Азот. Химия азота и его соединений
От инертного газа до "царской водки"
Важно для ЕГЭ
Азот (N) – элемент VA группы. Главная особенность: у азота НЕТ свободной d-орбитали! Поэтому он не может распарить электроны и образовать 5 связей. Его максимальная валентность равна IV (а не V). При этом максимальная степень окисления достигает +5.
1. Строение атома, физические свойства и нахождение в природе
Строение атома азота
Азот (N) — элемент VA группы, 2-го периода. Заряд ядра +7.
| Параметр | Характеристика |
|---|---|
| Электронная конфигурация | 1s² 2s² 2p³ (на внешнем уровне 5 электронов, из них 3 неспаренных). |
| Валентные возможности | Из-за отсутствия свободный d-орбитали азот не может распаривать 2s-электроны. Поэтому максимальная валентность равна IV (за счет донорно-акцепторной связи, например в ионе аммония NH₄⁺). |
| Степени окисления | От -3 (в аммиаке) до +5 (в азотной кислоте). |
Нахождение в природе
| Форма | Описание |
|---|---|
| В свободном виде (N₂) | Основной компонент атмосферы Земли: составляет около 78% по объему и 75% по массе. |
| В связанном виде | Входит в состав органических соединений животных и растений (белки, аминокислоты). В неорганической природе образует залежи минералов: чилийская селитра (NaNO₃), индийская селитра (KNO₃). |
Физические свойства азота (N₂)
- Двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха.
- Слегка легче воздуха (молярная масса N₂ = 28 г/моль, M(воздуха) ≈ 29 г/моль).
- Очень плохо растворим в воде.
- Температура кипения: -196 °C (жидкий азот широко используется как хладагент).
2. Простое вещество азот (N₂): получение и свойства
В природе азот существует в виде двухатомной молекулы N₂. Молекула крайне прочная из-за тройной связи (N≡N), поэтому при обычных условиях азот инертен.
Получение азота
| Способ | Описание и уравнения реакций |
|---|---|
| В промышленности |
Фракционная дистилляция жидкого воздуха. (Воздух сжижают и перегоняют, азот выкипает первым, т.к. его температура кипения ниже чем у кислорода).
|
| В лаборатории Разложение нитрита аммония |
Разложение при слабом нагревании (на практике используют смесь растворов NaNO₂ + NH₄Cl, которая в процессе обмена даёт нужный нитрит):
NH₄NO₂ t°→ N₂↑ + 2H₂O
 |
| Особо чистый азот |
Термическое разложение азидов (практическое применение — подушки безопасности в автомобилях):
2NaN₃ t°→ 2Na + 3N₂↑
 |
| Окисление аммиака |
Горение аммиака без катализатора:
4NH₃ + 3O₂ t°→ 2N₂ + 6H₂O
 |
Химические свойства азота (N₂)
С серой, фосфором, мышьяком, галогенами молекулярный азот НЕ реагирует!
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| С металлами |
При комнатной температуре реагирует ТОЛЬКО с литием:
N₂ + 6Li → 2Li₃N (нитрид лития)С другими активными металлами (Mg, Ca) — только при нагревании:
N₂ + 3Mg t°→ Mg₃N₂
 |
| С водородом Синтез Габера |
Обратимая, экзотермическая реакция (условия: катализатор Fe, t° 400-500°C, высокое давление):
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q
 |
| С кислородом |
Реагирует ОЧЕНЬ ТЯЖЕЛО — только при 2000°C (в электрической дуге / при разряде молнии). Это единственная эндотермическая классическая реакция соединения с кислородом:
N₂ + O₂ ⇄ 2NO - Q
 |
| С углеродом |
При очень сильном нагреве в виде атомарного азота:
2C + N₂ → N≡C–C≡N (дициан)
 |
2. Аммиак (NH₃) и соли аммония
У атома азота в аммиаке степень окисления -3 (минимальная). Поэтому аммиак может быть только восстановителем в ОВР. Кроме того, за счёт неподеленной электронной пары аммиак проявляет свойства слабого основания.
