наполняют электролампочки, используют при получении полиамидных волокон.
Аммиак, Соли аммония.
С водородом азот образует несколько соединений. Аммиак NH3, гидразин N2H4, азотистоводородная кислота NH3. Наиболее важным является соединение NH3. Молекула образуется за счёт 3-х непарных р- электронов атома и 3-х атомов водорода.
N 1s2 2s2 2p3
H 1s1
Газ, без цвета, с резким запахом, t плав. = -77,80 С, t кип. =
33,4оС. Легче воздуха , сжигается при температуре 20оС и давлении 8,5 атм. Смесь с воздухом в интервале 1,5-27,5% взрывоопасна. Образование водородных связей между молекулами NH3 и H2O приводит к неорганической растворимости жидкого аммиака в воде (в IV H2O до 700 V NH3). Молекула аммиака имеет большой электрический дипольный момент. Поэтому аммиак – сильный ионизирующий растворитель. В нём хорошо растворяются многие соли. Содержание аммиака в воздухе (0,5% по объёму) приводит к раздражению слизистой оболочки. Вдыхание NH3 в больших концентрациях вызывает жгучую боль слизистых оболочек гортани, трахеи и может привести к слепоте. Первая помощь – свежий воздух, обильное промывание глаз водой, вдыхание водяного пара.
Аммиак в химических реакциях выступает в роли энергичного восстановителя. На воздухе не горит, но сгорает в чистом кислороде: 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2
Возможно окисление и кислородом воздуха в присутствии катализатора:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 8NH3 +3Cl2 = N2 + 6NH4Cl
Восстановительное свойство проявляется со сложными веществами: Восстанавливает металлы из оксидов: t
3СuO +2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
Водород в аммиаке способен замещаться на металлы и за счёт этого выступает в роли окислителя: t0
2Al +2NH3 = 2AlN +3H2↑
нитрид
t
Ca + NH3 = CaNH + Н2
t
2Na + 2NH3 = H2↑ + 2NaNH2 амид
Аммиак способен вступать в реакции присоединения, которые протекают в обычных условиях, образуются соединения по донорно- акцепторному механизму:
NH3 +H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ +OH- нашатырный спирт
При взаимодействии с кислотами образует соли аммония: NH3 + HCl = NH4Cl
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
Молекулы аммиака входят в состав комплексных соединений:
AgCl +2NH4OH ↔ [Ag(NH3)2] Cl +2H2O
Аммиак обнаруживается с помощью красной лакмусовой бумаги(влажной), при попадании NH3 наблюдается посинение, образование дыма. При поднесении палочки смоченной концентрированной кислотой HCl к отверстию, HN3 образует белый дым – NH4Cl. Coли аммония – твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. При нагревании разлагаются, характер разложения зависит от аниона кислоты. Если соль аммония образована летучей кислотой, то при нагревании выделяется аммиак и кислота, способные при охлаждении вновь образовывать соль:
t охлаждение
NH4Cl ↔ NH3 + HCl NH4Cl
При разложении солей нелетучих кислот выделяется аммиак и кислота или её кислая соль:
t
(NH4)2SO4 = NH3 + H2SO
t
(NH4)3PO4 = 2NH3 + NH4H2PO4
Разложение солей аммония, образованных кислотами – окислителями, приводит к окислению иона аммония:
t
(NH4)2Cr2O7 = N2 +Cr2O3 + H2O
t
NH4NO3 = N2O +2H2O
t
NH4NO2 = N2 + H2O
Качественная реакция на соли аммония: NH3
t
NH4Cl + NaOH = NaCl +NH4OH
H2О
Синеет лакмус. бумага
Аммиак – важнейшее сырьё для производства азотной кислоты, солей аммония, взрывчатых веществ, красителей, карбонат аминов, амидов, соды. Аммиак используют как хладореагент в холодильных машинах. Жидкий аммиак – неводный растворитель. Широкое применение находят и соли аммония. NH4Cl - используют в паяльном деле, для удаления оксидной плёнки металла:
2NH4Cl + CuO = CuCl2 +2NH3 + H2O
(NH4)2SO4, NH4NO3, NH4H2PO4 – аммофос,
(NH4)2HPO4 – диаммофос, (NH4)2KPO4 – удобрения.
