Хим егэ азот

1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота 
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами

Аммиак 
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями

Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония

Оксиды азота 
 1. Оксид азота (I) 
 2. Оксид азота (II) 
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)

Азотная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 
3.1. Диссоциация азотной кислоты 
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками

Азотистая кислота 

Соли азотной кислоты — нитраты

Соли азотистой кислоты — нитриты

Азот

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация  азота в основном состоянии:

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂.  Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид азота (V) N2O5 азотная кислота HNO3 нитраты MeNO3
+4	оксид азота (IV) NO2
+3	оксид азота (III) азотистая кислота нитриты MeNO2
+2	оксид азота (II) NO
+1	оксид азота (I)
-3	аммиак NH3 нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   NH₄NO₂   +  NaCl

NH₄NO₂  →   N₂   +   2H₂O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   N₂   +  NaCl   +  2H₂O

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH₃   +  3O₂   →   2N₂   +  6H₂O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN₃   →   2Na    +    3N₂

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO  +  2NH₃  →   3Cu   + N₂    +  3H₂O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на  разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000^оС),  на электрической дуге  (в природе – во время грозы):

N₂  +  O₂  ⇄   2NO –  Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000^оС-5000^оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С  + N₂  →  N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N₂   +   ЗН₂   ⇄    2NH₃

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N₂   +   6Li   →   2Li₃N

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N₂    +  3LiH  →   Li₃N   +   NH₃

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH₄Cl    +  Са(OH)₂   →   CaCl₂  + 2NH₃  +   2Н₂O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca₃N₂    +   6H₂O  →  ЗСа(OH)₂    +    2NH₃

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH₃    +    H₂SO₄    →    NH₄HSO₄

2NH₃   +   H₂SO₄    →   (NH₄)₂SO₄

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH₃    +    H₂O   + CO₂  →    NH₄HCO₃

2NH₃   +   H₂O   + CO₂    →   (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH₃   +   HCl  →   NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄  + 2NH₃  + 2H₂O  →  Fe(OH)₂  + (NH₄)₂SO₄

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃    +  CuCl₂  →  [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃    +   Cu(OH)₂   → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃    +   3O₂    →  2N₂   +   6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃   +    2Na   →   2NaNH₂   +  H₂

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃    +   2Al   →   2AlN   +   3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃    +   3Cl₂    →  N₂   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃    +   3H₂O₂    →  N₂   +   6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃    +   3CuO   →    3Cu   +   N₂   +   3H₂O

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH₄Cl + AgNO₃ → AgCl + NH₄NO₃

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

NH₄НCO₃  +   NH₃   →   (NH₄)₂CO₃

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl   ⇄   NH₄⁺ + Cl^–

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃    +   2НCl →   2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl     +   KOH   →   KCl    +   NH₃   +   H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH₄Cl   +    Н₂O    ↔   NH₃ ∙ H₂O   +   HCl

NH₄⁺     +     HOH    ↔   NH₃ ∙ H₂O      +   H⁺

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH₄Cl   →    NH₃   +   HCl

NH₄HCO₃    →   NH₃   +   CO₂    +   H₂O

  (NH₄)₂SO₄    →   NH₄HSO₄   +  NH₃

NH₄HS  →   NH₃   +   H₂S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH₄NO₂   →   N₂    +    2H₂O  

190 – 245° C:

NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

При температуре 250 – 300°C:

 2NH₄NO₃  →   2NO    +   4H₂O

При температуре выше 300°C:

2NH₄NO₃    →   2N₂   +   O₂   +   4H₂O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH₄)₂Cr₂O₇  →   Cr₂O₃    +   N₂   +   4H₂O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов.  Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N2O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II)	бесцветный	газ	несолеобразующий
N2O3 Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO2 Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N2O5 Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) –  это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

 NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N₂O      +    H₂    →  N₂   +   H₂O

N₂O      +    Mg   →  N₂   +   MgO

N₂O      +   2Cu   →  N₂   +   Cu₂O

3N₂O    +   2NH₃  →   4N₂   +  3H₂O

N₂O      +    H₂O   +  SO₂  →   N₂   +   H₂SO₄

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N₂O   +   C   →   N₂   +   CO

5N₂O   +   2Р   →   5N₂   +   Р₂O₅

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

5N₂O    +    3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →  10NO   +   2MnSO₄    +   K₂SO₄    +  3H₂O

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) –  это несолеобразующий оксид.  В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu   +   8HNO_3(разб.)  →  3Cu(NO₃)₂   +  2NO  + 4H₂O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂    +     NaNO₃   +   4HCl   →   3FeCl₃   +   NaCl    +  NO   +   2H₂O

  2HNO₃   +  6HI   →   2NO   +   I₂    +   4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N₂   +   O₂  →   2NO

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей.

Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO    +   O₂   →   2NO₂

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO   +   Cl₂  →  2NOCl

NO   +  O₃  →   NO₂   +   O₂

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO   +   2H₂  →  N₂   +   2H₂O

2NO   +  2SO₂   →   2SO₃   +   N₂

Оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: можно получить при низкой температуре из оксидов азота:

NO₂     +   NO   ↔   N₂O₃

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N₂O₃   +   H₂O   ↔  2HNO₂

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:

N₂O₃   +   2NaOH   →  2NaNO₂    +   H₂O

N₂O₃ + Na₂O →  2NaNO₂

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит!  Для NO₂  характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO   +  O₂  →   2NO₂

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра:

2AgNO₃    →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

2NO₂   +   H₂O   →  HNO₃   +   HNO₂

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃  и   NO:

3NO₂   +   H₂O   →  2HNO₃   +   NO

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

 2NO₂   +   2NaOH   →  NaNO₃   +   NaNO₂   +   H₂O

4NO₂   +   2Ca(OH)₂  →   Ca(NO₂)₂   +   Ca(NO₃)₂      +   2H₂O

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO₂   +   4NaOH  +   O₂   →   4NaNO₃   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор, уголь, сера, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2NO₂   +   2S   →  N₂   +   2SO₂

2NO₂   +   2C   →  N₂   +   2CO₂

10NO₂   +   8P   →  5N₂   +   4P₂O₅

NO₂    +   SO₂  →   SO₃   +   NO

4. Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂  ⇄  N₂O₄

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:

2NO₂ + O₃    →    N₂O₅ + O₂

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):

2HNO₃    +   P₂O₅      →   2HPO₃    +    N₂O₅

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

N₂O₅    +   H₂O   →  2HNO₃

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Например, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:

N₂O₅    +   2NaOH   →  2NaNO₃  +   H₂O

Еще пример: оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель.

