Степень окисления азота в молекуле n2. Соединения азота

VА-подгруппу образуют р-элементы: азотN , фосфор

Р , мышьякAs , сурьмаSb и висмутBi .

Элементы N, P – типичные неметаллы,

у неметаллов As и Sb появляются некоторые свойства,

присущие металлам , у висмута металлические свойства

преобладают , хотя типичным металлом он не является.

Общая формула валентных электронов у элемен-

тов VА-группы –ns 2 np 3 .

трона . За счет трех неспаренных электроноввсе элементы в простых веществах образуют три ковалентные связи , но у азота три связи объединяют 2 атома, образуя очень проч-

ную молекулу N N, а у других элементов – каждый атом связан с тремя другими с образованием молекул типа Э4 (бе-

лый фосфор и желтый мышьяк) или полимерных структур.

У азота простое вещество в любом агрегатном состоянии состоит из отдельных молекул, при обычных условиях это газ. У всех остальных элементов простые вещества

– твердые.

Степень окисления (–3) для элементов VА-группы является минимальной.Наиболее устойчива она у N , при

переходе к Bi с увеличением числа электронных слоев ее устойчивость па-

дает. Элементы N, P, As, Sb с водородом образуют гидриды типа ЭН3 ,

проявляющие основные свойства , наиболее ярко они выражены у аммиа-

ка NH3 . В подгруппе устойчивость соединений ЭН3 и их основные свойст-

ва уменьшаются.

Все элементы VА-группы проявляют высшую степень окисления +5.

Все они образуют оксиды типа Э2 O5 (оксид Bi 2 О 5 – неустойчив) , которым соответствуют кислоты,сила кислот ослабевает при движении вниз по под-

Степень окисления +5 наиболее устойчива у Р. Соединения Bi(+5) –

очень сильные окислители. Сильные окислительные свойства проявляет азотная кислота, особенно концентрированная.

У висмута более устойчива степень окисления (+3), которая также достаточно устойчива у Sb и As. Соединения N(+3), и особенно

Р(+3), проявляют сильные восстановительные свойства.

В степени окисления +3 все элементы VА-группы образуют оксиды

типа Э 2 О 3 . Оксидам N и P соответствуют слабые кислоты. Оксиды и гидрокси-

ды As и Sb – амфотерны, основной характер преобладает у оксида и гидрокси-

да Bi(+3). Таким образом , в подгруппе кислотный характер оксидов и гид-

роксидов элементов в степени окисления (+3) ослабевает, и усиливаются

основные свойства, более характерные для гидроксидов металлов.

Элементы VА-группы, помимо перечисленных степеней окисления

5, +3, –3, проявляют и другие промежуточные степени окисления.

Для азота известны все степени окисления от –1 до +5.

Азот, как и все элементы второго периода, существенно отличается от своих электронных аналогов. По этой причине, а также из-за большого числа степеней окисления и многообразия соединений, химия азота рассматри-

вается отдельно от других элементов VА–подгруппы.

Наиболее распространенным в природе элементом VА-группы явля-

ется фосфор. Его содержание в земной коре – 0,09 масс. %; фосфор находит-

ся главным образом в виде фосфата кальция. Содержание азота – 0,03%, ос-

новная его доля сосредоточена в атмосфере в виде N2 .Содержание азота в

воздухе по объему составляет ~ 78 %. В очень малых количествах в зем-

ной коре встречаются нитраты натрия и калия (селитры). Мышьяк, сурьма и висмут относятся к редким элементам с содержанием в земной коре 10–5 5. 10–

4 %; в природе они находятся, в основном, в виде сульфидов.

Азот и фосфор – очень важные элементы биосферы, поэтому значи-

тельная часть производимых в химической промышленности нитратов и фос-

фатов используется в качестве удобрений, которые необходимы для жизнедея-

тельности растений. В организме человека N и Р играют важную роль, – азот

входит в состав аминокислот, являющихся составной частью белков, фосфор в

форме Ca5 [(PO4 )3 OH] входит в состав костей. В человеческом организме нахо-

дится в среднем около 1,8 кг N.

Некоторые характеристики атомов элементов VА-группы приведены в

Важнейшие характеристики атомов элементов VА-группы

Азот от других элементов подгруппы отличается очень маленьким орби-

тальным радиусом и высокой электроотрицательностью, N – третий по элек-

троотрицательности элемент, после F и О.

