Какое из соединений азота проявляет только окислительные свойства

Азот —  элемент 2-го периода  V А-группы Периодической системы,  порядковый номер 7. Электронная формула атома [2He]2s22p3, характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние Nvсчитается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 —   N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3

+4 —  NO2

+3 – N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3

+2 —  NO

+1 – N2O

0 —  N2

-3 — NH3, NH4, NH3 * H2O, NH2Cl, Li3N, Cl3N.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH4 и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

  Азот N2

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O2).

Главная составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H2O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N2, реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

 N2 + 3F2 = 2NF3,  N2 + O2  ↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F2O3, FeO, в лаборатории при Pt )

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая  15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие  N2 и H2 возвращают в реактор  и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O2 = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N-3H4N3O2(T) = N20 + 2H2O (60-70)

NH4Cl(p) + KNO2(p) = N20↑ + KCl +2H2O (100˚C)

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

   Аммиак NH3

Бинарное соединение , степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)3] (sp3-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH3  донорской пары электронов на  sp3-гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH4. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H2O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и  99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N-3) и окислительные (за счет H+1) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным  HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2.

Промежуточный продукт при синтезе HNO3  и солей аммония. Применяется  в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH3(г) ↔ N2 + 3H2
NH3(г) + H2O  ↔ NH3 *  H2O (р)↔ NH4++ OH—
NH3(г) + HCl(г) ↔ NH4Cl(г) белый «дым»
4NH3 + 3O2 (воздух) = 2N2 + 6 H2O   (сгорание)
4NH3 + 5O2 =  4NO+ 6 H2O   (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2  + 3 H2O   (500˚C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2           (600 ˚C )
NH3(г) + CO2(г) + H2O = NH4HCO3    (комнатная температура, давление)
Получение.   В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью:  Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2+ 2H2O +NH3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
  В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

  Гидрат аммиака NH3 *H2O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы  NH3 и H2O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH4 и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение   (sp3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N-3) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

   Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH3 *H2O и лишь 0,4% ионов NH4  OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH4 OH» практически не содержится в растворе,  нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH3 H2O (конц.)  = NH3↑ + H2O    (кипячение с NaOH)
NH3 H2O   + HCl (разб.)  = NH4Cl + H2O
3(NH3 H2O) (конц.)   + CrCl3 = Cr(OH)3↓ + 3 NH4Cl
8(NH3 H2O) (конц.)   + 3Br2(p) = N2↑ + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH3 H2O) (конц.)   + 2KMnO4 = N2↑ + 2MnO2↓ + 4H2O + 2KOH
4(NH3 H2O) (конц.)    + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
4(NH3 H2O) (конц.)    + Cu(OH)2 + [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
6(NH3 H2O) (конц.)   + NiCl2 = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

Оксиды азота

  Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N2О2  со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами . весьма реакционноспособная смесь NO и NO2 («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O2(изб.) = 2NO2    (20˚C)
2NO + C(графит) =  N2 +  CО2 (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) =  5N2 + 2P2O5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N2  + 2 Cu2O   (500- 600˚C)
Реакции на смеси  NO и  NO2:
NO + NO2  +H2O = 2HNO2(p)
NO + NO2  + 2KOH(разб.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO2  +  Na2CO3 =  2Na2NO2  +  CО2 (450- 500˚C)
Получение в промышленности: окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории  — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO3 + 6Hg = 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑ + 4 H2O
или восстановлении нитратов:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2NO↑ + I2↓ + 2 H2O + 2Na2SO4

Диоксид азота NO2

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO2 и  HNO3 (кислота для N4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер  NO2, на холоду жидкий бесцветный димер N2О4 (тетраоксид диазота).  Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO2 ↔ 2NO + O2
4NO2(ж) + H2O = 2HNO3 + N2О3 (син.)     (на холоду)
3 NO2 + H2O = 3HNO3 + NO↑
2NO2 + 2NaOH(разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O
4NO2 + O2+ 2 H2O = 4 HNO3
4NO2 + O2 + KOH = KNO3 + 2 H2O
2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4 H2O   (кат. Pt, Ni)
NO2 + 2HI(p) = NO↑ + I2↓ + H2O
NO2 + H2O + SO2 = H2SO4 + NO↑   (50- 60˚C)
NO2  + K = KNO2
6NO2 + Bi(NO3)3 + 3NO   (70- 110˚C)
  Получение:  в промышленности —   окислением NO  кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO3 (конц.,гор.) + S = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
5HNO3 (конц.,гор.) + P (красный) = H3PO4  + 5NO2 ↑ + H2O
2HNO3 (конц.,гор.) +  SO2 = H2SO4  + 2 NO2 ↑

Оксид диазота N2O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N2O + C = CO2 + 2N2   (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH4NO3 = N2O + 2 H2O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N2O3

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO2, формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C  на 90% разлагается на смесь бесцветного NO  и  бурого NO2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»).  N2O3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO2 , при нагревании реагирует иначе:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO2, например NaNO2.
Получают взаимодействием  NO c O2 (4NO + 3O2 = 2N2O3) или с NO2 (NO2 + NO = N2O3)
при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота N2O5

Бесцветное,  твердое вещество, O2N – O – NO2, степень окисления  азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO2 и O2. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO3  + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
или окислением NO2 озоном при  -78˚C:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Азотная кислота

 Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO2.  Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакции на ион NO2— обесцвечивание фиолетового раствора MnO4  и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнение важнейших реакций:
2KNO2(т)  + 2HNO3(конц.) = NO2↑ + NO↑ + H2O  + 2KNO3
2KNO2 (разб.)+ O2(изб.) → 2KNO3 (60-80 ˚C)
KNO2  + H2O + Br2 = KNO3  + 2HBr
5NO2— + 6H+  + 2MnO4— (фиол.) = 5NO3—   + 2Mn2+ (бц.) + 3H2O
3 NO2—  + 8H+ + CrO72- = 3NO3— + 2Cr3+ + 4H2O
NO2—(насыщ.) + NH4+(насыщ.)=  N2↑ +  2H2O
2NO2—  + 4H+ + 2I—(бц.) = 2NO↑ + I2(черн.) ↓ = 2H2O
NO2—(разб.) + Ag+ = AgNO2 (светл.желт.)↓
Получение впромышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO3 + Pb = KNO2  + PbO (350-400˚C)
KNO3 (конц.) + Pb(губка) + H2O = KNO2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO2  + CaSO4 (300 ˚C)

Hитраткалия KNO3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо-эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO2, в щелочной среде до NH3). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

2KNO3 = 2KNO2  +  O2                                                             (400- 500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, разб. HCl) = KNO2 + H2O     

KNO3 + 8H0 (Al, конц. KOH) = NH3↑ + 2H2O + KOH     (80 ˚C)

KNO3 + NH4Cl = N2O↑ + 2H2O + KCl                 (230- 300 ˚C)

2 KNO3 + 3C (графит) + S = N2 + 3CO2 + K2S   (сгорание)

KNO3 + Pb = KNO2 + PbO                                    (350 — 400  ˚C)

KNO3 + 2KOH + MnO2 = K2MnO4 + KNO2 + H2O                                    (350 — 400  ˚C)

  Получение: в промышленности
4KOH (гор.) + 4NO2  + O2  = 4KNO3 +  2H2O

и в лаборатории:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

Азот — характеристика элемента, физические и химические свойства простого вещества. Аммиак, соли аммония.
Азотная кислота — строение и химические свойства