Например, он окисляет серу:

2N₂O₅   +   S   →   SO₂   +   4NO₂

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

2N₂O₅     →   4NO₂   +   O₂

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота  образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃    +    H₂SO_4(конц)    →    KHSO₄    +    HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется стадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II)  до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO   +    O₂   →    2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

 HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO   +   2HNO₃   →   Cu(NO₃)₂   +   H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃   +   NaOH   →   NaNO₃   +   H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃   +   Na₂CO₃   →  2NaNO₃   +   H₂O   +   CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃  →   4NO₂   +   O₂   +   2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe    +   6HNO_3(конц.)  →   Fe(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

 Al   +   6HNO_3(конц.)   →  Al(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO₃      +   3HCl   +   Au   →   AuCl₃   +   NO   +   2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃       +  4Ca   →    4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (разб.)}     +    3Cu   →    3Cu(NO₃)₂    +    2NO   +   4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)     +  10Na   →    10NaNO₃    +    N₂   +   6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃       +  4Ca    →   4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃         +  4Zn   →    4Zn(NO₃)₂    +    NH₄NO₃   +   3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO2	образуется N2O	образуется NO	образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃       +   S     →   H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃      +    P   →    H₃PO₄     +   5NO₂    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃     +    C   →   CO₂    +    4NO₂    +    2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃   +   I₂  →   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃     +   SO₂  →   H₂SO₄     +   2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO₃   +   HI   →  HIO₃   +   6NO₂   +   3H₂O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С    +    4HNO₃   →    3СО₂    +    4NO    +   2H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃     +   H₂S     →  S    +    2NO₂   +   2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃     +   H₂S     →  H₂SO₄    +    2NO₂   +   2H₂O

8HNO₃     +    CuS   →   CuSO₄    +   8NO₂    +   4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃     +    FeS   →   Fe(NO₃)₃  +   NO    +   S    +   2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂   +   HCl   →    HNO₂    +   AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO₂  существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается:

3HNO₂   →  HNO₃  +   2NO   +   H₂O

без нагревания азотистая кислота также разлагается:

2HNO₂    →    NO₂    +    NO   +   H₂O

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом натрия:

HNO₂   +   NaOH   →   NaNO₂   +   H₂O

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства. Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например, HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂   +   2HI   →   2NO   +   I₂   +   2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

2НNO₂   +   2KI   +   2H₂SO₄   →   K₂SO₄   +   I₂ +   2NO   +  2H₂O

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

2HNO₂   +   3H₂SO₄   +   6FeSO₄  →   3Fe₂(SO₄)₃   +   N₂    +    4H₂O

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

HNO₂   +  Cl₂    +  H₂O   →  HNO₃  +   2HCl

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

2HNO₂   +   O₂  →  2HNO₃

HNO₂   +   H₂O₂  →  HNO₃   +   H₂O

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

5HNO₂   +   2HMnO₄  →   2Mn(NO₃)₂   +   HNO₃   +   3H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:

2KNO₃   →  2KNO₂   +   O₂    

Исключение – литий.

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

• Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и литий разлагаются  до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например, разложение нитрата меди (II):

  2Cu(NO₃)₂   →   2CuO    +    4NO₂   +   O₂

• Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например, нитрат серебра:

2AgNO₃   →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

4Fe(NO₃)₂   →   2Fe₂O₃   +   8NO₂   +   O₂

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Mn(NO₃)₂   →   MnO₂   +   2NO₂ 

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители.

Например, смесь 75%    KNO₃,  15% C  и  10% S  называют «черным порохом»:

2KNO₃   +   3C    +    S   →   N₂    +   3CO₂    +   K₂S

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах  равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

2KNO₂   +   O₂   →  2KNO₃

KNO₂   +   H₂O₂  →  KNO₃   +   H₂O

KNO₂   +   H₂O   +   Br₂   →  KNO₃   +   2HBr

Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

5KNO₂   +   3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →   5KNO₃    +    2MnSO₄   +   K₂SO₄  +  3H₂O 

3KNO₂   +   4H₂SO₄   +   K₂Cr₂O₇   →   3KNO₃    +    Cr₂(SO₄)₃   +   K₂SO₄  +  4H₂O  

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

 2KNO₂   +   2H₂SO₄   +   2KI   →  2NO    +   I₂    +   2K₂SO₄  +  2H₂O

  2KNO₂  +  2FeSO₄   +  2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например, смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

3KNO₂   +   Cr₂O₃   +  KNO₃  →   2K₂CrO₄   +   4NO

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав
белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в
кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью
азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np³:

• N — 2s²2p³
• P — 3s²3p³
• As — 4s²4p³
• Sb — 5s²5p³
• Bi — 6s²6p³

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако,
следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение
азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

• Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

• Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)



• Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные
восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

• Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

• Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

• Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

• Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

• Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III — N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO↑

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂^—).
Реагирует с водой, основаниями.

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при
разложении нитратов.

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Азот

—  элемент 2-го периода  V А-группы Периодической системы,  порядковый номер 7. Электронная формула атома [

₂

He]2s

²

2p

³

, характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние N

^v

считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:

+5 —   N

₂

O

₅

, NO

₃

, NaNO

₃

, AgNO

₃

+4 —  NO

₂

+3 – N

₂

O

₃

, NO

₂

, HNO

₂

, NaNO

₂

, NF

₃

+2 —  NO

+1 – N

₂

O

0 —  N

₂

-3 — NH

₃

, NH

₄

, NH

₃

* H

₂

O, NH

₂

Cl, Li

₃

N, Cl

₃

N.

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 NH

₄

и его соли.

В природе –

семнадцатый

по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот

N



₂

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 O

₂

).

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 H

₂

O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N

₂

, реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

N

₂

+ 3F

₂

= 2NF

₃

,  N

₂

+ O

₂

↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F

₂

O

₃

, FeO, в лаборатории при Pt )

N

₂

+ 3H

₂

↔ 2NH

₃

+ 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  N

₂

и H

₂

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) + O

₂

= 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

^-3

H

₄

N

³

O

_2(T)

= N

₂


⁰

+ 2H

₂

O (60-70)

NH

₄

Cl(p) + KNO

₂

(p) = N

₂


⁰

↑ + KCl +2H

₂

O (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

NH



₃

Бинарное соединение , степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)

₃

] (sp

³

-гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH

₃

донорской пары электронов на  sp

³

-гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион

аммония

NH

₄

. 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 H

₂

O 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 Hg

₂

(NO3)

₂

.

Промежуточный продукт при синтезе HNO

₃

и солей аммония. Применяется  в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

2NH

_3(г)

↔ N

₂

+ 3H

₂


NH

_3(г)

+ H

₂

O


↔ NH

_{3 *}

H

₂

O

_(р)

↔ NH

₄


⁺

+ OH

^—


NH

_3(г)

+ HCl

_(г)

↔ NH

₄

Cl

_(г)

белый «дым»

4NH

₃

+ 3O

₂

(воздух) = 2N

₂

+ 6 H

₂

O   (сгорание)

4NH

₃

+ 5O

₂

=  4NO+ 6 H

₂

O   (800˚C, кат. Pt/Rh)

2 NH

₃

+ 3CuO = 3Cu + N

₂

+ 3 H

₂

O   (500˚C)

2 NH

₃

+ 3Mg = Mg

₃

N

₂

+3 H

₂

(600 ˚C )



NH

_3(г)

+ CO

_2(г)

+ H

₂

O = NH

₄

HCO

₃

(комнатная температура, давление)


Получение.

