Элементы VА группы. Азот

На этой странице вы узнаете 

• Такой ли уж безжизненный азот? 
• Азот-хитрец: почему его максимальная валентность не совпадает с высшей степенью окисления?
• Нашатырный спирт — спирт или не спирт? 

Азот, наверное, самый удивительный неметалл — он имеет множество степеней окисления и огромное число соединений. И сегодня мы узнаем, каким многогранным он может быть и какие разнообразные свойства проявляют его соединения.

Общая характеристика азота

Азот — неметалл с порядковым номером 7, расположен во 2 периоде и входит в состав VA группы, элементы которой называют пниктогенами — «дурно пахнущими».

Такой ли уж безжизненный? Название элемента «азот» образовано от древнегреческого «ἄζωτος», что буквально переводится как «безжизненный». Тем не менее,  азот задействован в образовании пептидных связей между молекулами аминокислот, благодаря которым последние объединяются в белки. Кроме того, азот участвует в целом ряде биохимических процессов: гниении, разложении белков и др. Растениям необходим азот в нитратной форме для роста и развития, а некоторые организмы, такие как клубеньковые бактерии, способны переводить молекулярный азот из атмосферы в аммиачную форму  в процессе  фиксации азота.

Рассмотрим электронную конфигурацию внешнего слоя атома азота.

За счет трех неспаренных электронов и электронной пары азот суммарно может образовывать в соединениях 4 химические связи. Это значит, что его максимальная валентность — IV. 

Атом азота имеет следующий набор степеней окисления: 

• высшая степень окисления равна номеру группы: +5; 
• низшая степень окисления определяется по формуле «номер группы — 8»: -3; 
• в качестве промежуточных степеней окисления азот может проявлять любые положительные. 

Набор степеней окисления азота: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Азот-хитрец: почему его максимальная валентность не совпадает с высшей степенью окисления? Максимальная степень окисления азота +5, а максимальная валентность — IV. Валентность азота ниже максимальной степени окисления из-за того, что азот образует три связи по обменному механизму (за счет неспаренных электронов), и одну — по донорно-акцепторному (за счет электронной пары). В соединениях азота со степенью окисления +5 реализуются связи, образованные по донорно-акцепторному механизму:

Получение азота

Существует несколько основных способов получения азота. В промышленности чаще всего азот получают из воздуха в ходе его фракционной перегонки. Воздух охлаждают при повышенном давлении, получая жидкую смесь азота, водорода и других компонентов воздуха, затем полученный жидкий воздух постепенно нагревают. Из жидкости в газ компоненты смеси переходят уже по отдельности в соответствии с температурами их кипения.

В лаборатории небольшие количества азота можно получить при термическом разложении некоторых соединений. 

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O
(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Химические свойства азота

В молекуле азота реализуется тройная связь — между атомами азота в молекуле N₂ располагается три общие электронные пары. Разрушить такую связь крайне затруднительно, поэтому азот очень «ленив» — химически неактивен. Для взаимодействия с чем-либо ему нужны будут, как правило, жесткие условия: высокая температура, высокое давление или катализаторы. 

1. Взаимодействие с металлами.  

️Азот взаимодействует с активными металлами: металлами IA- и IIA-групп, а также с алюминием. В данных реакциях азот проявляет свои окислительные свойства. В результате реакции образуются нитриды. При обычных условиях реакция протекает только с литием и магнием, для взаимодействия с остальными металлами требуется повышенная температура.

Как и многие другие бинарные соединения, нитриды могут гидролизоваться в разных средах. Уравнения этих реакций мы записываем по принципу «плюс к минусу»: к катиону присоединяем гидроксильную группу, а к аниону  — водород. 

2. Взаимодействие с неметаллами.

Из неметаллов азот напрямую реагирует только со фтором, кислородом и водородом, причем для проведения этих реакций нужны особые условия. С кислородом азот реагируют при электрическом разряде (или очень высокой температуре), со фтором при повышенной температуре, а реакция с водородом требует повышенной температуры давления и присутствия катализатора.

Разберем свойства одного из самых важных соединений азота —  аммиака.

Аммиак

Аммиак — водородное соединение азота с химической формулой NH₃. Химические свойства аммиака крайне интересны, характеризуются обилием и разнообразием реакций, в которые он может вступать, поэтому очень важно о нем поговорить.

Так как же выглядит аммиак? По физическим свойствам аммиак представляет собой хорошо растворимый в воде ядовитый газ, с резким характерным запахом нашатырного спирта.