по электроотрицательности N уступает только F и О;

азот проявляет все возможные степени окисления: -3, –2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Большое число степеней окисления и многообразие соединений делает

химию азота весьма сложной. Сложность усугубляется также характерными для многих окислительно-восстановительных реакций кинетическими затруд-

нениями, обусловленными очень прочными кратными связями между атомами

N и атомами N и О. Поэтому электродные потенциалы мало помогают в опре-

делении продуктов ОВР.

Наиболее устойчивым соединением N является простое вещество.

В водных растворах, особенно кислых, очень устойчив ион NH4 + .

Азот является составной частью воздуха, из которого N 2 и получают.

Основное количество N2 используется для синтеза аммиака, из которого затем получают другие соединения азота.Среди соединений азота самое широкое практическое применение находят аммиак, азотная кислота и их соли .

Ежегодное мировое производство NH3 составляет ~ 97 млн. т/год, азотной ки-

слоты – 27 млн. т/год. Химия этих важнейших соединений N будет рассмот-

рена в первую очередь, после обсуждения свойств простого вещества.

Простое вещество

Молекула N2 – самая прочная из всех двухатомных молекул простых веществ.Три общие электронные пары в молекуле N N располагаются на свя-

зывающих орбиталях, на разрыхляющих орбиталях электронов нет, – это при-

водит к очень высокой энергии химической связи – 944 кДж/моль (для срав-

нения, энергия связи в молекуле О2 равна – 495 кДж/моль).Прочная связь обусловливает высокую инертность молекулярного азота . С химической инертностью азота связано название этого элемента. По-гречески «азот» озна-

чает "безжизненный".

При обычных условиях N2 – это бесцветный газ без запаха и вкуса.

Температуры кипения и плавления N2 близки: –196О С, и –210О С.

Азот получают фракционной перегонкой воздуха, – для этого воздух

при низких температурах сжижают, а затем начинают повышать температуру.

Из компонентов воздуха азот имеет самую низкую температуру кипения и

образует самую легкокипящую фракцию. При фракционной перегонке одно-

временно получают кислород и инертные газы.

Основное количество N2 идет на производство аммиака, кроме того,

азот применяют для создания инертной атмосферы, в том числе при производ-

стве некоторых металлов; жидкий азот используют также в качестве охлаж-

дающего агента в лаборатории и в промышленности.

При комнатной температуре азот медленно реагирует только с Li с обра-

зованием Li3 N. При горении на воздухе магния, вместе с оксидом MgO образу-

ется и Mg3 N2 .

Нитриды. Бинарные соединения азота с элементами, менее элек-

троотрицательными, чем N, называют нитридами.

Ионные нитриды содержат анион N3– . Ионные нитриды образуют Li,

металлы II и IБ-группы ; в водных растворах они подвергаются необратимо-

му гидролизу.

Mg3 N2 + 6H2 O = 2NH3 + 3 Mg(OH)2

С металлами р-блока и некоторыми легкими неметаллами азот об-

разует ковалентные нитриды, например, AlN, BN.

Большинство d-металлов образуют с азотом при высоких температурах нестехиометрические продукты внедрения, в которых атомы N занимают пус-

тоты в кристаллических решетках металлов. Поэтому такие нитриды по внеш-

нему виду, по электро- и теплопроводности напоминают металлы, но отлича-

ются от них высокой химической инертностью, твердостью и тугоплавкостью.

Например, нестехиометрические нитриды Ta и Ti плавятся при температурах выше 3200о С.

Азот непосредственно не реагирует с галогенами, а с кислородом взаимодействует только в экстремальных условиях (при электрическом

разряде).

Наиболее важной в практическом отношении является реакция азота с H2 , в результате которой получается аммиак.

N 2 + 3H 2  2NH 3 ; H0 = –92 кДж/моль.

Экзотермичность этой реакции указывает на то, что суммарная прочность связей в молекулах аммиака выше, чем в исходных молекулах. Повышение температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье, приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. в направлении разложения аммиака. Однако при нормальных условиях реакция идет чрезвычайно медлен-

но, слишком велика энергия активации, необходимая для ослабления прочных связей в молекулах азота и водорода. Процесс поэтому процесс приходится вести при температуре около 5000 С. Для смещения равновесия при высокой температуре вправо повышают давление до 300 – 500 атм., при этом равнове-

сие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в направление образования аммиака. Повышения скорости достигают за счет применения катализаторов. Эффективен плавленый катализатор на ос-

нове Fe3 O4 с добавками Al2 O3 и SiO2 и катализатор на основе металлического

Fe. Синтез аммиака из азота и водорода является важнейшей реакцией про-

мышленной химии азота.