В

лаборатории

– вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью:  Ca(OH)

₂

+ 2NH

₄

Cl = CaCl

₂

+ 2H

₂

O +NH

₃




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


NH



₃



*


H



₂



O


.

Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы  NH

₃

и H

₂

O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH

₄

и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение   (sp

³

-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 NH

₃

*H

₂

O и лишь 0,4% ионов NH

₄

OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH

₄

OH» практически не содержится в растворе,  нет такого соединения и в твердом гидрате.

Уравнения важнейших реакций:

NH

₃

H

₂

O (конц.)  = NH

₃

↑ + H

₂

O    (кипячение с NaOH)

NH

₃

H

₂

O   + HCl (разб.)  = NH

₄

Cl + H

₂

O

3(NH

₃

H

₂

O) (конц.)   + CrCl

₃

= Cr(OH)

₃

↓ + 3 NH

₄

Cl

8(NH

₃

H

₂

O) (конц.)   + 3Br

<sub>2(


p


)</sub>

= N

₂

↑ + 6 NH

₄

Br + 8H

₂

O (40-50˚C)

2(NH

₃

H

₂

O) (конц.)   + 2KMnO

₄

= N

₂

↑ + 2MnO

₂

↓ + 4H

₂

O + 2KOH

4(NH

₃

H

₂

O) (конц.)    + Ag

₂

O = 2[Ag(NH

₃

)

₂

]OH + 3H

₂

O

4(NH

₃

H

₂

O) (конц.)    + Cu(OH)

₂

+ [Cu(NH

₃

)

₄

](OH)

₂

+ 4H

₂

O

6(NH

₃

H

₂

O) (конц.)   + NiCl

₂

= [Ni(NH

₃

)

₆

]Cl

₂

+ 6H

₂

O

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 N

₂

О

₂

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 NO

₂

(«нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.

Уравнения важнейших реакций:

2NO + O

₂

(изб.) = 2NO

₂

(20˚C)

2NO + C(графит) =  N

₂

+ CО

₂

(400- 500˚C)

10NO + 4P(красный) =  5N

₂

+ 2P

₂

O

₅

(150- 200˚C)

2NO + 4Cu = N

₂

+ 2 Cu

₂

O   (500- 600˚C)

Реакции на смеси  NO и  NO

₂

:

NO + NO

₂

+H

₂

O = 2HNO

₂

(p)

NO + NO

₂

+ 2KOH(разб.) = 2KNO

₂

+ H

₂

O

NO + NO

₂

+  Na

₂

CO

₃

=  2Na

₂

NO

₂

+ CО

₂

(450- 500˚C)


Получение

в

промышленности

: окисление аммиака кислородом на катализаторе, в

лаборатории

— взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:

8HNO

₃

+ 6Hg = 3Hg

₂

(NO

₃

)

₂

+ 2

NO


↑

+ 4 H

₂

O

или восстановлении нитратов:

2NaNO

₂

+ 2H

₂

SO

₄

+ 2NaI = 2

NO


↑ +

I

₂

↓ + 2 H

₂

O + 2Na

₂

SO

₄

Диоксид азота


NO



₂

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO

₂

и


HNO

₃

(кислота для N

⁴

не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер  NO

₂

, на холоду жидкий бесцветный димер N

₂

О

₄

(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:

2NO

₂

↔ 2NO + O

₂


4NO

₂

(ж) + H

₂

O = 2HNO

₃

+ N

₂

О

₃

(син.)     (на холоду)

3 NO

₂

+ H

₂

O = 3HNO

₃

+ NO↑

2NO

₂

+ 2NaOH(разб.) = NaNO

₂

+ NaNO

₃

+ H

₂

O

4NO

₂

+ O

₂

+ 2 H

₂

O = 4 HNO

₃


4NO

₂

+ O

₂

+ KOH = KNO

₃

+ 2 H

₂

O

2NO

₂

+ 7H

₂

= 2NH

₃

+ 4 H

₂

O   (кат. Pt, Ni)

NO

₂

+ 2HI(p) = NO↑ + I

₂

↓ + H

₂

O

NO

₂

+ H

₂

O + SO

₂

= H

₂

SO

₄

+ NO↑   (50- 60˚C)

NO

₂

+ K = KNO

₂


6NO

₂

+ Bi(NO

₃

)

₃

+ 3NO   (70- 110˚C)




Получение:

в

промышленности —

окислением NO  кислородом воздуха, в

лаборатории

– взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:

6HNO

₃

(конц.,гор.) + S = H

₂

SO

₄

+ 6NO

₂

↑ + 2H

₂

O

5HNO

₃

(конц.,гор.) + P (красный) = H

₃

PO

₄

+ 5NO

₂

↑ + H

₂

O

2HNO

₃

(конц.,гор.) +  SO

₂

= H

₂

SO

₄

+ 2 NO

₂

↑

Оксид диазота


N



₂



O

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

2N

₂

O + C = CO

₂

+ 2N

₂

(450˚C)

N

₂

O + Mg = N

₂

+ MgO (500˚C)

Получают термическим разложением нитрата аммония:

NH

₄

NO

₃

= N

₂

O + 2 H

₂

O (195- 245˚C)

применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота


N



₂



O



₃

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO

₂

, формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C  на 90% разлагается на смесь бесцветного NO  и  бурого NO

₂

(«нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»).  N

₂

O

₃

– кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO

₂

, при нагревании реагирует иначе:

3N

₂

O

₃

+ H

₂

O = 2HNO

₃

+ 4NO↑

Со щелочами дает соли HNO

_2,

например NaNO

₂

.

Получают взаимодействием  NO c O

₂

(4NO + 3O

₂

= 2N

₂

O

₃

) или с NO

₂

(NO

₂

+ NO = N

₂

O

₃

)

при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота


N



₂



O



₅

Бесцветное,  твердое вещество, O

₂

N – O – NO

₂

, степень окисления  азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO

₂

и O

₂

. Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:

N

₂

O

₅

+ H

₂

O = 2HNO

₃


N

₂

O

₅

+ 2NaOH = 2NaNO

₃

+ H

₂


Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:

2HNO

₃

+ P

₂

O

₅

= N

₂

O

₅

+ 2HPO

₃


или окислением NO

₂

озоном при  -78˚C:

2NO

₂

+ O

₃

= N

₂

O

₅

+ O

₂

Азотная кислота

Нитриты и нитраты

Нитрит калия


KNO



₂


.  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 NO

₂


^—

обесцвечивание фиолетового раствора


MnO

₄

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:

2KNO

₂

(т)  + 2HNO

₃

(конц.) = NO

₂

↑ + NO↑ + H

₂

O  + 2KNO

₃


2KNO

₂

(разб.)+ O

₂

(изб.) → 2KNO

₃

(60-80 ˚C)