Нашатырный спирт — спирт или не спирт?  Раствор аммиака представляет собой не просто смесь молекул воды и аммиака. Молекулы аммиака благодаря водородным связям достаточно прочно связываются с молекулами воды образуя гидрат аммиака — NH3·H2O. Гидрат аммиака — это основание, он обратимо диссоциирует с образованием гидроксид анионов. Спирты же — органические соединения, обладающие слабыми кислотными свойствами. Гидрат аммиака с точки зрения химии спиртом назвать нельзя, однако такое название прочно закрепилось в повседневной жизни. Аммиак обладает специфическим резким запахом и при вдыхании вызывает сильное раздражение нервных окончаний дыхательных путей, что позволяет использовать нашатырный спирт для выведения человека из обморочного состояния.

1. Основные свойства аммиака.

Аммиак обладает основными свойствами, поэтому реагирует со своими противоположностями — кислотами с образованием солей аммония. 

2. Реакции ионного обмена с аммиаком.

Гидрат аммиака, образующийся при растворении аммиака в воде, способен к диссоциации:

NH₃·H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^—

Водный раствор аммиака вступает в реакции ионного обмена, если выполняются соответствующие условия (образование газа, осадка или слабого электролита).

3NH₃·H₂O + AlCl₃ = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

Осадки некоторых гидроксидов получить не удается, поскольку образуются растворимые комплексные соединения. Так, например, действием раствора аммиака нельзя получить гидроксид меди(II).

Cu(OH)₂ + NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Аналогично в присутствии аммиака растворяется и оксид серебра(I).

Ag₂O + 4NH₃·H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

3. Аммиак как восстановитель. 

За счет степени окисления -3 аммиак проявляет ярко выраженные восстановительные свойства, а значит, способен реагировать с окислителями. Например, аммиак сгорает в кислороде, в отсутствии катализатора реакция сопровождается образованием азота и воды, в присутствии катализатора возможно окисление азота до оксида азота(II) (на катализаторе происходит как бы «догорание азота» до его оксида).

В большинстве таких реакций азот, как восстановитель, повышает свою степень окисления до ближайшей устойчивой 0.

Соли аммония при нагревании разлагаются. Чаще всего в результате получается то, из чего они образуются: аммиак и соответствующая кислота, но есть и исключение — при разложении сульфата аммония образуется аммиак и гидросульфат аммония.

В составе катиона аммония содержится атом азота в степени окисления -3, способный проявлять восстановительные свойства. Если анион проявляет окислительные свойства, то при нагревании возможно протекание окислительно-восстановительной реакции.

Например, в случае бихромата и перманганата аммония, хром +6 в бихромате и марганец +7 в перманганате выступают в качестве окислителей.

В реакции с дихроматом азот повышает степень окисления с -3 до 0, а хром понижает с +6 до +3.

В нитрате и нитрите аммония окислителем выступают атомы азота в степени окисления +5 и +3 соответственно. В таких случаях протекает особый вид окислительно-восстановительных реакций — реакции конпропорционирования, когда из соединений, содержащих атомы азота в двух различных степенях окисления, образуется соединение, содержащее атомы этого же элемента в одной (промежуточной между исходными) степени окисления.

Получение аммиака

Мировая химическая промышленность производит огромные количества аммиака не просто так, он находит широкое применение в производстве удобрений, азотной кислоты и взрывчатых веществ. 

В промышленности аммиак, в основном, получают с помощью процесса Габера — прямого синтеза аммиака из азота и водорода. А вот в лаборатории аммиак получают очень простым способом — реакцией между щелочью и солью аммония. 

Синтез аммиака из простых веществ — обратимый процесс, самое время вспомнить как работает принцип Ле-Шателье, ведь эта реакция нередко встречается в задании №22 ЕГЭ.

Задание. Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему, в которой протекает реакция:

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q

и направлением смещения химического равновесия при этом воздействии.

В ответ запишите выбранные номера в порядке соответствующем АБВГ.

Решение.

А. Повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении эндотермической реакции. Прямая реакция экзотермична, значит обратная эндотермична, равновесие смещается в сторону исходных веществ (2).

Б. Повышение давления приводит к смещению равновесия в направлении образования меньшего общего количества газов. В левой части уравнения суммарно имеем 4 моль газов, в правой — 2, равновесие смещается в сторону продуктов реакции (1). 

В. Введение катализатора не влияет на положение равновесия (3).

