Азот и его химические свойства | теория по химии 🧪

Азот (N) — элемент главной подгруппы V группы таблицы Менделеева, где также располагаются  фосфор (P), мышьяк (As), сурьма (Sb), висмут (Bi) и московий (Mo). Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня азота в основном состоянии — ns²np³. Молекула простого вещества двухатомна и имеет прочную тройную связь. N₂  представляет собой газ без цвета, запаха и вкуса, мало растворимый в воде. Азот не поддерживает горение и дыхание. Максимальная валентность азота 4, максимальная степень окисления +5.

Получение азота (N₂)

1. Лабораторные способы получения — термическое разложение солей:
   • NH₄NO₂→ N₂↑ + 2H₂O (разложение нитритов аммония)
   • NaNO₂ + NH₄Cl  → N₂↑ + 2H₂O + NaCl (замаскированное разложение нитритов)
   • (NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂↑ + 4H₂O + Cr₂O₃
   • 2LiN₃ → 2Li + 3N₂↑ (разложение азидов, в ЕГЭ не встречалось)
2. Азот образуется также в ходе окисления аммиака оксидом меди (II) при нагревании или при смешивании водного раствора аммиака с бромной водой (обязательно знать для ЕГЭ):
   • 2NH₃ + 3CuO → N₂↑ + 3H₂O + 3Cu
   • 8NH₃ + 3Br₂ → 6NH₄Br + N₂↑

Азот является основным компонентом воздуха (78% по объему и 75% по массе), поэтому в промышленности азот получают путем сжижения воздуха и дальнейшего разделения компонентов смеси, основанного на разности их температур кипения: t_кип(O₂) = −183 ^◦C, t_кип(N₂) = −196 ^◦C.

Химические свойства азота (N₂)

Молекула азота очень устойчива. Азот непосредственно не реагирует с хлором, бромом и йодом, с водой, кислотами, щелочами и органическими соединениями. При температуре вольтовой дуги азот реагирует с углеродом, но в ЕГЭ данная реакция не встречается (N₂ + 2C → (CN)₂). В школьной программе проходят два типа реакций — с кислородом и активными металлами.

1. Реакция с кислородом идет только при температурах выше 2000 ^◦C или в электрическом разряде:
   • N₂ + O₂ ⇄ 2NO
2. Взаимодействие с активными металлами при повышении температуры до 400–500 ^◦C приводит к образованию нитридов. Реакция с литием идет при комнатной температуре, в остальных случаях требуется нагревание:
   • 6Li + N₂ → 2Li₃N
   • 3Ca + N₂→ Ca₃N₂
   • 3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Нитриды металлов IA и IIA подгрупп представляют собой ионные соединения, подвергаются гидролизу и взаимодействуют с кислотами (обязательно запомнить!):

• Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑
• Mg₃N₂ + 8HCl → 3MgCl₂ + 2NH₄Cl

Аммиак (NH₃)

Аммиак, NH₃, — бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворяется в воде. Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом.

Получение аммиака (NH₃)

1. Реакция азота с водородом с образованием аммиака имеет практическое значение. В промышленности ее осуществляют при высоких давлении (от 300 до 1000 атмосфер) и температуре (∼500 ^◦C) в присутствии катализатора (Fe) :
   • N₂ + 3H₂ ⇀ 2NH₃
2. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на соли аммония:
   • 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃↑ + 2H₂O + CaCl₂

Химические свойства аммиака (NH₃)

Аммиак проявляет свойства основания в водных растворах (и не только) NH₃ + H₂O ⇄ NH₃ · H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻. Атом азота находится в минимальной степени окисления -3, таким образом аммиак проявляет основные и восстановительные свойства.

