Изучение свойств азота и его соединений Основные теоретические положения

Элемент азот возглавляет VA группу Периодической системы. Валентный электронный уровень атома азота отвечает формуле 2s²2р³. Азот – типичный неметалл, по электроотрицательности (3,0) уступает лишь фтору и кислороду. Азот в соединениях проявляет степень окисления от -3 до +5. В свободном состоянии – это газ без цвета и запаха, инертный при обычных условиях. При нагревании в присутствии катализаторов активность N₂ повышается.

Азот образует несколько водородных соединений: аммиак NН₃, гидразин N₂Н₄, гидроксиламин NН₂ОН и азидоводород НN₃. Все они термически малоустойчивы. Важнейшее из этих соединений – аммиак, все остальные соединения азота получают исходя из NН₃.

При растворении в воде аммиак присоединяет молекулу воды за счет водородной связи с образованием NН₃ · Н₂О (гидрата аммиака), который существует и в растворе, и в твердом состоянии. В растворе NН₃ · Н₂О играет роль слабого основания

NН₃·Н₂О  NН₄⁺ + ОН^- (рН > 7) .

Соли аммония в водном растворе подвергаются гидролизу по катиону

NН₄⁺ + Н₂О « NН₃·Н₂О + Н₃О⁺ (рН < 7) .

Аммиак с солями различных металлов образует комплексные соединения – аммиакаты

AgNO₃ + 2NН₃ = [Ag(NН₃)₂]NO_{3 .}

Гидразин и гидроксиламин в водном растворе ведут себя аналогично аммиаку и образуют гидраты состава N₂Н₄ · Н₂О и NН₂ОН · Н₂О, являющиеся слабыми основаниями.

Водородные соединения азота, как правило, проявляют сильные восстановительные свойства за счет атома азота в отрицательных степенях окисления. При окислении эти соединения, как правило, переходят в N₂

2(NН₃·Н₂О) + 6ОН^- - 6е = N₂ + 8Н₂О .

Кислородные соединения азота существуют во всех его положительных степенях окисления – от (+1) до (+5).

В молекулах оксида диазота (N₂O) содержатся связи N – N и N – О, поэтому два атома азота в N₂O имеют разные степени окисления. Оксид N₂O термически неустойчив (разлагается на простые вещества) и при повышенных температурах проявляет сильные окислительные свойства.

Монооксид азота NО характеризуется тем, что его молекула содержит один неспаренный электрон и фактически является радикалом нитрозилом.

Азотистая кислота НNО₂ – слабый электролит в водном растворе. НNО₂ и её соли – нитриты могут являться как окислителями, так и восстановителями

2НNО₂ + 2НI = I₂ + 2NO + 2H₂O ;

5КNО₂ + 3Н₂SО₄ + 2КМnО₄ = 5КNО₃ + 2МnSO₄ + К₂SO₄ + 3Н₂О .

В щелочной среде окислительные и восстановительные свойства нитритов не проявляются.

Триоксид диазота N₂О₃ содержит два неравноценных, связанных друг с другом атома азота, поэтому и степени окисления у них разные. В твердом состоянии светло-синий N₂О₃ имеет ионное строение, в жидком и газообразном состоянии молекулярный N₂О₃ малоустойчив. При нагревании в присутствии воды N₂О₃ и НNО₂ переходят в смесь НNО₃ и NО.

Диоксид азота NО₂, как и NО, является радикалом, так как молекула NО₂ содержит неспаренный электрон. При низких температурах газообразный NО₂, окрашенный в бурый цвет, димеризуется в N₂О₄, и обесцвечивается

2NО_2(г) « N₂О_{4 (ж)}; ∆Н^о= -85 кДж .

В присутствии воды N₂О₄ переходит в смесь НNО₃ и N₂О₃.

Пентаоксид диазота N₂О₅ при обычных условиях – кристаллическое вещество ионного строения. При температуре выше 32°С он достаточно летуч.

Азотная кислота НNО₃ – протолит в водном растворе. Концентрированная кислота НNО₃ является типичным окислителем. Смесь концентрированных азотной и хлороводородной кислот (царская водка) окисляет даже самые благородные металлы (золото и платину) благодаря образованию очень сильных окислителей – атомарного хлора и хлорида нитрозила

3НCl _(конц.) + НNО_{3 (конц.)} « (NО)Cl + 2Cl^о + 2Н₂О.

При этом золото и платина переходят в комплексные соединения Н[AuCl₄] и H₂[PtCl₆] соответственно

Au + 4НCl + НNО₃ = Н[AuCl₄] + NО + 2Н₂О;

3Pt + 18НCl + 4 НNО₃ = 3H₂[PtCl₆] + 4NО + 8Н₂О.

Все соли азотной кислоты (нитраты) термически малоустойчивы и при нагревании разлагаются. При этом нитраты активных металлов, которые расположены в электрохимическом ряду напряжений слева от магния, образуют соответствующий нитрит и кислород, тогда как нитраты большинства других металлов, которые расположены в электрохимическом ряду напряжений от магния до меди включительно, дают соответствующий оксид, диоксид азота и кислород. Нитраты благородных металлов (расположены после меди) при нагревании образуют свободный металл, диоксид азота и кислород. Например

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂ ;

4Cr(NO₃)₃ 2Cr₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂ ;

Hg(NO₃)₂ Hg + 2NO₂ + O₂.