Г. Добавление вещества в систему приводит к смещению равновесия в направлении его расходования. Водород расходуется в ходе прямой реакции — равновесие смещается в сторону продуктов реакции (1).

Ответ: 2131

Оксиды азота

Азот образует целый ряд оксидов. Давайте рассмотрим каждый из них по отдельности. 

1. Оксид азота(I) (веселящий газ, закись азота) — N₂O

Бесцветный газ со сладковатым запахом, обладает наркотическим эффектом, может быть получен в ходе разложения нитрата аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

При нагревании разлагается:

2N₂O (t) = 2N₂ + O₂

Не взаимодействует с кислотами и щелочами, относится к несолеобразующим оксидам.

Вступает в окислительно-восстановительные реакции, проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя:

2. Оксид азота(II) (окись азота) — NO

Бесцветный газ, не имеющий запаха. Может быть получен ходе в различных реакций:

1) взаимодействие азота с кислородом: N₂ + O₂ = 2NO;
2) каталитическое окисление аммиака: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O;
3) взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой: 3Cu + 8HNO_3(разб) = 3Cu(NO₃)₂ +2NO + 4H₂O. 

Как и N₂O относится к несолеобразующим оксидам, поэтому не взаимодействует с щелочами и кислотами. Выступает восстановителем:

2NO + O₂ = 2NO₂
10NO + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 10HNO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 4H₂O
NO + ZnO = NO₂ + Zn

Также может проявлять окислительные способности:

2NO + 2SO₂ = 2SO₃ + N₂
2NO + 2Cu = 2CuO + N₂
2NO + 2H₂S = 2S + N₂ + 2H₂O

3. Оксид азота(III) — N₂O₃

При нормальных условиях летучая жидкость синего цвета. Может быть получен при взаимодействии оксидов азота(II) и (IV), реакция протекает при пониженных температурах:

NO + NO₂ = N₂O₃ 

Кислотный оксид, при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту, а при взаимодействии со щелочами — нитриты:

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂
N₂O₃ + 2NaOH = 2NaNO₂ + H₂O

При нагревании легко разлагается:

N₂O₃ = NO₂ + NO

4. Оксид азота(IV) (бурый газ, лисий хвост) — NO₂

Газ бурого цвета, не имеющий запаха. Может быть получен ходе в различных реакций:

1) взаимодействие оксида азота(II) с кислородом: 2NО + O₂ = 2NO;
2) разложение нитратов: 2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂;
3) взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой: Cu + 4HNO_3(конц) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

Относится к кислотным оксидам, образуя смесь двух кислот при взаимодействии с водой:

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂ (на холоде)
3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO (при нагревании)

В присутствии кислорода образуется только азотная кислота:

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Аналогично реагирует с растворами щелочей, образуя соответствующие соли — нитрат и нитрит:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂  + H₂O

Оксид азота(IV) проявляет сильные окислительные способности:

NO₂ + SO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO
10NO₂ + 8P = 5N₂ + 4P₂O₅
6NO₂ + 8NH₃ = 7N₂ + 12H₂O
2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂ (с кислородом реакция не протекает)

5. Оксид азота(V) — N₂O₅

При нормальных условиях бесцветное твердое вещество, неустойчивое и летучее.

Термически разлагается: 2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂.

Кислотный оксид:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃
N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O

Может выступать окислителем в реакциях:

2N₂O₅ + 2KI = I₂ + 2NO₂ + 2KNO₃
N₂O₅ + H₂S = 2NO₂ + S + H₂O

Мы разобрали важнейшие свойства оксидов азота, а как себя ведут в химических реакциях кислоты азота?

Химические свойства азотистой кислоты HNO₂

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота, которой соответствует кислотный оксид N₂O₃.

1. Основно-кислотное взаимодействие

Азотистая кислота проявляет кислотные свойства. Она вступает в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями (основаниями и основными оксидами) с образованием солей — нитритов.  

2. Реакции ионного обмена

Азотистая кислота — электролит, хоть и слабый. Она чисто теоретически может вступать в реакции ионного обмена с другими электролитами: солями и основаниями. 

Это вещество довольно неустойчиво, поэтому в качестве реагента в РИО ее, как правило, не используют. 

3. Реакции вытеснения

Как и другие кислоты-неокислители, азотистая кислота способна вступать в реакции вытеснения с металлами, стоящими до водорода в ряду активности. 