Соединения азота

Аммиак и соли аммония

Азот в аммиаке и солях аммония находится в минимальной степени окисления (–3). Степень окисления (–3) достаточно устойчива у азота.

Аммиак при обычных условиях – бесцветный газ с характер-

ным резким запахом , знакомым по запаху «нашатырного спирта» (10% рас-

твора аммиака в воде). Этот газ легче воздуха, поэтому его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак легко переходит в жидкость. Для этого его достаточно при обычном давлении охладить до –33,5о С. Того же эф-

фекта можно достигнуть при комнатной температуре, но повышая давление до

7 – 8 атм. При повышенном давлении жидкий аммиак хранят в стальных балло-

нах. Испаряясь, жидкий аммиак вызывает охлаждение в окружающей среде. На этом основано его применение в холодильной технике. Легкая сжижаемость аммиака обусловлена водородными связями между его молекулами. Прочность водородных связей между молекулами аммиака обусловлена очень высокой электроотрицательностью азота.

Жидкий аммиак бесцветен, подвергается автопротолизу:

2NH3  NH4 + + NH2 –

Константа этого равновесия равна 2 . 10– 23 (при –50о С). Жидкий аммиак

является хорошим ионизирующим растворителем. Соли аммония и слабые

кислоты, например, H2 S, растворенные в жидком аммиаке, становятся сильны-

ми кислотами.

Аммиак хорошо растворим в воде . Высокую растворимость аммиака в воде (до 700 объемов NH3 в одном объеме воды) также объясняют образовани-

ем водородных связей, но уже с молекулами воды. Концентрированный рас-

твор содержит 25 массовых % аммиака и имеет плотность 0,91 г/см3 . Молярная концентрация NH3 в концентрированных водных растворах достигает ~13

Молекула NH3 имеет пирамидальное строение, которое объясняют sp3 -

гибридизацией валентных атомных орбиталей азота. Одна из вершин тетраэд-

ра занята неподеленной парой электронов. Связь N –– H довольно прочная,

энергия связи составляет 389 кДж/моль, длина связи – 0,1 нм, угол между свя-

зями –108,3о . При присоединении катиона H+ за счет неподеленной электрон-

ной пары N, образуется тетраэдрический очень устойчивый ион аммония

NH4 + .

Наличие неподеленной электронной пары у N в молекуле NH3 , обу-

славливает многие характерные для аммиака свойства.

Молекула NH3 является хорошим донором электронной пары(ДЭП),

т.е. основанием по Льюису, и очень хорошим акцептором протонов A(Н+ ),

т.е. основанием по Бренстеду:

NH3 + H+  NH4 + . NH3 акцептирует протон, подобно ионам ОН– : OH– + H+  H2 O

Акцепторные свойства NH3 слабее, чем у аниона OH– . Константа протолиза для NH3 равна 1,8. 109 , а для иона OH– – 1014 .

Реакции с кислотами – это наиболее характерные для NH3 реакции.

Способность аммиака к образованию донорно-акцепторных связей на-

столько велика, что он может отрывать ионы водорода от такого прочного со-

единения, как вода.

NH3 + H–– OH  NH4 + ), и количество продуктов NH4 + и OH– мало по сравнению с равновесной концентрацией аммиака. Водные растворы аммиака ведут себя подобно слабым основаниям. По устоявшейся традиции аммиак часто обозна-

чают формулой NH4 OH и называют гидроксидом аммония, однако молекул

NH4 OH в растворе нет. Щелочную реакцию водного раствора NH3 часто опи-

сывают не приведенным выше равновесием, а как диссоциацию молекул

NH4 OH:

NH4 OH NH4 + + OH–

Константа этого равновесия равна 1,8 . 10–5 . В одном литре одномолярно-

го раствора аммиака концентрация ионов NH4 + и OH– составляет 3,9. 10–3

моль/л, рН = 11,6.

Равновесие между аммиаком и OH– способны сильно сместить вправо катионы некоторых металлов, образующие с ионами OH– нерастворимые гидроксиды.

FeCl3 + 3NH3 + 3Н–ОН  Fe(OH)3  + 3NH4 Cl.

Аммиак можно использовать для получения нерастворимых оснований .

При действии кислот на водные растворы аммиака образуются соли аммония.

NH3 + HCl = NH4 Cl

Почти все соли аммония бесцветны и растворимы в воде.