1. Взаимодействие с кислотами:
   • NH₃ + HCl → NH₄Cl
   • NH₃ + H₃PO₄ → NH₄H₂PO₄
   • 2NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₂HPO₄.
2. Окисление аммиака:
   • 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂↑ + 6H₂O (горение)
   • 4NH₃ + 5O₂ → 4NO↑ + 6H₂O  (окисление аммиака до оксида азота в присутствии катализатора Pt)
   • 2NH₃ + 3Br₂ → N₂↑ + 6HBr (в избытке NH₃ образуется NH₄Br)
   • 2NH₃ + 3CuO → N₂↑ + 3H₂O + 3Cu

Оксиды азота

Азот — один из немногих элементов, образующих большое число оксидов всех возможных степеней окисления от +1 до +5.

Кислородсодержащие соединения азота

Степень окисления	+1	+2	+3	+4	+5
Оксид	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O5
Кислота (соль)	—	—	HNO2, (азотистая, нитрит)	—	HNO3, (азотная, нитрат)

Оксид азота I (N₂O)

N₂O — бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом (в смеси с кислородом под названием «веселящий газ» применяется для ингаляционного наркоза при операциях), малорастворимый в воде, несолеобразующий оксид. Его получают осторожным разложением нитрата аммония:

• NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O

Оксид азота II (NO)

NO — бесцветный газ, плохо растворим в воде, несолеобразующий оксид.

Получение NO

1. NO образуется при непосредственном взаимодействии N₂ и O₂.
   • N₂ + O₂ → 2NO ( при температуре  2500 ^◦C или в электрическом разряде)
2. Окисление аммиака в присутствии катализатора Pt:
   • 4NH₃ + 5O₂ → 4NO↑ + 6H₂O,
3. В лаборатории NO обычно получают взаимодействием 30%-й HNO₃ с некоторыми металлами, например:
   • 3Cu + 8HNO_{3 (разб.)} → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Химические свойства NO

1. NO легко окисляется кислородом воздуха, образуя бурый газ:
   • 2NO + O₂ → 2NO₂
2. В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет свойства окислителя:
   • 2NO + SO₂ → 2SO₃ + N₂

Оксид азота III (N₂O₃)

N₂O₃  — неустойчивое соединение (N₂O₃ ↔ NO + NO₂), существующее только при низких температурах в виде жидкости синего цвета.

1. N₂O₃ — типичный кислотный оксид, реагирует с ледяной водой с образованием также неустойчивой азотистой кислоты:
   • N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂
2. При взаимодействии со щелочами N₂O₃ количественно образует нитриты:
   • N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV (NO₂)

NO₂ — бурый газ с резким запахом, растворим в воде, ядовит. При обычных же условиях представляет собой равновесную смесь газов, бурого NO₂ и бесцветного N₂O₄ (2NO₂ ⇄ N₂O₄).

Получение NO₂

1. Оксид азота (IV) можно получить действием концентрированной азотной кислоты на малоактивные металлы или термическим разложением нитратов этих металлов:
   1. Cu + 4HNO_{3 (конц.)} → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
   2. 2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂↑ + O₂↑
2. Окислением NO:
   • 2NO + O₂ → 2NO₂

Химические свойства NO₂

1. При взаимодействии с водой или растворами щелочей в различных условиях NO₂ склонен к диспропорционированию с образованием либо двух кислот, либо их солей:
   • 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂ (при охлаждении)
   • 2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O
2. При пропускании через воду оксида азота (IV) в смеси с воздухом образуется азотная кислота:
   • 4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃.
3. NO₂ — сильный окислитель, в атмосфере которого горят многие неметаллы (углерод, фосфор, сера). Оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):
   • 2NO₂ + 2C → 2CO₂ + 2N₂ (нет в ЕГЭ)
   • 10NO₂ + 8P → 4P₂O₅ + 5N₂ (нет в ЕГЭ)
   • NO₂ + SO₂ → SO₃ + NO (есть в ЕГЭ)

Оксид азота V (N₂O₅)