4. Восстановительные свойства азотистой кислоты

Азот в степени окисления +3 проявляет преимущественно восстановительные свойств, поэтому азотистая кислота вступает в реакции с типичными окислителями. Как восстановитель, он повышает степень окисления до +5:

Со свойствами азотистой кислоты мы разобрались, а в какие реакции вступают ее соли — нитриты?

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты называют нитритами. Они преимущественно обладают восстановительными свойствами, при этом в окислительно-восстановительных реакциях образуется азотная кислота или ее соль.

Также возможны реакции, где нитриты выступают в качестве окислителей.

Повышаем степень окисления азота и переходим к удивительной и неповторимой азотной кислоте.

Химические свойства азотной кислоты HNO₃

1. Основно-кислотное взаимодействие 

Азотная кислота обладает кислотными свойствами. Она способна вступать в основно-кислотные взаимодействия с веществами, которые проявляют основные свойства. В этот список входят основания, основные оксиды, амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды:

2. Реакции ионного обмена

Кислоты, в том числе и азотная, являются электролитами. Поэтому они способны вступать в реакции ионного обмена с другими электролитами: солями и основаниями (если среди продуктов реакции есть газ, осадок или слабый электролит). Если хотите освежить в памяти информацию по реакциям ионного обмена — посмотрите статью «Реакции ионного обмена».

3. Окислительные свойства 

Азотная кислота содержит азот в степени окисления +5, из-за чего проявляется сильные окислительные свойства.

При взаимодействии с металлами продукты реакции зависят от концентрации кислоты и восстановительной способности (активности) металла. Чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем  глубже (до более низкой степени окисления) протекает восстановление.

Продукты взаимодействия с азотной кислотой зависят как от активности металла, так и от концентрации кислоты. Вне зависимости от условий образуются соль и вода, а остальные продукты представлены в таблице:

Некоторые металлы (Al, Cr, Fe) пассивируются при обычных условиях.

Пассивация металлов — переход металла в неактивное, пассивное состояние, связанный с образованием оксидной пленки.

При взаимодействии и разбавленной, и концентрированной HNO₃ с металлами получается смесь продуктов, но для ЕГЭ мы пользуемся следующим упрощением:

• концентрированная азотная кислота реагирует с любыми металлами всегда до NO₂;
• разбавленная азотная кислота реагирует с любыми металлами до NO;
• очень разбавленная азотная кислота реагирует с активными металлами до NH₄NO₃.

Если составители задания захотят увидеть в решении какой-то другой азотсодержащий продукт, они обязательно намекнут на это.

Например, в случае выделения N₂ могут указать, что в ходе реакции «выделяется газ, преимущественно входящий в состав атмосферы», или «выделяется бескислородсодержащий газообразный продукт»

В заданиях первой части может быть так, что единственно подходящим вариантом будет ответ с нетипичным азотсодержащим продуктом, его и выбираем. В ином случае выбираем типичный продукт.

Возникает вопрос, почему может образоваться несколько соединений? В реальности реакции протекают с образованием смеси различных продуктов, но на экзамене по условиям задачи будет понятно, какое конкретно вещество необходимо писать в реакции. Если таких условий нет, то любой из указанных вариантов считается верным.

Благородные металлы (Au, Pt, Pd) не взаимодействуют с кислотами-окислителями ни при каких условиях.

Взаимодействие с металлами мы разобрали, а как реакция пойдет, если восстановителем будет неметалл? Продуктом восстановления азотной кислоты чаще всего является диоксид азота (NO₂), а продукт окисления неметалла — его высшая кислородсодержащая кислота. С разбавленной кислотой реакция протекает до NO.

3C + 4HNO_{3 (разб)} = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O
C+ 4HNO_{3 (конц)} = CO₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O
S + 2HNO_{3 (разб)} = H₂SO₄ + 2NO­
I₂ + 10HNO₃ = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

В случае сложных веществ продукты реакции опять-таки зависят от восстановительной способности восстановителя и концентрации кислоты. 

Ниже представлены примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций с участием азотной кислоты.

Азотная кислота обладает удивительными свойствами, но ее соли (нитраты) также достойны внимания.

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты — это соли азотной кислоты, которые обладают всеми свойствами обычных солей. 

1. Реакции ионного обмена 

Соли могут распадаться на ионы, потому что они являются электролитами. Они способны вступать в реакции ионного обмена с другими электролитами: солями, основаниями и кислотами (если исходные вещества растворимы, а среди продуктов есть газ, осадок или слабый электролит). 