Химические свойства аммиака
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| Основные свойства (с водой) |
Аммиак забирает протон у воды, образуя катион аммония и гидроксид-ион (раствор имеет щелочную среду, синеет лакмус):
NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻
 |
| С кислотами Нейтрализация |
Реакция с хлороводородом (опыт "дым без огня"):
NH₃ + HCl → NH₄Cl (белый дым)С многоосновными кислотами дает средние и кислые соли:
2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
 |
| С солями Осаждение гидроксидов и аммиакаты |
Как растворимое основание (водный раствор) осаждает нерастворимые гидроксиды:
FeSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O → Fe(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄Осторожно! Осадки Cu(OH)₂, Ag₂O, Zn(OH)₂ растворяются в избытке аммиака с образованием комплексных соединений (аммиакатов):
Cu(OH)₂ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂ (ярко-синий раствор)
 |
| Параллельные Восстановительные (горение и ОВР) |
Горение без катализатора:
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂OГорение с катализатором (Pt):
4NH₃ + 5O₂ Pt, t°→ 4NO + 6H₂OВосстановление оксидов металлов (металлургия):
3CuO + 2NH₃ t°→ 3Cu + N₂ + 3H₂OС галогенами и перекисью:
2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl
 |
Получение и свойства солей аммония
Соли аммония — это кристаллические вещества, состоящие из катиона NH₄⁺ и кислотного остатка. Все соли аммония хорошо растворимы в воде (сильные электролиты).
| Свойство / Действие | Уравнения реакций |
|---|---|
| Качественная реакция (Способ получения аммиака) Действие щелочей |
При взаимодействии солей аммония с щелочами выделяется газ с резким запахом аммиака (нагрев ускоряет процесс):
NH₄Cl + KOH t°→ KCl + NH₃↑ + H₂O
 |
| Термическое разложение Без изменения С.О. |
Если кислотный остаток не окислитель (Cl⁻, CO₃²⁻, S²⁻), азот сохраняет ст. ок. (-3):
NH₄Cl t°→ NH₃↑ + HCl↑NH₄HCO₃ t°→ NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O  |
| Термическое разложение Внутренняя ОВР |
Если кислотный остаток окислитель (NO₂⁻, NO₃⁻, Cr₂O₇²⁻), происходит внутримолекулярная ОВР:
NH₄NO₂ t°→ N₂ + 2H₂ONH₄NO₃ t°→ N₂O + 2H₂O (веселящий газ) (NH₄)₂Cr₂O₇ t°→ Cr₂O₃ + N₂↑ + 4H₂O (опыт "Вулканчик")  |
3. Оксиды азота: 5 оттенков валентности
Уникальность азота в том, что он образует оксиды во всех положительных степенях окисления от +1 до +5.
Получение оксидов азота
| Оксид | Уравнения реакций |
|---|---|
| N₂O (Оксид азота I) Закись азота, "Веселящий газ" |
Термическое разложение нитрата аммония (осторожно):
NH₄NO₃ t°→ N₂O↑ + 2H₂O
 |
| NO (Оксид азота II) Несолеобразующий |
В природе (гроза), Окисление аммиака (пром.), Реакция Cu с HNO₃(р) (лаб.):
N₂ + O₂ ⇄ 2NO - Q4NH₃ + 5O₂ Pt, t°→ 4NO + 6H₂O 3Cu + 8HNO₃(разб) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O  |
| N₂O₃ (Оксид азота III) Азотистый ангидрид |
Охлаждение смеси оксидов (образуется синяя жидкость):
NO₂ + NO ⇄ N₂O₃
 |
| NO₂ (Оксид азота IV) Бурый газ, "Лисий хвост" |
Окисление NO кислородом, разложение нитратов, реакция Cu с HNO₃(к):
2NO + O₂ → 2NO₂2AgNO₃ t°→ 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑ Cu + 4HNO₃(конц) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O  |
| N₂O₅ (Оксид азота V) Азотный ангидрид |
Обезвоживание азотной кислоты мощным водоотнимающим средством (P₂O₅):
2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅
 |
Химические свойства: Несолеобразующие оксиды (N₂O, NO)
| Оксид | Уравнения реакций |
|---|---|
| N₂O (Оксид азота I) Скрытый окислитель при t° |
Расширяется с выделением кислорода (поддерживает горение, отлично окисляет):
N₂O + H₂ t°→ N₂ + H₂ON₂O + Mg t°→ N₂ + MgO 5N₂O + 2P t°→ 5N₂ + P₂O₅  |
| NO (Оксид азота II) Легко окисляется |
Мгновенно окисляется кислородом на воздухе (буреет):
2NO + O₂ → 2NO₂С сильными восстановителями при нагревании выступает окислителем (как и N₂O):
2NO + 2H₂ t°→ N₂ + 2H₂O
|
Химические свойства: Солеобразующие оксиды (N₂O₃, NO₂, N₂O₅)
| Оксид | Уравнения реакций |
|---|---|
| N₂O₃ (Оксид азота III) Ангидрид HNO₂ |
Типичный кислотный оксид (даёт нитриты с щелочами):
N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂ON₂O₃ + H₂O ⇄ 2HNO₂ |
| NO₂ (Оксид азота IV) Смешанный ангидрид + Окислитель |
Диспропорционирует в воде и щелочах, давая смесь кислот/солей азота (+3 и +5):
2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O В присутствии кислорода (или озона) окисляется строго до нитратов (+5):
4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃4NO₂ + 4NaOH + O₂ → 4NaNO₃ + 2H₂O Мощный окислитель:
2NO₂ + 2C t°→ N₂ + 2CO₂
|
| N₂O₅ (Оксид азота V) Ангидрид HNO₃ |
Типичный кислотный оксид (образует нитраты):
N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O Сильный окислитель (легко отдает кислород):
2N₂O₅ t°→ 4NO₂ + O₂
|
4. Азотная и Азотистая кислоты
Химические свойства азотной кислоты (HNO₃)
Концентрированная и разбавленная HNO₃ – мощные окислители за счёт азота (+5)! С металлами она НИКОГДА не выделяет водород. Продукты восстановления зависят от силы металла и концентрации кислоты.