KNO

₂

+ H

₂

O + Br

₂

= KNO

₃

+ 2HBr

5NO

₂


^—

+ 6H

⁺

+ 2MnO

₄


^—

(фиол.) = 5NO

₃


^—

+ 2Mn

²⁺

(бц.) + 3H

₂

O

3 NO

₂


^—

+ 8H

⁺

+ CrO

₇


^2-

= 3NO

₃


^—

+ 2Cr

³⁺

+ 4H

₂

O

NO

₂


^—

(насыщ.) + NH

₄


⁺

(насыщ.)=


N

₂

↑ +  2H

₂

O

2NO

₂


^—

+ 4H

⁺

+ 2I

^—

(бц.) = 2NO↑ + I

₂

(черн.) ↓ = 2H

₂

O

NO

₂


^—

(разб.) + Ag

⁺

= AgNO

₂

(светл.желт.)↓

Получение

в




промышленности

– восстановлением калийной селитры в процессах:

KNO

₃

+ Pb =

KNO

₂




+ PbO (350-400˚C)

KNO

₃

(конц.) + Pb(губка) + H

₂

O =

KNO

₂


+ Pb(OH)

₂

↓

3 KNO

₃

+ CaO + SO

₂

= 2

KNO

₂


+ CaSO

₄

(300 ˚C)

H




итрат








калия




KNO

₃






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 KNO

₂

, в щелочной среде до NH

₃

). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

2KNO

₃

= 2KNO

₂

+  O

₂

(400- 500 ˚C)

KNO

₃

+ 2H

⁰

(Zn, разб. HCl) = KNO

₂

+ H

₂

O

KNO

₃

+ 8H

⁰

(Al, конц. KOH) = NH

₃

↑ + 2H

₂

O + KOH


(80 ˚C)

KNO

₃

+ NH

₄

Cl = N

₂

O↑ + 2H

₂

O + KCl


(230- 300 ˚C)

2 KNO

₃

+ 3C (графит) + S = N

₂

+ 3CO

₂

+ K

₂

S   (сгорание)

KNO

₃

+ Pb = KNO

₂

+ PbO


(350 — 400  ˚C)

KNO

₃

+ 2KOH + MnO

₂

= K

₂

MnO

₄

+ KNO

₂

+ H

₂

O                                    (350 — 400  ˚C)

Получение

:

в промышленности


4KOH (гор.) + 4NO

₂

+ O

₂

= 4KNO

₃

+  2H

₂

O

и в лаборатории:




KCl + AgNO

₃

= KNO

₃

+ AgCl↓

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

Азотная кислота — строение и химические свойства

Химические свойства азота.

Азот ($N$) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$, атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ($NH_4NO_3, KNO_3$) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот	Соединения азота
Аммиак	Оксиды азота	Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула. 2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами): $N_2+3H_2⇄2NH_3$ $N_2+3Mg=Mg_3N_2 3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом): $N_2+O_2=2NO$ Получение 1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха. 2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония: $NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$	1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ. 2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания: $NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$ 3. Схема электронного строения иона аммония: 4. Взаимодействует с кислотами: $NH_3+H^{+}=NH_4^+$ 5. Проявляет восстановительные свой ства: $2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$ $4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$ $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$ Получение 1. В промышленности: $N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$ 2. В лаборатории: $2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$	1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре: $2NO+O_2=2NO_2$ 2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ Образуются при взаимодействии: 1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда: $N_2+O_2=2NO$ 2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора: $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$ 3) меди с азотной кислотой: а) концентрированной: $Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$ б) разбавленной: $3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$	1. Неустойчива, разлагается под действием света: $4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: $HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$ 3. Взаимодействует с основными оксидами: $CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$ $CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$ 4. Взаимодействует с основаниями: $Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$ $Fe(OH)3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла. Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: $2NaNO{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор	Соединения фосфора
Оксид фосфора (V)	Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый. 2. Горит в кислороде: $4P+5O_2=2P_2O_5$ (проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре: $P_4+3O_2=2P_2O_3$ Получение $2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$	1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета. 2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя — с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$ — со щелочами: $P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$ — с основными оксидами: $P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$ Получение Сжигание фосфора в избытке воздуха: $4P+5O_2=2P_2O_5$	1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде. 2. Слабая трехосновная кислота: $H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$ 3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком: $H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$ $H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$ $H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$ $H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$ 4. Взаимодействует с основными оксидами: $2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$ 5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат): $Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$ Получение в промышленности: 1) по реакции оксида фосфора (V) с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$ 2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании: $Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

Азот. Соединения азота.

I.Азот. В лаборатории получают разложением нитрита аммония:

        NH4NO2N2   +   2H2O

        NaNO2   +   NH4Cl        N2+  NaCl   +  2H2O

В обычных условиях азот не реагирует ни с металлами (за исключением лития – с ним N2взаимодействует при комнатной температуре), ни с неметаллами. При нагревании химическая активность азота повышается.

При взаимодействии с металлами образуются нитриды металлов:

N2+  6 Li    =   2Li3NN2    +  6 Na        2Na3N

N2+  3Mg    Mg3N2N2    +  2Al(порошок)    2AlN

        Нитриды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются водой и растворами кислот:

        Li3N   +   3H2O   =   3LiOH   +   NH3Ca3N2   +   6HCl    =    3CaCl2    +   2NH3

        Cнеметаллами азот взаимодействует только в специальных условиях – при высокой температуре, давлении, в присутствии катализатора или при пропускании сильного электрического разряда:

N2   +   3H2    2NH3

N2   +   O2  2NO

N2+  3LiH    Li3N   +   NH3

        II. Соединения азота.

1.  Аммиак.

        Наиболее энергично аммиак реагирует с хлором и бромом, оксидами некоторых металлов, а также (при поджигании смеси или в присутствии катализатора) с кислородом:

        2NH3    +   3Cl2    =   N2   +   6HCl

2NH3    +   3CuO    =    3Cu   +   N2   +   3H2O

        4NH3    +   3O2    =   2N2   +   6H2O

4NH3    +   5O2   4NO+   6H2O

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3    +   3H2O2    =   N2   +   6H2O

За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием:

        2NH3   +    2Na    =   2NaNH2+  H2                (Na2NH,  Na3N)

        2NH3    +   2Al    =   2AlN   +   3H2

Растворение аммиака в воде сопровождается химическим взаимодействием с ней:

        NH3   +   H2O   ↔   NH3 ∙ H2O  ↔NH4+   +   OH−

При взаимодействии с кислотами образуются соли аммония:

NH3   +   HCl   =   NH4Cl

        NH3   +   H2SO4   =   NH4HSO4

        2NH3   +   H2SO4   =   (NH4)2SO4

При взаимодействии аммиака с углекислым газом образуется карбамид (мочевина):

        2NH3    +   CO2=  (NH2)2CO   +  H2O

        Аммиак вступает в реакции комплексообразования:

        6NH3+  CuCl2   =  [Cu(NH3)6]Cl2

4NH3    +   Cu(OH)2   =  [Cu(NH3)4](OH)2

1.  Соли аммония.

