44. Азот, аммиак

Азот относится к элементам 15ой группы (в короткопериодном варианте – к VA подгруппа) Периодической системы вместе с фосфором P, мышьяком As, сурьмой Sb и висмутом Bi.

Атомы имеют два электрона на s-орбитали и три электрона на р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Поэтому для них характерны степени окисления +3 и +5. Для азота характерны +1, +2 и +4. В соединениях с менее ЭО элементами будет степень окисления -3.

Примером такого соединения является NH_3. Это наиболее важное соединение азота с водородом.

Это бесцветный ядовитый газ с резким запахом. У него есть неподеленная электронная пара, которая определяет геометрическое строение молекулы – тригональная пирамида с углом H-N-H 107, 3 (близок к тетраэдрического 109,5).

Молекула полярная, ее дипольный момент 1,46 Д.

Между молекулами аммиака образуются водородные связи. Из-за этого характерны высокие температуры плавления (-77,8) и кипения (-33,4) по сравнению с водородными соединениями других элементов группы. Из-за этого же аммиак легко сжижается при комнатной температуре под действием сравнительно небольшого давления (примерно 8,5 атм) и при испарении поглощает много теплоты.

Жидкий аммиак – неводный растворитель. Реакция протолиза практически не протекает (константа равновесия очень мала).

Получение: 3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃. По принципу Ле Шателье смещение равновесия в сторону продукта достигается при понижении температуры и повышении давления. Но при низких температурах скорость мала, поэтому используют катализатор, который позволяет проводить реакцию при 400-500­⁰ С. Катализатор – железо.

Аммиак хорошо растворим в воде, особенно холодной. Из кипящих водных растворов полностью улетучивается. Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию благодаря протолитическому равновесию:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

K = [NH₄⁺][OH^-]\[NH₃] = 1,8x10^-5

При составлении уравнений с участием водного раствора аммиака обычно используют условную формулу гидроксида аммония NH₄OH. В действительности этих молекул не существует.

Кислотных свойств растворы аммиака не проявляют. Но жидкий аммиак взаимодействует со щелочными металлами как очень слабая кислота, образуя амиды:

2Na + 2NH_3(ж) = 2NaNH₂ + H₂↑

Проявляет восстановительные свойства и почти всегда окисляется до N₂:

2NH₃ + 3Cl₂ = N₂↑ + 6HCl

2NH₃ + 3CuO = N₂↑ + 3H₂O + 3Cu

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂↑ + 6H₂O

Кислород в присутствии платинового катализатора окисляет аммиак до NO:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Процесс используют в промышленности для производства азотной кислоты.

При взаимодействии с кислотами образуются соли аммония:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

NH₃ + CH₃COOH = NH₄CH₃COO

Соли аммония хорошо растворимы. В растворах солей аммония происходит гидролиз иона NH₄⁺ (из-за слабости основных свойств аммиака):

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃+ H₃O⁺

При нагревании соли аммония разлагаются. Если в составе соли есть атом, который может понизить свою степень окисления, то будет внутримолекулярное ОВ и восстановление до N₂:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Если нет такого элемента, то будет выделяться аммиак:

NH₄Г = NH₃↑+ HГ↑ (Г = F, Cl, Br, I)

(NH₄)₂CO₃ = NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

Гидразин.

При обычных условиях дымящаяся бесцветная жидкость с запахом, похожим на запах аммиака.

Получение: 2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + H₂O. Энергия Гиббса образования положительна, однако гидразин кинетически устойчив. Реакция разложения на простые вещества имеет большую энергию активации, значит, происходит очень медленно.

Горит на воздухе с образованием азота: N₂H₄ + O₂ = N₂↑+ 2H₂O

Имеет щелочную реакцию раствора (как основание слабее аммиака):

N₂H_4(р) + H₂O ↔ N₂H₅⁺ + OH^- K = 8,7x10^-7

Отщепляет протон от молекулы воды и образует ион гидразония.

Гидразин и соли гидразония более сильные восстановители, чем аммиак. Они даже слабыми кислотами окисляются до азота:

N₂H₄ + 4Cu(OH)₂ = 2Cu₂O↓ + N₂↑+ 6H₂O