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| С неметаллами Окисляет P, S, C, I₂ |
Окисляет до максимальных кислот (или кислотных оксидов), сама восстанавливается до бурого NO₂:
C + 4HNO₃(к) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂OP + 5HNO₃(к) → H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O S + 6HNO₃(к) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O |
| С неактивными металлами После водорода (Cu, Ag) |
С концентрированной кислотой образуется бурый газ NO₂:
Cu + 4HNO₃(к) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂OС разбавленной кислотой азот восстанавливается глубже до NO (бесцветный газ):
3Cu + 8HNO₃(р) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
|
| С активными металлами Zn, Mg, Ca |
Очень разбавленная кислота может восстановиться глубоко, вплоть до солей аммония!
4Zn + 10HNO₃(оч.р) → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂OПассивация: Железо (Fe), Алюминий (Al), Хром (Cr) не реагируют с конц. HNO₃ без нагревания.
|
| "Царская водка" HNO₃ : HCl (1:3) |
Может растворять золото и платину:
Au + HNO₃ + 3HCl → AuCl₃ + NO + 2H₂O
|
Химические свойства азотистой кислоты (HNO₂)
Слабая и неустойчивая кислота, существующая в водных растворах.
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| Разложение (Диспропорционирование) |
Легко разлагается при слабом нагревании:
3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O
|
| Как окислитель Сил. восстановители |
Реагирует с сильными восстановителями:
2HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O
|
| Как восстановитель Сил. окислители |
Окисляется до азотной кислоты:
HNO₂ + H₂O₂ → HNO₃ + H₂O
|
5. Соли: Нитраты и Нитриты
Все твердые нитраты при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Характер разложения четко зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений!
Термическое разложение нитратов
| Группа металлов | Продукты разложения и примеры |
|---|---|
| Активные (от Li до Na, K, Ca...) Щелочные и ЩЗМ |
Дают Нитрит + O₂ (исключение — Li, он ведёт себя как металлы средней активности):
2KNO₃ t°→ 2KNO₂ + O₂↑
|
| Средние (от Mg до Cu, плюс Li) |
Дают Оксид металла + NO₂ + O₂:
2Cu(NO₃)₂ t°→ 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑Исключение Fe(II): При разложении доокисляется кислородом до железа(III):
4Fe(NO₃)₂ t°→ 2Fe₂O₃ + 8NO₂↑ + O₂↑
|
| Малоактивные (Ag, Hg...) Правее меди |
Дают Металл + NO₂ + O₂ (оксиды этих металлов термически неустойчивы):
2AgNO₃ t°→ 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑
|
Химические свойства нитритов (соли HNO₂)
Нитриты (KNO₂, NaNO₂) ядовиты, но более устойчивы, чем сама азотистая кислота. Как и сульфиты, они проявляют окислительно-восстановительную двойственность.
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| Как восстановитель |
Окисляются до нитратов (с марганцовкой в кислой среде или сильными окислителями):
5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O2KNO₂ + O₂ → 2KNO₃ |
| Как окислитель |
Восстанавливаются до NO или до аммиака (активными металлами в щелочной среде):
2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO↑ + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂ONaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃↑ |
6. Видео эксперименты
Рекомендуем посмотреть опыты с азотом на канале Thoisoi:
- Азот - Невидимый Холодильник (Жидкий азот) (введите "thoisoi жидкий азот" на Youtube для точной ссылки)