Все соли аммония проявляют общие свойства солей (взаимодействуют с растворами кислот, щелочей и других солей), а такжеподвергаются гидролизу и разлагаются при нагревании:

NH4Cl     +   KOH    =   KCl    +   NH3   +   H2O (качественная реакция на NH4+)

(NH4)2SO4    +   Ba(NO3)2    =   2NH4NO3   +   BaSO4↓

NH4+     +     HOH    ↔   NH3 ∙ H2O      +   H+

NH4HS   +  3HNO3  =   S   +   2NO2   +   NH4NO3    +   2H2O

Если соль не содержит аниона-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота:

NH4Cl        NH3   +   HCl

NH4HCO3     NH3   +   CO2    +   H2O

        (NH4)2SO4     NH4HSO4+  NH3

        NH4HSNH3   +   H2S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония:

NH4NO2      N2    +    2H2O        

NH4NO3   =   N2O   +   2H2O                                (190 – 245° C)

2NH4NO3=  2NO    +   4H2O                        (250 – 300° C)

2NH4NO3    =   2N2   +   O2   +   4H2O                (выше 300° С)

(NH4)2Cr2O7   Cr2O3    +   N2   +   4H2O

1.  Оксиды азота.

оксид	степень окисления	цвет (н.у.)	характер оксида
N2O	+1	бесцветный	несолеобразующий
NO	+2	бесцветный	несолеобразующий
N2O3	+3	синий	кислотный
NO2	+4	бурый	кислотный
N2O5	+5	бесцветный	кислотный

N2O

В нормальных условиях N2Oхимически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

N2O      +    H2    =   N2   +   H2O

N2O      +    Mg   =   N2   +   MgO

N2O      +   2Cu   =   N2   +   Cu2O

3N2O    +   2NH3    =   4N2+  3H2O

N2O      +    H2O+  SO2 =   N2   +   H2SO4

При взаимодействии с сильными окислителями N2Oможет проявлять свойства восстановителя

5N2O    +    3H2SO4   +   2KMnO4   =   10NO   +   2MnSO4    +   K2SO4+  3H2O

NO ядовит!

В лаборатории получают взаимодействием 30%-ной азотной кислоты с некоторыми металлами:

        3Cu    +   8HNO3    =    3Cu(NO3)2 +    2NO   +   4H2O

Также NO можно получить по реакциям:

        FeCl2    +     NaNO3   +   2HCl   =   FeCl3   +   NaCl+  NO   +   H2O

        2HNO3+  2HI   =  2NO   +   I2    +   2H2O

        На воздухе NO практически мгновенно окисляется до NO2

        2NO+  O2   =   2NO2

По отношению к галогенам, озону также проявляет свойства восстановителя:

2NO   +   Cl2=  2NOCl           NO   +  O3   =   NO2   +   O2

        В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя:

        2NO   +   2H2  =  N2   +   2H2O          2NO   +  2SO2    =   2SO3   +   N2

N2O3    Кислотный оксид. Ангидрид азотистой кислоты. При взаимодействии с водой дает азотистую кислоту:

        N2O3   +   H2O↔  2HNO2

При взаимодействии с растворами щелочей образуются нитриты:

N2O3   +   2NaOH   =   2NaNO2    +   H2O

NO2  Очень  ядовит!  Для NO2 характерна высокая химическая активность: он взаимодействует с неметаллами (фосфор, уголь, сера горят в оксиде азота (IV), оксид серы (IV) окисляется до оксида серы VI)). В  этих реакциях NO2 – окислитель:

2NO2   +   2S   =   N2   +   2SO2

2NO2   +   2C   =   N2   +   2CO2

10NO2   +   8P   =   5N2   +   4P2O5

        NO2    +   SO2   =   SO3   +   NO

        Растворение NO2 в воде приводит к образованию азотной и азотистой кислот:

2NO2   +   H2O   =   HNO3   +   HNO2

        Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO2 в теплой воде образуются HNO3  и NO:

        3NO2   +   H2O   =   2HNO3   +   NO

        При нагревании: 4NO2   +   2H2O   =    4HNO3+  O2

Если растворение NO2 в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO2   +   2H2O+  O2  =  4HNO3

При растворении в щелочах – нитраты и нитриты:

2NO2   +   2NaOH   =   NaNO3   +   NaNO2   +   H2O

4NO2   +   2Ca(OH)2   =   Ca(NO2)2   +   Ca(NO3)2      +   2H2O

В присутствии кислорода – нитраты:

4NO2   +   4NaOH  +O2 =   4NaNO3   +   2H2O

N2O5  Кислотный оксид. Ангидрид азотной кислоты.

        Растворяется в воде с образованием азотной кислоты:

        N2O5    +   H2O   =   2HNO3

в щелочах – с образованием нитратов:

        N2O5    +   2NaOH   =   2NaNO3  +H2O

4) Кислоты.

HNO2     Азотистая кислота.HNO2 существует только в разбавленных растворах, при нагревании которых она разлагается:

3HNO2 ↔  HNO3 +  2NO   +   H2O

Поскольку степень окисления азота в HNO2 равна +3, то азотистая кислота проявляет как окислительные свойства, так и восстановительные:

2HNO2   +   2HI    =   2NO   +   I2   +   2H2O

5HNO3   +   2HMnO4   =   2Mn(NO3)2   +   HNO3   +   3H2O

HNO2+  Cl2   +  H2O   =   HNO3  +   2HCl  

        2HNO2   +   O2=  2HNO3

        HNO2   +   H2O2=  HNO3   +   H2O

        2HNO2   +   3H2SO4   +   6FeSO4   =   3Fe2(SO4)3   +   N2    +    4H2O

HNO3     Азотная кислота.При кипении (tкип.=  85°C) и при длительном стоянии она частично разлагается:

        4HNO3    4NO2   +   O2   +   2H2O

        Азотная кислота проявляет очень высокую химическую активность. Степень окисления азота в HNO3равна +5, поэтому  азотная кислота является окислителем, причем очень сильным. В зависимости от условий (природы восстановителя, концентрации HNO3 и температуры) степень окисления атома азота в продуктах реакции может меняться от +4 до −3:   NO2,  NO,N2O,N2,  NН4+

        NO3−     +    2H+    +   1e   →   NO2    +   H2O

NO3−     +    4H+    +   3e   →   NO    +   2H2O

2NO3−     +    10H+    +   8e   →   N2O    +   5H2O

2NO3−     +    12H+    +   10e   →   N2    +   6H2O

NO3−     +    10H+    +   8e   →   NH4+    +   3H2O

Чем выше концентрация азотной кислоты, тем меньше электронов склонен принять анион NO3−.

Взаимодействие с металлами.

        С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет:

        Fe    +   6HNO3(конц.)Fe(NO3)3   +   3NO2  +   3H2O

Al   +   6HNO3(конц.)Al(NO3)3   +   3NO2  +   3H2O

        Золото и платина растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему)

HNO3      +   3HCl   +   Au   =    AuCl3   +   NO   +   2H2O

        4HNO3(конц.)    +    Cu    =    Cu(NO3)2    +    2NO2   +   2H2O

8HNO3 (разб.)+    3Cu    =    3Cu(NO3)2    +    2NO   +   4H2O

4HNO3 (60%)+  Zn    =     Zn(NO3)2    +    2NO2   +   2H2O

8HNO3 (30%)+  3Zn    =    3Zn(NO3)2    +    2NO   +   4H2O

10HNO3 (20%)+  4Zn    =    4Zn(NO3)2    +    2N2O   +   5H2O

10HNO3 (3%)+  4Zn    =    4Zn(NO3)2    +    NH4NO3   +   3H2O

Взаимодействие с неметаллами.

