Азот
1. Электронное строение атома азота
Химический элемент азот расположен во втором периоде 5 группы, главной подгруппы. Электронная конфигурация атома азота – 1s22s22p3. На валентном энергетическом уровне атома азота нет вакантных орбиталей. Следовательно, электронная пара 2s-подуровня не может быть распарена. См. Рис. 1. Поэтому азот не может быть 5-ти валентным. Максимальная валентность азота в соединениях равна 4. При этом 3 связи образуются по обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному. Азот проявляет степени окисления от -3 до +5.
Рис. 1 Электронная конфигурация атома азота – 1s22s22p3
Примеры веществ с различной степенью окисления см. рис. 2.
Рис. 2 Примеры веществ с различной степенью окисления
2. Азот – простое вещество
Для азота нехарактерна аллотропия. Он образует одно простое вещество, N2. Это молекулярное вещество, с ковалентной неполярной связью. Связь образована при помощи трёх общих электронных пар, тройная связь – одна сигма и 2 пи-связи. Тройная связь очень прочная. Это обуславливает низкую реакционно способность молекулярного азота.
Физические свойства
Азот – это газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, немного легче воздуха. Азот вступает в реакцию с некоторыми веществами, но условия проведения реакций очень жесткие (высокие температура и давление, использование катализатора). В обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид лития.
6Li + N2 = 2Li3N, гидролизом которого можно получить аммиак.
Li3N + H2O = 3LiOH + NH3↑ (аммиак)
Под действием электрического разряда азот способен окисляться
N2+O2 ⇄ 2NO
N2+H2 ⇄ 2NH3 (t=5000С, Р= 1000 атм, катализатор Fe).
Получение азота
В промышленности азот получают перегонкой жидкого воздуха. Так как жидкий азот имеет tкип.= -1960С, то его используют в качестве охлаждающего средства для различных целей.
В лаборатории азот получают из нитрита аммония.
NH4NO2 
N2↑+ 2H2O
Азот применяется для создания инертной атмосферы в некоторых реакциях.
3. Получение и свойства аммиака
В молекуле аммиака атом азота находится в sp3-гибридизации. При помощи гибридных орбиталей образуется связь с атомами водорода. См. рис. 3.Четвертая гибридная орбиталь занята неподеленной парой. Поскольку понятие пространственной конфигурации молекул учитывает распределение атомов в пространстве и не учитывает распределение неподелённых электронных пар, то пространственная конфигурация молекулы азота – это тригональная пирамида с валентным углом 1070. Он отличается от тетраэдрического угла 1090. Это происходит вследствие отталкивания электронов, связывающих электронные пары, от неподеленной электронной пары атома азота.
Рис. 3 Строение молекулы аммиака NH3
Физические свойства
Аммиак – это бесцветный газ, обладающий резким запахом. Он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде. В одном объеме воды может раствориться до 700 объёмов аммиака. Разбавленный водный раствор аммиака с концентрацией от 3% до 10% называется нашатырным спиртом. Не путайте с нашатырем. Нашатырь – это хлорид аммония NH4Cl. Концентрированный раствор аммиака с концентрацией от 18% до 20% называют аммиачной водой. Аммиак можно применять в качестве хладагента в холодильных установках.
Получение аммиака
В промышленности аммиак получают из азота и водорода. (Синтез Габера – Боша)
N2+H2 ⇄ 2NH3 + Q (t=5000С, Р = 1000 атм, катализатор Fe).
Сырьем является азот, полученный перегонкой жидкого воздуха и водород, который получают разложением природного газа.
В лаборатории аммиак получают из солей аммония.
NH4NO3 + NaOH 
NH3↑ + H2O + NaNO3. Эта реакция является качественной на ион аммония. Её признак – это появление запаха аммиака.
Химические свойства аммиака
Аммиак обладает только восстановительными свойствами, т. к. азот находится в своей низшей степени окисления -3.
1. Горение аммиака
4NH3+3O2 = 2N2+6 H2O
2. Каталитическое окисление аммиака
4NH3+5O2
NO+6H2O
3. Восстановление металлов из их оксидов
3CuO +2NH3 3CO + N2 +3H2O
4. Проявляет основные свойства. Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию. Взаимодействует с кислотами.
Поскольку в молекуле аммиака есть неподелённая электронная пара, он может образовывать связь по донорно-акцепторному механизму. Благодаря этому аммиак способен реагировать с кислотами, образуя соли аммония.
NH3+ HCl = NH4Cl (хлорид аммония)
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 (сульфат аммония)
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 (гидросульфат аммония)
Соли аммония
Особенность солей аммония в том, что они легко разлагаются при нагревании.
NH4Cl 
NH3↑+ HCl
(NH4)2CO3
NH3↑+ CO2↑+H2O
NH4NO3
N2O↑+ H2O
4. Получение и химические свойства азотной кислоты
В азотной кислоте степень окисления азота равна N+5 - . HN+5O3
При обычных условиях азотная кислота – это бесцветная жидкость, в полтора раза тяжелее воды. Это сильная одноосновная кислота, которая проявляет типичные для кислот свойства.
Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота является очень сильным окислителем за счет азота N+5.
1. При взаимодействии азотной кислоты с металлами образуется нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. В качестве продуктов восстановления могут быть оксиды азота (N2O, NO, NO2), азот N2, нитрат аммония NH4NO3. Глубина восстановления азота в таких реакциях зависит от концентрации кислоты, от активности металла, от температуры. Понижение температуры способствует более глубокому восстановлению азота. Водород в реакциях кислоты с металлами не выделяется потому, что азотная кислота проявляет свои окислительные свойства не за счет Н+, а за счет N+5.
С азотной кислотой любой концентрации не реагируют благородные металлы, а с концентрированной (
не реагируют алюминий, хром и железо из-за пассивации.
Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами. См. Рис. 4.
Рис. 4 Схема взаимодействия азотной кислоты с металлами
Cu + 4HNO3(конц) = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu (NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
2. Азотная кислота взаимодействует с неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства.
С + 4HNO3 =CO2+ 4NO2+ 2H2O
3P + 5HNO3 + 2H2O =3H3PO4+ 5NO
При долгом хранении, на свету или при нагревании азотная кислота может разлагаться.
4HNO3= 4NO2+ 2H2O + О2
Получение азотной кислоты
В лаборатории азотную кислоту получают нагреванием кристаллических нитратов калия или натрия с концентрированной серной кислотой.
2KNO3 + H2SO4 (конц.)
K2SO4 + 2HNO3↑
Промышленное получение азотной кислоты.
Сырьем для получения азотной кислоты является азот.
I стадия: N2+H2 ⇄ 2NH3 + Q (t = 5000С, Р = 1000 атм, катализатор Fe).
II стадия: 4NH3+5O2NO+6 H2O
III стадия: 2NO +О2⇄2 NO2
IV стадия 4NO2+ 2H2O + О2 ⇄ 4HNO3
Азотная кислота является одной из важнейших неорганических кислот, её используют для получения удобрений, при нитровании органических соединений. Продуктами нитрования может быть нитробензол. Продуктом восстановления нитробензола является анилин, из которого получают красители. При нитровании органических соединений получают тринитрофенол, тринитротолуол или тринитроглицерин. Это взрывчатые вещества.
Нитраты
Нитраты – это соли азотной кислоты. Они обладают ионным типом кристаллической решетки. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде, температура плавления у нитратов сравнительно низкая. Они могут быть окрашены, но только за счет катионов соответствующего металла. Важной особенностью химических свойств нитратов является их способность разлагаться при нагревании.
Разложение нитратов
- Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (кроме Li) разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me+n(NO2)n+ O2↑
- Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений от Mg до Cu, и нитрат Li разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me+nO + NO2↑+ O2↑
- Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее Cu, разлагаются по схеме:
Me+n(NO3)n Me + NO2↑+ O2↑
- Разложение нитрата аммония
NH4NO3N2O↑+ H2O
Горение черного пороха
При обычных условиях нитратный анион в нитратах, в отличие от азотной кислоты, не обладает ярко-выраженными окислительными свойствами. Но при нагревании или в расплавленном состоянии он их способен проявлять.
KNO3+ 3C + S N2↑ + 3CO2↑+ K2S
5. Закись азота, царская водка
Закись азота – веселящий газ
Веселящим газом называется закись азота N2O.
NH4NO3N2O↑+ H2O
Исследованием этого вещества ученые занимаются давно. Его получают при разложении нитрата аммония. Разложение начинается при 1700С и сопровождается выделением тепла, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, т. к. при температурах более 3000С нитрат аммония разлагается со взрывом. При вдыхании N2O сначала наблюдается беспричинная веселость, и поэтому его назвали «веселящий газ», затем пропадает болевая чувствительность, а при вдыхании очень больших объемов начинаются галлюцинации. Закись азота в небольших количествах стали использовать в качестве обезболивающего. Он не оказывает вредного влияния на организм.
Царская водка
Смесь 3-х объемов концентрированной соляной кислоты и 1-го объема концентрированной азотной кислоты называется царской водкой. Она обладает окислительными свойствами ещё более сильными, чем концентрированная азотная кислота. Такая смесь способна растворять платину и «короля металлов» – золото.
HNO3 + 3HCl + Au = AuCl3 + 2H2O + NO
Подведение итога
Вы познакомились с темой «Азот». Получили представление об азоте как простом веществе, аммиаке, азотной кислоте и нитратах. Были рассмотрены химические и физические свойства этих веществ, строение их молекул, реакции с другими веществами. Перечислены способы получения этих веществ лабораторным и промышленным путем, их применение в различных отраслях. Рассмотрели свойства и применение закиси азота и царской водки (соединение из трех частей соляной кислоты и одной части азотной).