2. Соединения азота

При высоких температурах азот окисляет металлы и неметаллы, образуя нитриды:

3Mg + N₂ =Mg₃N₂ (2)

2B + N₂ =2BN (3)

3H₂ + N₂ =2H₃N (4)

Нитриды s-элементов 1 и 2 групп, например Mg₃N₂ и Li₃N, - кристаллические вещества. Химически они довольно активны:

Li₃N +3Н₂O = 2LiOH + H₃N (5)

Нитриды BN, AlN и Si₃N₄ – твердые полимерные вещества с высокими температурами. [4]

Аммиак за счет положительной поляризации водорода в его молекуле может проявляет кислотные свойства, например, в реакциях со ЩМ. Причем жидкий аммиак образует амиды (MNH₂), а газообразный – нитриды (MN₃ ).

При об.у. хлор окисляет NH₃ до N₂, а при низкой температуре идет последовательное замещение водорода на хлор с образованием хлорангидридов вплоть до трихлорамина. Аммиак за счет наличия Н-связей имеет аномально высокие т.пл. (-76 ⁰С) и т.кип. (-33 ⁰С). Под давлением 8,5 атм. NH₃ легко сжижается даже при 20 ⁰С, поэтому широко используется в качестве жидкого растворителя для проведения различных синтезов.

Благодаря способности аммиака к формированию Н-связей его растворимость в воде среди известных газов максимальна . Это объясняется также значительной полярностью молекул NH₃ (µ= 1,47 D), способностью их давать гидраты: NH₃ ⋅ 2Н₂O и 2NH₃ ⋅ Н₂O (выделены из водного раствора при –800С), и протолизацией аммиака ( α_прот.= 0,4% в 1М растворе, а К_прот=1,8.10^-5). [6]

Все оксиды азота – эндотермические соединения, поэтому получают их с затратой энергии или косвенными методами. Так, при пропускании электроразряда через газообразный воздух образуется NО (б/ц газ), а через сконденсированный – N₂O₃, который даже в виде жидкости (голубого цвета, т.кип.=32 ⁰С) распадается на газообразные NО (б/ц) и NO₂ (бурого цвета). Высший оксид N₂O₅ синтезируют дегидратацией азотной кислоты. NO₂ образуется окислением NО на воздухе. «Закись» азота N₂O ( б/ц газ) получается дегидратацией нитрата аммония при 250 ⁰С. [3]

Отметим, что оксиды азота в четных ст.ок. (NO и NO₂) являются (как и в случае галидов) радикалами. Поэтому они могут соединяться между собой, образуя промежуточный по ст.ок. оксид N₂O₃. Или димеризоваться, давая соответственно N₂O₂ и N₂O₄ . Последний димер, образованный за счет спаривания электронов, находящихся на несвязывающих МО , обладает значительно большей устойчивостью, чем N₂O₂ (образован при спаривании е разрыхляющих МО). Очевидно, N₂O₃ по устойчивости занимает среднее положение (при н.у. разлагается на исходные оксиды – см. выше). [6]

Значения т.пл. и т.кип. оксидов азота закономерно повышаются с увеличением атомности их молекул. Наиболее устойчивые из оксидов азота: NO и NO₂, N₂O значительно различаются по окислительно-восстановительной кинетической активности. Восстановительная способность уменьшается в ряду: NO > NO₂ >N₂O .Так, NО легко окисляется хлором (до NOCl) и даже кислородом воздуха NO₂ лишь фтором (до NO₂F) или озоном (до N₂O₅ ).

Благодаря способности выступать в роли и окислителя, и восстановителя, оксиды могут дисмутировать:

N₂O → N₂ + NO (6)

Оксиды азота токсичны, существенна также их роль в образовании кислотных дождей. Поэтому существует проблема очистки от них выхлопных газов автомобилей и отходящих газов производств. Для этого предлагается, в частности, пропускать газы через насадки, содержащие, например, платиновый катализатор, который ускоряет разложение NO на N₂ и O₂ .

Однако известно и положительное действие этих веществ. Так, оксид NO₂ применяют как катализатор до окисления не только SO₂ до SO₃ , но и CO до CO₂ ; а N₂O («веселящий газ») используется в медицине для снятия стресса [4].