При взаимодействии с неметаллами HNO3  обычно восстанавливается до NOилиNO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

6HNO3 +   S     =    H2SO4   +   6NO2    +    2H2O

5HNO3      +    P     =    H3PO4     +   5NO2    +    H2O

5HNO3      +    3P     +    2H2O    =    3H3PO4     +   5NO

4HNO3     +    C    =    CO2    +    4NO2    +    2H2O

10HNO3   +   I2   =   2HIO3   +   10NO2   +   4H2O

Свойства окислителя НNO3 может проявлять и в реакциях со сложными веществами:

6HNO3   +   HI   =   HIO3   +   6NO2   +   3H2O

2HNO3     +   SO2   =   H2SO4     +   2NO2

2HNO3     +   H2S     =   S    +    2NO2   +   2H2O  

8HNO3     +    CuS    =   CuSO4    +   8NO2    +   4H2O

4HNO3     +    FeS    =   Fe(NO3)3  +   NO    +   S    +   2H2O

5) Соли

Соли азотистой кислоты – нитриты. Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты.Поскольку степень окисления азота в нитритахравна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные:

        2KNO2   +   O2   =   2KNO3

        KNO2   +   H2O2=  KNO3   +   H2O

        KNO2   +   H2O   +   Br2   =   KNO3   +   2HBr

5KNO2   +   3H2SO4   +   2KMnO4    =   5KNO3    +    2MnSO4   +   K2SO4  +  3H2O  

3KNO2   +   4H2SO4   +   K2Cr2O7   =   3KNO3    +    Cr2(SO4)3  +   K2SO4  +  4H2O  

        2KNO2   +   2H2SO4   +   2KI   =  2NO    +   I2    +   2K2SO4  +  2H2O

3KNO2   +   Cr2O3+  KNO3   =   2K2CrO4   +   4NO

Соли азотной кислоты – нитраты.

        Нитратытермически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

1.  Соли щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg) разлагаются до нитрита и кислорода:

2NaNO3    2NaNO2   +   O2

1.  Соли тяжелых металлов (от Mg до Cu) – до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

                2Cu(NO3)2    2CuO    +    4NO2   +   O

1.  Соли малоактивных металлов (правее Cu) – до металла, оксида азота (IV) и кислорода

                2AgNO3    2Ag   +   2NO2    +   O2

Смесь 75%    KNO3,  15% C  и  10% S называют «черным порохом»

        2KNO3   +   3C    +    S    =    N2    +   3CO2    +   K2S   +Q

Азот. Соединения азота.

1.  Две соли содержат одинаковый катион. Термический распад первой из них напоминает извержение вулкана, при этом выделяется малоактивный бесцветный газ, входящий в состав атмосферы. При взаимодействии второй соли с раствором нитрата серебра образуется белый творожистый осадок, а при нагревании её с раствором щелочи выделяется бесцветный ядовитый газ с резким запахом; этот газ может быть получен также при взаимодействии нитрида магния с водой.Напишите уравнения описанных реакций.

2.  Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрасился в бурый цвет, который исчезал через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твёрдый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.

3. В результате термического разложения дихромата аммония получили газ, который пропустили над нагретым магнием. Образовавшееся вещество поместили в воду. образовавшийся при этом газ пропустили через свежеосажденный гидроксид меди (II).  Напишите уравнения описанных реакций.

4.   Газ, выделившийся на аноде при электролизе нитрата ртути (II), был использован для каталитического окисления аммиака. Получившийся в результате реакции бесцветный газ мгновенно вступил в реакцию с кислородом воздуха. Образовавшийся бурый газ пропустили через баритовую воду. Напишите уравнения описанных реакций.

5. Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили.  Напишите уравнения описанных реакций.

6.  Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.Напишите уравнения описанных реакций.

7.  Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделилось простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили, фильтрат упарили, полученный твердый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком  и нагрели полученную смесь. Напишите уравнения описанных реакций.

8.   Две соли содержат одинаковый катион. Термический распад первой из них напоминает извержение вулкана, при этом выделяется малоактивный бесцветный газ, входящий в состав атмосферы. При взаимодействии второй соли с раствором нитрата серебра образуется белый творожистый осадок, а при нагревании ее с раствором щелочи выделяется бесцветный ядовитый газ с резким запахом; этот газ может быть получен также при взаимодействии нитрида магния с водой. Напишите уравнения описанных реакций.

9.   Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезал через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.

10.   Смесь двух бесцветных, не имеющих цвета и запаха, газов А и Б  пропустили при нагревании над катализатором, содержащим железо, и  образующимся при этом газом В нейтрализовали раствором бромоводородной кислоты. Раствор выпарили и остаток нагрели с едким кали, в результате выделился бесцветный газ В с резким запахом. При сжигании газа В на воздухе образуется вода и газ А. Напишите уравнения описанных реакций.

11. Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганатом калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким характерным запахом. Напишите уравнения описанных реакций.

12. Азотоводородную смесь нагрели до температуры 500º С и под высоким давлением пропустили над железным катализатором. Продукты реакции пропустили через раствор азотной кислоты до его нейтрализации. Образовавшийся раствор осторожно выпарили, твердый остаток прокалили и выделившийся при этом газ пропустили над медью при нагревании, в результате образовалось вещество черного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13. Продукт взаимодействия азота и лития обработали водой. Выделившийся в результате реакции газ смешали с избытком кислорода и при нагревании пропустили над платиновым катализатором; образовавшееся газовая смесь имела бурый цвет. Напишите уравнения описанных реакций.

14.  Газовую смесь аммиака и большого избытка воздуха пропустили при нагревании над платиной и продукты реакции через некоторое время поглотили раствором едкого натра. После выпаривания раствора был получен единственный продукт.  Напишите уравнения описанных реакций.        

15.  Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели; выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.        

16.  Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине.Напишите уравнения описанных реакций.        

17.  Нитрид магния обработали избытком воды. При пропускании выделившегося газа через бромную воду или через нейтральный раствор перманганата калия, так и при его сжигании образуется один и тот же газообразный продукт.  Напишите уравнения описанных реакций.        

18. Один из продуктов взаимодействия аммиака с бромом – газ, входящий в состав атмосферы, смешали с водородом и нагрели в присутствии платины. Образовавшуюся смесь газов пропустили через раствор соляной кислоты и к полученному раствору добавили при небольшом нагревании нитрит калия. Напишите уравнения описанных реакций.        

19.  Магний нагрели в сосуде, наполненном газообразным аммиаком. Образовавшееся вещество растворили в концентрированном растворе бромоводородной кислоты, раствор выпарили  и остаток нагревали до появления запаха, после чего добавили раствор щелочи. Напишите уравнения описанных реакций.