Получение N₂O₅

1. Ангидрид азотной кислоты, N₂O₅ — бесцветное кристаллическое вещество, образующееся при обезвоживании дымящей азотной кислоты оксидом фосфора (V).
   • 2HNO₃ + P₂O₅ → N₂O₅ + 2HPO₃ (нет в ЕГЭ)

Химические свойства N₂O₅

1. Медленно разлагается уже при комнатной температуре, взаимодействует со щелочами с образованием нитратов:
   • N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃
   • 2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂
   • N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O
2. Сильный окислитель:
   • N₂O₅ + I₂ → I₂O₅ + N₂

Азотистая кислота (HNO₂)

Азотистая кислота, HNO₂, — слабая и неустойчивая, существует только в разбавленных водных растворах при низких температурах, при нагревании разлагается:

• NaNO₂ + HCl → NaCl + HNO₂ (при охлаждении)
• 2HNO₂ → NO₂↑ + NO↑ + H₂O (при нагревании)

1. Азотистая кислота и ее соли могут быть окислителями:
   • 2NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2NO↑ + K2SO4 + I₂↓ + 2H₂O
2. И восстановителями (с сильными окислителями):
   • 5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K2SO₄ + 3H₂O

Азотная кислота (HNO₃)

Азотная кислота, HNO₃,—бесцветная жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде.

Получение HNO₃

1. Вышеупомянутый способ:
   • 4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃.
2. В лаборатории используют способ, раньше применявшийся в промышленности:
   • NaNO_3(тв) + H₂SO_4(конц.)→ NaHSO₄ + HNO₃↑

Химические свойства HNO₃

1. Реакция с металлами. Азотная кислота реагирует с металлами в ряду напряжений после водорода: медью, серебром, ртутью (которые входят в ЕГЭ). С концентрированной кислотой эти металлы восстанавливают азотную кислоту до NO₂. В реакциях с металлами азотная кислота является сильным окислителем в любой степени разбавления. При этом водород не выделяется, а происходит восстановление атома азота. Продукты восстановления (NO₂, NO, N₂О, N₂ или NH₄⁺ ) зависят от активности металла и разбавления кислоты: чем активнее металл и чем больше разбавление кислоты, тем ниже степень окисления азота в продукте. Благодаря прочной оксидной пленке на поверхности металла железо, алюминий и хром не реагируют с концентрированной (а не разбавленной) HNO₃ без нагревания (происходит пассивация металла)! Данный пункт знать обязательно, так как он входит в школьную программу, но на ЕГЭ встречается редко. Чаще всего азотосодержащим продуктом является NO₂.
   • Cu + 4HNO_{3 (конц.)} → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
   • 3Cu + 8HNO_{3 (разбавленная)} → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
   • 4Zn + 10HNO_{3 (сильно разбавленная)} → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
2. Реакция с неметаллами. При взаимодействии с неметаллами азотная кислота окисляет их до соответствующих кислот:
   • S + 6HNO_{3 (конц.)} → H₂SO4 + 6NO₂↑ + 2H₂O
   • C + 4HNO_{3 (конц.)} → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O
   • 3P + 5HNO_{3 (конц.)} + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑
3. Окисление сложных веществ. Концентрированная азотная кислота легко окисляет сероводород до серы, сульфиды и фосфиды металлов окисляются до сульфатов и фосфатов соответственно:
   • H₂S + 2HNO_{3 (конц.)} → S↓ + 2NO₂↑ + 2H₂O
   • CuS + 8HNO_{3 (конц.)} → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
   • Ca₃P₂ + 16HNO_{3 (конц.)} → Ca₃(PO₄)₂↓ + 16NO₂↑ + 8H₂O
4. Кислотные свойства. По отношению к оксидам, гидроксидам и солям, не проявляющим восстановительных свойств, HNO₃ ведет себя как обычная кислота:
   • CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O
   • NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O
   • Na₂CO₃ + 2HNO₃ → 2NaNO₃ + CO₂↑ + H₂O

Вся теория