2. Термическое разложение нитратов 

Разложение нитратов может протекать по нескольким схемам. Это напрямую зависит от активности металла в составе соли: 

• нитраты металлов до Mg (кроме Li): нитрит металла и кислород (MeNO₂ + O₂);
• нитраты металлов от Mg до Cu (и Li): оксид металла, диоксид азота и кислород (MeO + NO₂ + O₂);
• нитраты металлов после Cu: металл, диоксид азота и кислород (Me, NO₂, O₂). 

Обратите внимание! 

1. Нитрат лития разлагается так же, как и нитраты большинства металлов, а не как нитрат активного металла:

4LiNO₃ = 2Li₂O + 4NO₂ + O₂

2. Нитраты железа(II), хрома(II) и марганца(II) вступают при разложении в более сложные ОВР, где они сами также являются восстановителями:

4Fe(NO₃)₂ = 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂
4Cr(NO₃)₂ = 2Cr₂O₃ + 8NO₂ + O₂
Mn(NO₃)₂ = MnO₂ + 2NO₂

С реакциями разложения солей нужно быть внимательными, особенно в вопросах про классификацию реакций. Посмотрим, где нас хотят поймать на особенностях химии азота в задании №17 ЕГЭ.

Задание. Из предложенного перечня выберите все окислительно-восстановительные реакции.
1. Термическое разложение карбоната аммония.
2. Термическое разложение бихромата аммония.
3. Термическое разложение нитрата натрия.
4. Термическое разложение нитрита аммония.
5. Термическое разложение хлорида аммония.

Решение:
1.(N^-3H₄)₂CO₃ = N^-3H₃ + CO₂ + H₂O — Не ОВР
2.(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ = N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂O — ОВР
3.2NaN⁺⁵O^-2₃ = 2NaN⁺³O₂ + O⁰₂ —  ОВР
4.N^-3H₄N⁺³O₂ = N⁰₂ + 2H₂O — ОВР
5.N^-3H₄Cl = N^-3H₃ + HCl — Не ОВР

Ответ: 245

На этом разговор о химии азота подходит к концу, мы осветили важные моменты, касающиеся азота как элемента и простого вещества, а также не обошли стороной и его наиболее важные соединения — аммиак, оксиды азота и азотную кислоту. Далее советуем познакомиться со свойствами соседа азота по группе — фосфора, сделать это можно в статье «Элементы VА группы. Фосфор».

Термины

Бинарные соединения — соединения состоящие из атомов двух элементов.

Катализатор — вещество увеличивающее скорость химической реакции, но не расходующееся по мере ее протекания.

Электронная конфигурация — распределение электронов по атомным орбиталям атома.

Фактчек

• Азот — химический элемент VА группы, который входит в категорию пниктогенов.
• Высшая степень окисления азота +5, но высшая валентность — только IV.
• Азот как простое вещество химически инертен и вступает в реакции только с очень активными веществами (активные металлы, фтор, кислород).
• Азот образует множество соединений: оксиды, азотную кислоту, соли, нитриды, аммиак.
• Аммиак является типичным восстановителем за счет низшей степени окисления азота -3.
• Азот образует 5 оксидов за счет большого разнообразия степеней окисления.
• Азотная кислота — сильная кислота, которая может проявлять окислительные свойства из-за азота в степени окисления +5.
• При реакции с металлами важна концентрация азотной кислоты — в зависимости от нее будут выделяться разные продукты.
• Нитраты легко разлагаются в зависимости от входящего в них катиона металла. 

Проверь себя 

Задание 1.
Какова конфигурация внешнего электронного слоя атома азота в основном состоянии? 

1. 2s²2p³
2. 2s²2p²
3. 3s²3p³
4. 3s²3p²

Задание 2.
Какова максимально возможная валентность у атома азота? 

1. III
2. IV
3. V
4. VI

Задание 3.
У какого оксида азота есть тривиальное название «веселящий газ»? 

1. N₂O
2. NO
3. NO₂
4. N₂O₅

Задание 4.
Какой металл не будет реагировать с концентрированной азотной кислотой при комнатной температуре? 

1. Медь
2. Свинец
3. Кадмий
4. Алюминий

Задание 5.
Нитрат какого металла разлагается на соответствующий оксид металла, оксид азота(IV) и кислород? 

1. Барий
2. Ртуть
3. Литий
4. Натрий

Ответы: 1. — 1 ; 2. — 2; 3. — 1; 4. — 4; 5. — 3.