Равновесие NH3 + H+  NH4 + сильно смещено вправо (К = 1,8. 109 ),

это означает, что, NH3 является сильным акцептором протонов, а катион NH 4 +

является слабым донором H + , т.е. кислотой по Бренстеду. При добавлении щелочи к солям аммония образуется аммиак, который легко определить по за-

NH4 Cl + NaOH = NH3 + H2 O + NaCl.

Этой реакцией обычно пользуются для обнаружения ионов аммония в растворе.

Подобные реакции можно использовать для лабораторного получения

NH3 .

Хлорид аммония (его называют «нашатырь») при высоких температурах реагирует с оксидами на поверхности металлов, как кислота, обнажая чистый металл. На этом же основано использование твердой соли NH4 Cl при пайке металлов. «Кислотный» H+ из иона NH4 + способен окислять очень активные металлы, например, Mg.

Mg + 2NH4 Cl = H2 + MgCl2 + 2NH3

Характерным свойством солей аммония является их термическая неус-

тойчивость. При нагревании они довольно легко разлагаются. Продукты раз-

ложения определяются свойствами кислотного аниона. Если анион проявляет окислительные свойства, то происходит окисление NH4 + и восстановление аниона-окислителя.

NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

NH4 NO3 = N2 О + 2H2 O или 2NH4 NO3 = N2 + O2 + 4H2 O

(NH4 )2 Cr2 O7 = N2 + Cr2 O3 + 4H2 O

Из солей летучих кислот выделяется аммиак и кислота (или ее ангид-

рид), а в случае нелетучих кислот (например, Н3 РО4 ) – только NH3 . NH4 HCO3 = NH3 + H2 O + CO2

Гидрокарбонат аммония NH4 HCO3 применяют в хлебопекарной про-

мышленности, образующиеся газы придают тесту необходимую пористость.

Соли аммония используют в производстве взрывчатых веществ и в

качестве азотных удобрений . Аммонал, применяемый в практике взрывных работ, представляет собой смесь соли NH4 NO3 (72%), порошка Al (25%) и уг-

ля (3%). Эта смесь взрывается только после детонации.

Второй тип реакций, в которых NH3 проявляет свойства донора элек-

тронной пары – это образование амминных комплексов. Аммиак в роли лиганда присоединяется к катионам многих d-элементов , образуя химиче-

1) Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами и с рядом неметаллов.

Получение нитридов

Известны несколько методов получения нитридов.

1) Метод синтеза из простых веществ. При высоких температурах азот окисляет

многие металлы и неметаллы, образуя нитриды, в которых проявляет степень

окисления-3:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2

3Si + N 2 = Si 3 N 2

Из ковалентных нитридов наибольшее значение имеет нитрид водорода H3N

(аммиак), получаемый в промышленности синтезом из простых веществ:

3H 2 +N 2 = 2H 3 N

Основная масса производимого аммиака используется для получения азотной кислоты.

2) Метод восстановления из оксидов в присутствии азота. В качестве восстановителя в этих процессах используют не только углерод, но и металлы или их гидриды:

TiO 2 + CH 2 +N 2 = TiN +CaO +H 2 O

3) Метод термической диссоциации. Этот метод осуществляется с применением соединений, содержащих одновременно и металл и азот, например аминохлоридов:

TiCl 4 · 4NH 3 = TiN + NH 3 + HCl

Таким способом получают нитриды AlN, VN, NbN, Ta 3 N 5 , CrN, U 3 N, Fe 2 N.

4) Метод осаждения нитридов из газовой фазы. Примером этого метода может служить взаимодействие хлоридов и оксихлоридов металлов с аммиаком. Эти реакции происходят обычно при температурах порядка 800oC

MeCl 4 + NH 3 →MeN + HCl

MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl

Химические свойства нитридов

Свойства нитридов более или менее закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Например, в малых периодах наблюдается переход от основных нитридов к кислотным:

Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N

основные амфотерный кислотные

Нитриды s-элементов первой и второй групп, например Na3N, Mn 3 N 2 , являются кристаллическими веществами. Химически они довольно активны.

Например, легко разлагаются водой, образуя щелочь и аммиак:

Na 3 N + 3H 2 O = 3NaOH + H 3 N

Кислотные нитриды, напримерCl3N, гидролизуются с образованием кислот и аммиака:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + H 3 N

Основные нитриды взаимодействуют с кислотами:

Mg 3 N 2 + HCl = MgCl 2 +H 3 N

При этом кислотные нитриды склонны к взаимодействию со щелочами:

BN + H 2 O + NaOH→BO 2 Na + H 3 N

Амфотерные нитриды, в частности AlN, могут реагировать как с кислотами, так и со щелочами:

2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4

AlN + 3H 2 O + KOH→Al(OH) 4 K+ H 3 N

Основные и кислотные нитриды вступают в реакции комплексообразования с образованием смешанных нитридов, например Li 5 TiN 3 , Li 5 GeN 3 и другие

5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

осн. кисл.