(NH4)NO3 используют при производстве взрывчатых веществ. NH4HCO3 – разрыхлитель теста. t NH4HCO3 = NH3↑ + H2O + CO2↑
(NH4)2S, (NH4)2CO3 – используют в аналитической химии.
Оксиды азота
Азот образует с кислородом ряд соединений, в которых степень окисления азота изменяется от +1 до +5.
N2O – диазот оксид, NO – азот монооксид, N2O3 – диазот триок-
сид, NO2 – азот диоксид, N2O5 – диазот пентаксид. Все оксиды при н.у. газообразные вещества (кроме оксида азота V) и ядовиты ( кроме оксида (I). N2O – веселящий газ (диазот оксид).
N2O – бесцветный газ со сладковатым вкусом, характерным запахом. Хорошо растворим в воде, с ней не взаимодействует. Безразличный оксид. Легко разлагается:
7000C
2N2O↔ 2N2 + O2
Является энергичным окислителем: N2O + H2 = N2 + H2O
Обладает активным физиологическим воздействием. Вдыхание малых доз этого газа оказывает опьяняющее действие, при больших дозах происходит потеря чувствительности. Обладает анестезирующим действием.
NO – бесцветный газ, трудно сжигаемый. Плохо растворим в воде. Безразличный оксид, обладает как окислителем, так и восстановительными свойствами: 2NO + O2 = 2NO2
Восстановитель: 2NO + O2 = 2NO2
Окислитель: NO + H2 = N2 + H2O Применяется для производства азотной кислоты.
N2O3 - Легко сжигается газ (t кип. = 3,50С), разлагающийся на NO и NO2. Обладает кислотными свойствами, ему соответствует азотистая кислота.
N2O3 + H2O =2HNO2
NO2 – бурый газ, токсичен. При переходе в жидкость бледнеет, а при замерзании образует бесцветные кристаллы. Это объясняется дименирализацией:
2NO2 ↔ N2O4 ∆ Н = - 57 кДж
N2O4 – сложный кислотный оксид, при взаимодействии с Н2О образует две кислоты. N2O4 + H2O = HN+5O3 + HN+3O3
азотная азотистая
То же самое относится и к NO2: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
NO2 – энергичный окислитель и умеренный восстановитель. На энергичных окислительных свойствах основано применение NO2 при нитрозном способе получения серной кислоты NO2 + O2 = NO +O3 Энергичным восстановителем NO2 может быть превращён в NH3.
Используется для получения азотной и серной кислот, в органической химии как нитрогирующий агент.
N2O5– бесцветное кристаллическое вещество (t плав. = -450С).
Соединение неустойчивое, легко разлагается: 2N2O5 = 4NO2 + O2 Обладает кислотными свойствами, взаимодействует с основаниями и водой:
N2O5 + 2 NaOH = 2NaNO3 + H2O
(N2O5 + 2OH- = 2NO- + H2O)
N2O5 + H2O = 2HNO3 Проявляет сильные окислительные свойства:
2N+52O5 + C = C+4+4N+4O2
Азотная кислота – это бесцветная жидкость, при t = 420С переходит в кристаллическое состояние. На воздухе она дымит, т.к. пары с влагой воздуха образуют мелкие капли. С водой смешивается в любых соотношениях. При хранении на свету приобретает бурый цвет, вследствие разложения с образованием высших оксидов (NO2)
4HNO3 = 4NO2 + O2 +2H2O
Обычно поступает в продажу ώ = 40, с водой образует неустойчивые гидраты.
Обладает всеми свойствами кислот: