Глава IX. Азот

Электронная формула азота 1s²2s²2p³. Для завершения внешнего энергетического уровня атому азота не хватает трех электронов, следовательно, максимально возможная отрицательная степень окисления атома азота равна -3. Максимальная положительная степень окисления атома азота равна +5.

Наличие на внешнем энергетическом уровне трех неспаренных электронов позволяет атому азоту образовывать очень устойчивую молекулу N₂ с тремя ковалентными связями (одна δ- и две π-связи). Высокая прочность внутримолекулярной связи объясняет химическую инертность молекулярного азота в обычных условиях. Воздух содержит 78% азота. Пассивность газообразного азота используется для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций, чувствительных к присутствию кислорода.

В промышленности азот получают из жидкого воздуха с отгонкой азота. В лаборатории азот можно получить термическим разложением нитрита аммония, за счет внутримолекулярного окисления ( N^-3) и восстановления (N⁺³):

NH₄NO_{2 =} N₂ + 2H₂O

Азот как неметалл проявляет окислительные свойства в реакциях с простыми веществами-восстановителями. При комнатной температуре азот реагирует только с литием, а с остальными активными металлами – при нагревании, образуя нитриды:

6Li + N₂ = 2Li₃N 3Ca + N₂ = Ca₃N₂

С водородом азот реагирует только при повышенной температуре, давлении и в присутствии катализатора:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

Таким образом, окислительные свойства азота проявляются слабее, чем у галогенов, кислорода и серы.

Восстановительные свойства азота проявляются в реакциях с сильными окислителями. Однако даже с кислородом реакция протекает при очень высоких температурах (>2000⁰С) или в электрическом разряде:

N₂ + O₂ ↔ 2NO

С хлором, бромом и йодом азот непосредственно не взаимодействует.

Соединения азота с водородом.

Пространственная структура молекулы NH₃ близка к тетраэдрической, так как атом азота предоставляет для связывания с водородом не чистые р-орбитали, а sp³-гибридные орбитали. При этом неподеленная электронная пара тоже находится на sp³-гибридной орбитали. Благодаря неподеленной электронной пары, молекула аммиака проявляет оснóвные свойства, образуя с катионом водорода ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, в результате чего возникает комплексный ион – катион аммония, в котором катион водорода Н⁺ - комплексообразователь, а молекула NH₃ – лиганд

Н⁺□ + :NH₃ = [NH₄]⁺

При обычных условиях аммиак – газ (Т_кип. == -33⁰С). Вследствие полярности молекулы и ее способности образовывать водородные связи аммиак хорошо растворяется в воде. При растворении в воде аммиак взаимодействует с ней, образуя слабое основание – гидрат аммиака NH₃*Н₂О, диссоциирующее с образованием иона аммония:

NH₃ + H₂O ↔ NH₃*H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

Аммиачная вода имеет запах аммиака и называется нашатырным спиртом.

С сильными кислотами аммиак образует соли аммония:

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

При нагревании щелочного раствора гидрата аммиака из него улетучивается аммиак, что определяется посинением универсальной индикаторной бумажки, помещенной над раствором:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃*H₂O = NH₃↑ + H₂O + NaCl

Эта реакция является качественной реакцией на катион NH₄⁺ и на присутствие аммиака в системе.

Соли аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании:

NH₄Cl = NH₃↑ + HCl↑

В тех случаях, когда анион аммонийной соли содержит окислитель, при высокой температуре происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, в которой атом азота аммония, имеющий степень окисления -3, выступает восстановителем:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ = 2N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Аммиак не горит на воздухе, но сгорает в чистом кислороде:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Продуктом окисления аммиака другими окислителями является азот:

2NH₃ + 3CuO = N₂ + 3Cu + 3H₂O