Нитриды щелочных металлов – малоустойчивые соединения. При обычной температуре с кислородом воздуха они не взаимодействуют. При температурах плавления начинают разлагаться на элементы.

Все ковалентные нитриды довольно устойчивы. Особенно устойчивы нитриды алюминия, бора и кремния, которые начинают слабо разлагаться на элементы только при температурах 1000-1200оC. Они обладают высокой стойкостью против окисления, против действия расплавленных металлов, горячих кислот, различных агрессивных газов.

Металлоподобные нитриды обладают высокой химической стойкостью, особенно против действия холодных и кипящих кислот, многих расплавленных металлов, а также против окисления на воздухе. В растворах щелочей металлоподобные нитриды менее устойчивы. Они быстро разлагаются при сплавлении со щелочами и солями щелочных металлов.

Гидразин

Гидразин (NH 2 NH 2) – это сильно гигроскопическая жидкость, обладающая заметной способностью поглощать из воздуха углекислоту и кислород. Замерзает гидразин при температуре плюс 1,5°, кипит при температуре 113,5° (давление 760 мм рт. ст.). Удельный вес вещества колеблется в зависимости от его агрегатного состояния и температуры окружающей среды. При температуре минус 5° плотность твердого гидразина составляет 1,146, жидкого при температуре 0°-1,0253, а при температуре +15°-1,0114. По мере дальнейшего возрастания температуры удельный вес соединения уменьшается. Гидразин хорошо растворяется в воде, спиртах, аммиаке, аминах. Он нерастворим в углеводородах и их галоидопроизводных. Водные растворы обладают основными свойствами. Гидразин является сильным восстановителем. Благодаря этому он термодинамически неустойчив и легко разлагается под влиянием катализаторов, при нагревании до высоких температур, при действии излучений. На воздухе горит синим пламенем. При этом выделяется значительное количество энергии.

В промышленности гидразин получают по методу Рашига, первая стадия которого состоит в действии хлора на аммиак, в результате чего образуется непрочный хлорамин:

NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O

Химические свойства гидразина определяются, во-первых, тем, что его молекула состоит из двух аминогрупп, обладающих слабо основными свойствами. В соответствии с этим гидразин как слабое основание может реагировать как с одной, так и с двумя молекулами одноосновной кислоты, например соляной:

N 2 H 4 + HCl = N 2 H 5 Cl

N 2 H 4 + 2HCl = N 2 H 6 Cl 2

Его реакция с серной кислотой приводит к гидразин-сульфату(N 2 H 6 SO 4) который, как всякая соль, является твердым веществом, хорошо растворимым в воде. Гидразин-сульфат под названием "Сигразин" нашел применение в медицине при лечении больных раком. Онкологические больные обычно испытывают сильное истощение, быструю потерю веса и аппетита. Эти явления вызываются нарушениями углеводного обмена.

Другая особенность гидразина - его сильнейшие восстановительные свойства, что вызвано как присутствием в его молекуле непрочной связи азот-азот, так и аномальной степенью окисления атомов азота (-2). В качестве примера восстановительных свойств гидразина можно привести его реакцию с перманганатом калия, которую можно использовать для аналитического определения гидразина, как и реакции с некоторыми другими окислителями:

5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 =5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O

Гидразин сгорает на воздухе, причем эта реакция сильно экзотермична и приводит к образованию газообразных продуктов:

NH 2 -NH 2 + O 2 = N 2 + 2H 2 O + 149,5 ккал/моль

Гидроксиламин

В молекуле гидроксиламина атом азота имеет непоселенную пару электронов. Поэтому, подобно аммиаку и гидразину, он способен к реакциям присоединения с образованием связен по донорно-акцепторному способу. Гидроксиламин хорошо растворяется в воде, а с кислотами дает соли, например хлорид гидроксиламмония. Степень окислениости азота в гидроксила мине равна -1. Поэтому он проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Однако более характерна восстановительная способность гидроксиламина. В частности, он применяется как восстановитель (главным образом в виде солей) в лабораторной практике.

Химические свойства:

В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH 2 OH + H 2 O = + + OH -

Может также диссоциировать и по кислотному типу

NH 2 OH + H 2 O = NH 2 O - + H 3 O +

Подобно NH 3 , гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния:

NH 2 OH + HCl = Cl

На воздухе соединение является нестабильным:

3NH 2 OH = N 2 + NH 3 + 3H 2 O

но при давлении в 3 кПа (2,25 мм рт.ст.) плавится при 32 °С и кипит при 57 °С без разложения.

На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

4NH 2 OH + O 2 = 6H 2 O + 2N 2

Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N 2 или N 2 O:

В некоторых реакциях NH 2 OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH 3 или NH 4 +

Получение

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH 3 OH) 3 PO 4 или (ClO 4) 2 .

Спиртовой раствор гидроксиламина можно получить действием этанола на NH 3 OHCl.

В промышленности соли гидроксиламина получают восстановлением NO водородом в присутствии платинового катализатора или гидрированием азотной кислоты, а также действием на азотную кислоту атомарным водородом.

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;

Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин(существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N2H2, диимид);

Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) - неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;

Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота(I) N2O (закись азота, веселящий газ);

Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота(II) NO (монооксид азота);

Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота(III) N2O3, азотистая кислота, производные аниона NO2−, трифторид азота (NF3);

Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота(IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ);

Соединения азота в степени окисления +5 оксид азота(V) N2O5, азотная кислота, её соли - нитраты и другие производные, а также тетрафтораммоний NF4+ и его соли.

Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH 3 .

Бесцветный газ с характерным резким запахом. Аммиак значительно легче воздуха, масса одного литра этого газа составляет 0,77 г. Благодаря водородным связям аммиак имеет аномально высокую температуру кипения, не соответствующую его малой молекулярной массе, хорошо растворим в воде.

Соли аммония. Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия. Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо и необратимо.

Соли аммония находят широкое применение. Большая часть их (сульфат аммония, нитрат аммония) используется в качестве удобрений. Хлорид аммония или нашатырь применяется в красильной и текстильной промышленности, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах.

Азотная кислота - сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н +1 и NO -1 3 .

Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость с едким запахом. Кипит при 86 °С. Гигроскопична. Под действием света она постепенно разлагается.

Азотная кислота - сильный окислитель. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в кислоты.

Азотная кислота действует почти на все металлы за исключением золота, платины, тантала, родия и иридия. Концентрированная азотная кислота приводит некоторые металлы (железо, алюминий, хром) в пассивное состояние. Степень окисления азота в азотной кислоте равна +5. Чем выше концентрация HNO 3 тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой обычно выделяется N0 2 . При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, медью, выделяется NO.

Применение. В больших количествах она используется для производства азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. Азотная кислота применяется в производстве серной кислоты нитрозным способом, используется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

Соли азотной кислоты. Одноосновная азотная кислота образует только средние соли, которые называются нитраты. Все нитраты хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода.

Нитраты наиболее активных металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее магния, переходят в нитриты.

Среди солей азотной кислоты наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами. Селитры используются главным образом как удобрения.

Азотные удобрения Нитрат аммония (аммиачная селитра) Это наиболее эффективное, богатое азотом удобрение. Содержит 33-35% азота в нитратной и аммиачной форме. Легко растворяется в воде, хорошо действует на многих почвах Сульфат аммония Содержит около 21% азота. Представляет собой бесцветные кристаллы ромбической формы. Это удобрение менее гигроскопично, чем нитрат аммония, не слеживается, не огнеопасно Мочевина Это наиболее ценное азотсодержащее удобрение. Мочевина содержит наибольшее количество азота (около 46%) в хорошо усваиваемой растениями форме. Она представляет собой бесцветные или желтоватые кристаллы, хорошо растворяется в воде. Мочевина не взрывоопасна, мало гигроскопична, не слеживается Нитрат калия (калийная селитра) Калийная селитра содержит приблизительно в 3 раза больше калия, чем азота. Поэтому ее применяют в комбинации с другими удобрениями Нитрат кальция (норвежская селитра) Ценное азотное удобрение. Содержит около 13% азота Хлорид аммония Представляет собой белый порошок, содержит около 25% азота

Существуют химические элементы, проявляющие разные степени окисления, что позволяет образовывать в ходе химических реакций большое количество соединений с определенными свойствами. Зная электронное строение атома, можно предположить, какие вещества будут образовываться.

Степени окисления азота могут варьировать от -3 до +5, что указывает на многообразие соединений на его основе.