20.  Смесь азота и водорода последовательно пропустили над нагретой платиной и через раствор серной кислоты. В раствор добавили хлорид бария и после отделения выпавшего осадка – известковое молоко и нагрели.  Напишите уравнения описанных реакций.

21.  Аммиак смешали с большим избытком воздуха, нагрели в присутствии платины и через некоторое время поглотили водой. Медная стружка, добавленная в полученный раствор растворяется с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

22.  При нагревании вещества оранжевого цвета оно разлагается; среди продуктов разложения – бесцветный газ и твердое вещество зеленого цвета. Выделившийся газ реагирует с литием даже при небольшом нагревании. Продукт последней реакции взаимодействует с водой, при этом выделился газ с резким запахом, который может восстанавливать металлы, например медь из их оксидов. Напишите уравнения описанных реакций.

23.   Металлический кальций прокалили в атмосфере азота. Продукт реакции обработали водой, выделившийся при этом газ пропустили в раствор нитрата хрома (III). Выпавший в ходе процесса серо-зеленый осадок обработали щелочным раствором пероксида водорода.

Напишите уравнения описанных реакций.

24.   Смесь порошков нитрита калия и хлорида аммония растворили в воде и раствор осторожно нагрели. Выделившийся газ прореагировал с магнием. Продукт реакции внесли в избыток раствора соляной кислоты, при этом выделение газа не наблюдалось. полученную магниевую соль в растворе обработали карбонатом натрия.Напишите уравнения описанных реакций.

25.  Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдали сначала образование осадка, а затем – его полное растворение. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

26.  Магний растворили в разбавленной азотной кислоте, причем выделение газа не наблюдалось. Получившийся раствор обработали избытком раствора гидроксида калия при нагревании. Выделившийся при этом газ сожгли в кислороде. Напишите уравнения описанных реакций.

27.  Нитрит калия нагрели с порошкообразным свинцом до прекращения реакции. Смесь продуктов обработали водой, а затем полученный раствор профильтровали. Фильтрат подкислили серной кислотой и обработали иодидом калия. Выделившееся простое вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой. В атмосфере образовавшегося при этом бурого газа сожгли красный фосфор.Напишите уравнения описанных реакций.

28.  Газ, образовавшийся при взаимодействии азота и водорода, разделили на две части. Первую пропустили над раскаленным оксидом меди (II), вторую сожгли в кислороде в присутствии катализатора. Образовавшийся газ в избытке кислорода превратили в газ бурого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

29.   Разбавленная азотная кислота прореагировала с магнием с выделением бесцветного газа. В его атмосфере сожгли графит с образованием простого и сложного вещества. простое вещество при нагревании вступило в реакцию с кальцием, а сложное прореагировало с избытком раствора гидроксида натрия.Напишите уравнения описанных реакций.

30.   Аммиак поглотили азотной кислотой, полученную соль нагрели до образования только двух оксидов. Один из них прореагировал с натрием, а второй при высокой температуре прореагировал с медью.Напишите уравнения описанных реакций.

31.   Оксид азота (II)доокислили кислородом. Продукт реакции поглотили раствором гидроксида калия, через полученный раствор пропускали кислород до тех пор, пока в нем не образовалась только одна соль. Напишите уравнения описанных реакций.

32.   Кальций сожгли в атмосфере азота. Полученное вещество разложили кипящей водой. Выделившийся газ сожгли в кислороде в присутствии катализатора, а к суспензии прибавили раствор соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

33.  Азот при нагревании на катализаторе прореагировал с водородом. Полученный газ поглотили раствором азотной кислоты, выпарили досуха и полученное кристаллическое вещество разделили на две части. Первую разложили при температуре 190 – 240°С, при этом образовался только один газ и водяные пары. Вторую часть нагрели с концентрированным раствором едкого натра. Напишите уравнения описанных реакций.

Азот. Соединения азота.

1)        (NH4)2Cr2O7N2↑   +   Cr2O3   +    4H2O

        NH4Cl     +    AgNO3   =   AgCl↓   +   NH4NO3

        NH4Cl     +    NaOH   =   NaCl   +   NH3↑  +H2O

        Mg3N2   +    6H2O     =   3Mg(OH)2 ↓  +   2NH3↑

2)        N2   +   O2   2NO

        2NO   +   O2   =   2NO2

        NO2   +   2NaOH   =   NaNO3   +   NaNO2   +   H2O

        2NaNO3    2NaNO2   +   O2

3)          (NH4)2Cr2O7N2↑   +   Cr2O3   +    4H2O

        3Mg    +   N2   =   Mg3N2

Mg3N2   +    6H2O     =   3Mg(OH)2 ↓  +   2NH3↑

        4NH3   +   Cu(OH)2   =  [Cu(NH3)4](OH)2

4)        2Hg(NO3)2  +   2H2O     2Hg   +   O2   +   4HNO3

        4NH3   +   5O24NO   +   6H2O

        2NO   +   O2   =   2NO2

4NO2   +   2Ba(OH)2   =   Ba(NO3)2   +   Ba(NO2)2  +   2H2O

5)         I2   +   10HNO3     =   2HIO3  +   10NO2   +   4H2O

        4NO2   +   O2   +   2H2O    =   4HNO3

        2HNO3+   Cu(OH)2   =  Cu(NO3)2   +   2H2O

2Cu(NO3)22CuO   +   O2   +   4NO2

6)         6Li   +  N2  =   2Li3N

        Li3N    +   3H2O   =   3LiOH   +  NH3

2NH3    +   H2SO4   =   (NH4)2SO4

(NH4)2SO4    +   BaCl2    =   BaSO4   +   2NH4Cl

NH4Cl   +   NaNO2   N2   +   NaCl   +   2H2O

7)        10Al    +   36HNO3    =    10Al(NO3)3    +   3N2↑   +    18H2O

        2Al(NO3)3    +   3Na2CO3   +   3H2O    =    2Al(OH)3↓ +   3CO2↑   +   6NaNO3

        2Al(OH)3   Al2O3   +   3H2O

NaNO3+  NH4Cl  N2O   +   NaCl   +   2H2O

3N2O   +  2NH3   =   4N2    +   3H2O

        (NH4)2Cr2O7    N2   +   Cr2O3   +   4H2O

            NH4Cl   +   AgNO3   =    AgCl↓   +   NH4NO3

            NH4Cl    +    NaOH   =   NaCl   +   NH3↑  +    H2O

            Mg3N2   +   6H2O    =    2NH3↑ +    3Mg(OH)2↓

9)        N2   +   O2  2NO    

            2NO     +    O2    =     2NO2

        2NO2    +    2NaOH    =    NaNO3    +    NaNO2    +   H2O

        2NaNO3   2NaNO2   +   O2↑

10)        газы – N2,   H2,  NH3

        N2   +   3H2   =   2NH3

        NH3   +    HBr    =    NH4Br

        NH4Br   +    KOH   =   KBr   +   H2O   +    NH3↑

        4NH3   +    3O2    =   2N2    +    6H2O

11)        HNO3   +    NaHCO3    =   NaNO3   +   H2O   +   CO2↑

        2NaNO3   2NaNO2   +   O2↑

        5NaNO2   +   2KMnO4   +    3H2SO4    =   5NaNO3    +   K2SO4  +  2MnSO4  +  3H2O

        NaNO3   +   4Zn   +    7NaOH   +  6H2O   =   NH3↑  +   4Na2[Zn(OH)4]

