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: tкип(O2) = −183 C, tкип(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 2000C или в электрическом разряде:
    • N2 + O2 ⇄ 2NO
  2. Взаимодействие с активными металлами при повышении температуры до 400–500C 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  2500C 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 + 8HNO3 (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 + 4HNO3 (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 + 2N(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 + 2HPO(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:
    • NaNO3(тв) + H2SO4(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 + 4HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
    • 3Cu + 8HNO3 (разбавленная) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
    • 4Zn + 10HNO3 (сильно разбавленная) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
  2. Реакция с неметаллами. При взаимодействии с неметаллами азотная кислота окисляет их до соответствующих кислот:
    • S + 6HNO3 (конц.) → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
    • C + 4HNO3 (конц.) → CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O
    • 3P + 5HNO3 (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 + 2HNO3 (конц.) → S↓ + 2NO2↑ + 2H2O
    • CuS + 8HNO3 (конц.) → CuSO4 + 8NO2↑ + 4H2O
    • Ca3P2 + 16HNO3 (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
Текст: Базанов Даниил, 2.1k 👀