Характеристика элемента

Азот относится к химическим элементам, расположенным в 15 группе, во втором периоде в периодической системе Менделеева Д. И. Ему присвоены порядковый номер 7 и сокращенное буквенное обозначение N. В нормальных условиях сравнительно инертный элемент, для проведения реакций необходимы специальные условия.

В природе встречается в виде двухатомного бесцветного газа атмосферного воздуха с объемной долей более 75%. Содержится в составе белковых молекул, кислот нуклеиновых и азотсодержащих веществ неорганического происхождения.

Структура атома

Чтобы определить степень окисления азота в соединениях, необходимо знать его ядерную структуру и изучить электронные оболочки.

Природный элемент представлен двумя устойчивыми изотопами, с числом их массы 14 или 15. В первом ядре содержится 7 нейтроновых и 7 протоновых частиц, а во втором − на 1 нейтроновую частицу больше.

Существуют искусственные разновидности его атома с массой 12-13 и 16-17, обладающие нестабильными ядрами.

При изучении электронной структуры атомарного азота видно, что имеется две электронные оболочки (внутренняя и внешняя). На 1s-орбитали содержится одна пара электронов.

На второй внешней оболочке присутствует всего пять отрицательно заряженных частиц: две на 2s-под-уров-не и три на 2p-орбитале. Ва-лент-ный энер-ге-ти-че-ский уровень не имеет свободных ячеек, что указывает на невозможность разделения его элек-трон-ной пары. Орбиталь 2р считается заполненной электронами только наполовину, что позволяет присоединить 3 отрицательно заряженные частицы. В таком случае степень окисления азота равна -3.

Учитывая строение орбиталей, можно сделать вывод, что данный элемент с координационным числом 4 максимально связывается только с четырьмя другими атомами. Для образования трех связей используется об-мен-ный ме-ха-низ-м, еще одна формируется до-нор-но-ак-цеп-тор-ным способом.

Степени окисления азота в разных соединениях

Максимальное количество отрицательных частиц, которое способен присоединить его атом, равняется 3. В таком случае проявляется степень его окисления равная -3, присущая соединениям типа NH 3 или аммиаку, NH 4 + или аммонию и нитридам Me 3 N 2 . Последние вещества формируются при повышении температуры путем взаимодействия азота с атомами металлов.

Наибольшее количество отрицательно заряженных частиц, которое способен отдать элемент, приравнивается к 5.

Два атома азота способны соединяться между собой с образованием устойчивых соединений со степенью окисления -2. Такая связь наблюдается в N 2 H 4 или гидразинах, в азидах различных металлов или MeN 3 . Атом азота присоединяет на свободные орбитали 2 электрона.

Существует степень окисления -1, когда данный элемент получает только 1 отрицательную частицу. Например, в NH 2 OH или гидроксиламине он заряжен отрицательно.

Бывают положительного знака степени окисления азота, когда с внешнего энергетического слоя забираются электронные частицы. Варьируют они от +1 до +5.

Заряд 1+ имеется у азота в N 2 O (одновалентном оксиде) и в гипонитрите натрия с формулой Na 2 N 2 O 2 .

В NO (двухвалентном оксиде) элемент отдает два электрона и заряжается положительно (+2).

Существует степень окисления азота 3 (в соединении NaNO 2 или нитриде и еще в трехвалентном оксиде). В таком случае отщепляется 3 электрона.

Заряд +4 бывает в оксиде с валентностью IV или его димере (N 2 O 4).

Положительный знак степени окисления (+5) проявляется в N 2 O 5 или в пятивалентном оксиде, в азотной кислоте и ее производных солях.

Соединения из азота с водородом

Природные вещества на основе двух вышеуказанных элементов напоминают органические углеводороды. Только азотоводороды теряют свою устойчивость при увеличении количества атомарного азота.

К наиболее значимым водородным соединениям относят молекулы аммиака, гидразина и азотистоводородной кислоты. Их получают путем взаимодействия водорода с азотом, а в последнем веществе присутствует еще кислород.

Что такое аммиак

Его еще называют нитридом водорода, а его химическая формула обозначается как NH 3 с массой 17. В условиях с нормальной температурой и давлением аммиак имеет форму бесцветного газа с резким нашатырным запахом. По плотности он в 2 раза реже воздуха, легко растворяется в водной среде за счет полярного строения его молекулы. Относится к малоопасным веществам.

В промышленных объемах аммиак получают с помощью каталитического синтеза из водородных и азотных молекул. Существуют лабораторные методы получения из аммонийных солей и натрия нитрита.