12)        N2   +   3H2   ↔   2NH3

        NH3   +   HNO3   =   NH4NO3

        NH4NO3   N2O↑  +   2H2O

        N2O   +   Cu   =   CuO   +   N2↑        

13)        N2    +   6Li   =  2Li3N

        Li3N    +   3H2O   =   3LiOH   +  NH3↑

        4NH3   +   5O2 4NO    +    6H2O

        2NO   +   O2    =    2NO2

14)         4NH3   +   5O2   4NO   +    6H2O

        2NO    +   O2    =   2NO2

        2NO2   +    2NaOH   =   NaNO3   +   NaNO2+  H2O

        2NaNO2  +  O2   =  2NaNO3

15)        2NO2   +   O2   +   2KOH     =    2KNO3   +    H2O

        KNO3   +   4Mg   +   6H2O   =  NH3↑  +   4Mg(OH)2↓  +   KOH

        NH3    +   HNO3=  NH4NO3

        NH4NO3N2O   +   2H2O

16)        Cu2O    +    6HNO3    =   2Cu(NO3)2   +   2NO2↑   +   3H2O

        2Cu(NO3)2   2CuO   +   4NO2↑  +  O2↑

        4NO2   +   O2    +   2H2O     =     4HNO3

        4Mg    +     10HNO3(разб.)     =    4Mg(NO3)2    +   N2O↑    +   5H2O  или

4Mg    +     10HNO3(оч. разб.)     =    4Mg(NO3)2      +    NH4NO3  +  3H2O

17)        Mg3N2   +   6H2O   =    3Mg(OH)2↓ +   2NH3↑        

        2NH3+  3Br2    =   N2↑   +   6HBr    или

        8NH3+  3Br2    =   N2↑  +   6NH4Br    

        2KMnO4   +   2NH3    =   2MnO2    +   N2↑   +    3KOH   +   3H2O

        4NH3     +   3O2    =    2N2↑   +    6H2O

18)        2NH3   +   3Br2    =   N2↑  +   6HBr        или

        8NH3+  3Br2    =   N2↑   +   6NH4Br    

        N2   +   3H2  ↔   2NH3

        NH3   +   HCl   =    NH4Cl

19)        2NH3    +   3Mg   =   Mg3N2    +   3H2

Mg3N2   +   8HBr    =   3MgBr2    +   2NH4Br

        NH4Br    NH3   +   HBr

        MgBr2   +     2NaOH    =   Mg(OH)2↓   +    2NaBr

20)        N2   +   3H2    =    2NH3

        2NH3   +   H2SO4    =   (NH4)2SO4

        (NH4)2SO4    +    BaCl2     =    2NH4Cl    +   BaSO4↓

        2NH4Cl    +   Ca(OH)2     =    CaCl2   +   2NH3↑    +    3H2O

21)        4NH3    +   5O2   4NO   +    6H2O        

        2NO    +    O2     =    2NO2

        4NO2    +    O2     +    2H2O    =   4HNO3

        Cu      +     4HNO3(конц.)    =    Cu(NO3)2    +   2NO2↑   +   2H2O

22)        (NH4)2Cr2O7  N2↑   +   Cr2O3   +   4H2O

        N2    +    6Li   =   2Li3N

        Li3N   +   3H2O   =   3LiOH  +  NH3↑

        2NH3   +   3CuO    =  N2↑   +   3Cu    +   3H2O

23)        N2   +   3Ca     Ca3N2

Ca3N2   +    6H2O     =   3Ca(OH)2   +   2NH3↑

        3NH3   +   3H2O   +   Cr(NO3)3    =   Cr(OH)3↓  +  3NH4NO3

        2Cr(OH)3    +    3H2O2   +   4KOH    =   2K2CrO4   +   8H2O

24)        KNO2+  NH4Cl  KCl   +   N2↑   +   2H2O

        N2   +   3Mg  Mg3N2

Mg3N2   +    8HCl     =   3MgCl2   +   2NH4Cl

        2MgCl2   +   2Na2CO3   +   H2O   =   (MgOH)2CO3↓  +   CO2    +   4NaCl

25)        Cu      +     4HNO3(конц.)    =    Cu(NO3)2    +   2NO2↑   +   2H2O

        Cu(NO3)2    +   2NH3 · H2O   =  Cu(OH)2↓   +   2NH4NO3

Cu(OH)2  +   2NH3 · H2O   =   [Cu(NH3)4](OH)2  +  4H2O

[Cu(NH3)4](OH)2  +  6HCl    =  CuCl2    +   4NH4Cl   +   2H2O

26)        4Mg    +   10HNO3    =    4Mg(NO3)2    +   NH4NO3↑    +    3H2O

        Mg(NO3)2    +   2KOH    =   Mg(OH)2↓    +    2KNO3

        NH4NO3    +    KOH    =   KNO3    +    NH3↑    +    H2O

        4NH3     +   3O2    =    2N2↑   +    6H2O

27)        KNO3    +   Pb     =    KNO2    +   PbO

        2KNO2   +   2H2SO4   +   2KI    =   2K2SO4    +   2NO   +   I2   +   2H2O

        I2     +    10HNO3   2HIO3    +   10NO2    +   4H2O

        10NO2    +    4P   =    2P2O5   +   10NO

28)        N2   +   3H2   =   2NH3

        3CuO   +   2NH3    =   3Cu   +   N2   +   3H2O

        4NH3   +   5O2   4NO   +    6H2O

        2NO    +    O2    =   2NO2

29)        4Mg    +   10HNO3    =    4Mg(NO3)2    +   N2O↑    +    5H2O

        2N2O    +    C    =    2N2↑   +    CO2↑

        3Ca    +    N2    =   Ca3N2

        CO2   +   2NaOH   =   Na2CO3   +   H2O

30)        NH3   +   HNO3   =   NH4NO3

        NH4NO3   N2O   +  H2O

        2H2O   +   2Na    =   2NaOH   +   H2

        N2O    +   2CuO    =     N2    +    Cu2O

31)        2NO    +   O2    =   2NO2

        2NO2   +   2KOH    =    KNO2    +    KNO3    +    H2O

        2KNO2    +    O2     =    2KNO3

        2KNO3       2KNO2   +   O2

32)        3Ca    +   N2    =    Ca3N2

        Ca3N2    +    6H2O      =     Ca(OH)2    +   2NH3

        4NH3   +   5O2   4NO   +    6H2O

        Ca(OH)2    +    2HCl    =    CaCl2    +    2H2O

33)        N2    +   3H2    =    2NH3

        NH3    +    HNO3    =   NH4NO3

        NH4NO3    N2O    +   2H2O

        NH4NO3    +    NaOH    =    NaNO3    +   NH3↑    +    H2O