Строение аммиака

В составе молекулы пирамидальной присутствует один азот и 3 атома водорода. Расположены они по отношению друг к другу под углом 107 градусов. В молекуле, имеющей форму тетраэдра, азот расположен по центру. За счет трех неспаренных p-электронов он соединяется полярными связями ковалентной природы с 3 атомарными водородами, у которых имеются по 1 s-электрону. Так образуется аммиачная молекула. В данном случае азот проявляет степень окисления -3.

У данного элемента находится еще неподеленная пара электронов на внешнем уровне, которая создает связь ковалентную с ионом водорода, имеющим положительный заряд. Один элемент является донором отрицательно заряженных частиц, а другой акцептором. Так образуется аммонийный ион NH 4 + .

Что такое аммоний

Его относят к положительно заряженным полиатомным ионам или катионам.Аммоний еще причисляют к химическим веществам, которые не могут существовать в форме молекулы. Он состоит из аммиака и водорода.

Аммоний с положительным зарядом в присутствии различных анионов с отрицательным знаком способен образовывать аммонийные соли, в которых ведет себя подобно металлам с валентностью I. Также при его участии синтезируются аммониевые соединения.

Многие соли аммония существуют в виде кристаллических бесцветных веществ, которые хорошо растворяются водой. Если соединения иона NH 4 + образованы летучими кислотами, то в условиях нагревания происходит их разложение с выделением газообразных веществ. Последующее их охлаждение приводит к обратимому процессу.

Стабильность таких солей зависит от силы кислот, из которых они образованы. Устойчивые соединения аммония соответствуют сильному кислотному остатку. Например, стабильный аммония хлорид производится из соляной кислоты. При температуре до 25 градусов такая соль не разлагается, что нельзя сказать о карбонате аммония. Последнее соединение часто используется в кулинарии для подъема теста, заменяя пищевую соду.

Кондитеры карбонат аммония называют просто аммонием. Такую соль применяют пивовары для улучшения брожения пивных дрожжей.

Качественной реакцией для обнаружения ионов аммония является действие гидроксидов щелочных металлов на его соединения. В присутствие NH 4 + происходит высвобождение аммиака.

Химическая структура аммония

Конфигурация его иона напоминает правильный тетраэдр, по центру которого находится азот. Атомы водорода расположены по вершинам фигуры. Чтобы рассчитать степень окисления азота в аммонии, нужно помнить, что общий заряд катиона равен +1, а у каждого иона водорода отсутствует по одному электрону, а их всего 4. Суммарный водородный потенциал составляет +4. Если из заряда катиона вычесть заряд всех ионов водорода, то получим: +1 - (+4) = -3. Значит, азот имеет степень окисления -3. В данном случае он присоединяет три электрона.

Что такое нитриды

Азот способен соединяться с более электроположительными атомами металлической и неметаллической природы. В результате образуются соединения схожие с гидридами и карбидами. Такие вещества азотсодержащие называют нитриды. Между металлом и азотным атомом в соединениях выделяют ковалентную, ионную и промежуточную связи. Именно такая характеристика лежит в основе их классификации.

К нитридам ковалентным относят соединения, в химической связи которых электроны не переходят от атомарного азота, а образуют вместе с заряженными отрицательно частицами других атомов общее электронное облако.

Примером таких веществ являются водородные нитриды, типа аммиачных и гидразиновых молекул, а также азотные галогениды, к которым относят трихлориды, трибромиды и трифториды. У них общая электронная пара одинаково принадлежит двум атомам.

К нитридам ионным относят соединения с химической связью, образованной переходом электронов от элемента металла на свободные уровни у азота. В молекулах таких веществ наблюдается полярность. Нитриды имеют степень окисления азота 3-. Соответственно, общий заряд металла будет 3+.

К таким соединениям относят нитриды магния, лития, цинка или меди, за исключением щелочных металлов. Они обладают высокой температурой плавления.

К нитридам с промежуточной связью относятся вещества, у которых распределены равномерно атомы металлов и азота и отсутствует четкое смещение электронного облака. К таким инертным соединениям принадлежат нитриды железа, молибдена, марганца и вольфрама.

Описание оксида трехвалентного азота

Его еще называют ангидридом, полученным из кислоты азотистой, имеющей формулу HNO 2 . Учитывая степени окисления азота (3+) и кислорода (2-) в триоксиде, получается соотношение атомов элементов 2 к 3 или N 2 O 3 .

Жидкая и газообразная форма ангидрида - это весьма неустойчивые соединения, они легко распадаются на 2 разных оксида с валентностью IV и II.