78% воздуха — а прочнее связи не найти. Аммиак, азотная кислота и один из главных ОВР-мостов курса.
Молекула N2 содержит тройную связь (N≡N) — одну из самых прочных в химии (945 кДж/моль), поэтому азот химически инертен при обычных условиях. Но в соединениях азот проявляет степени окисления от −3 до +5 — самый широкий диапазон среди неметаллов курса.
Разорвать тройную связь трудно — нужны высокая температура, давление и катализатор (см. синтез аммиака ниже). Но как только азот «развязан» и находится в составе соединения, его дальнейшие превращения (окисление/восстановление между разными степенями) идут значительно легче.
Хотя степень окисления доходит до +5 (в HNO₃), валентность азота не превышает IV: на втором уровне всего четыре орбитали, распариваться некуда. В HNO₃ азот имеет с.о. +5, но валентность IV. Классическое расхождение двух понятий.
Все нитриды активных металлов необратимо гидролизуются водой, кислотой и щёлочью с выделением NH₃ (или NH₄+ в кислой среде):
Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑
AlN + NaOH + 3H₂O → Na[Al(OH)₄] + NH₃↑
Реакция экзотермична и идёт с уменьшением объёма газов (4 моль → 2 моль) — по принципу Ле Шателье выгодны низкая температура и высокое давление. Но при низкой температуре скорость реакции слишком мала (см. конспект 13). Поэтому выбирают компромиссные условия: умеренно высокую температуру (для скорости) + катализатор Fe + высокое давление (для выхода продукта).
Без катализатора (простое горение) азот окисляется до N2 (высшая устойчивость). С катализатором Pt реакция останавливается на NO — это первая стадия промышленного получения азотной кислоты. Различие в продукте — из-за катализатора, который направляет реакцию по другому пути (кинетический контроль).
Благодаря неподелённой паре азота NH₃ образует комплексные ионы с катионами Cu2+, Ag+, Zn2+. Поэтому свежий голубой осадок Cu(OH)₂ в избытке аммиака растворяется, давая ярко-синий раствор, а нерастворимый AgCl уходит в раствор как [Ag(NH₃)₂]Cl. Это качественный признак и приём в цепочках.
Соли аммония неустойчивы к нагреванию, но разлагаются двумя разными путями — смотря какой кислоте отвечает анион.
Разложение без ОВР, обратимо — на аммиак и кислоту.
NH₄Cl ⇌ NH₃ + HCl
(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + CO₂ + H₂O
Идёт внутримолекулярная ОВР: азот аниона окисляет азот катиона.
NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O
NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O
NH₄NO₃ (аммиачная селитра) при нагревании разлагается сама с собой — азот в с.о. −3 окисляется, азот +5 восстанавливается, сходясь на N₂O (+1). Это конпропорционирование и делает селитру взрывоопасным удобрением.
NH₄NO₃: анион NO₃- — от кислоты-окислителя → внутримолекулярная ОВР: NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O.
(NH₄)₂SO₄: анион SO₄2- здесь не окисляет (серная кислота нелетучая) → отщепляется только аммиак: (NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃↑. Тип разложения задаёт именно анион.
Если кислорода недостаточно, реакция поглощения идёт как 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO — с образованием побочного NO. Присутствие избытка O2 критично для полного превращения оксидов азота в кислоту без потерь.
Это одна из самых часто спрашиваемых таблиц ЕГЭ по неорганике (см. также конспекты 77, 83, 89 — тот же принцип для других кислот-окислителей).
| Металл | Разбавленная HNO₃ | Концентрированная HNO₃ |
|---|---|---|
| Активные (до Al включ.) | NH₄NO₃ (СО N: −3) | пассивация на холоду; при нагреве — NO₂ |
| Средней активности (Zn…Fe) | N₂O или N₂ | |
| Малоактивные (Cu, Ag, Hg) | NO |
Активный металл-восстановитель «отдаёт» больше электронов, поэтому азот восстанавливается сильнее (до −3, аммонийная соль). Малоактивный металл восстанавливает азот лишь немного (до +2, NO). Концентрированная HNO3 почти всегда даёт NO2 (кроме пассивации Fe, Al, Cr на холоду — см. конспекты 77, 80, 82).
Термическая устойчивость аниона NO3- зависит от поляризующего действия катиона металла. Катионы активных металлов (до Mg) слабо поляризуют нитрат-ион — разложение останавливается на нитрите (мягкий распад). Катионы средней активности сильнее поляризуют анион — распад идёт до оксида металла с выделением NO2 и O2. Катионы самых неактивных металлов (после Cu) настолько слабо удерживают кислород, что оксид тоже неустойчив — распад идёт сразу до чистого металла. Это тот же принцип поляризации, что определяет термическую устойчивость карбонатов.
Помимо разложения, нитраты окисляют в щелочной среде и с восстановителями: 8Al + 3KNO₃ + 5KOH + 18H₂O → 8K[Al(OH)₄] + 3NH₃↑. В кислой среде нитрат работает как «скрытая» азотная кислота: Cu + 2KNO₃ + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + 2NO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O.
| Формула | Тривиальное название |
|---|---|
| NH₃·H₂O | нашатырный спирт, аммиачная вода |
| NH₄Cl | нашатырь |
| N₂O | веселящий газ (оксид азота I) |
| NO₂ | бурый газ, «лисий хвост» |
| NaNO₃ | чилийская (натриевая) селитра |
| KNO₃ | индийская (калийная) селитра |
| NH₄NO₃ | аммиачная селитра |
Дано: 47 г Cu(NO3)2 (M=188 г/моль) полностью разложили при нагревании.
n(Cu(NO3)2) = 47/188 = 0,25 моль. Реакция 2:4 по NO2 (1:2).
n(NO₂) = 0,5 моль → V = 0,5 × 22,4 = 11,2 л (н.у.)
Металл + азотная кислота = соль + вода + водород.
С HNO₃ любой концентрации водород не выделяется никогда. Окислитель здесь — азот в с.о. +5, и продуктом будет NO₂, NO, N₂O, N₂ или NH₄NO₃ — в зависимости от активности металла и разбавления.
Валентность азота в HNO₃ равна пяти, ведь степень окисления +5.
Валентность азота максимум IV — на втором уровне всего четыре орбитали, распариваться некуда. Степень окисления +5 при этом существует. Классический пример расхождения двух понятий.
Все нитраты при прокаливании ведут себя одинаково.
Три сценария по положению металла: левее Mg → нитрит + O₂; от Mg до Cu → оксид + NO₂ + O₂; правее Cu → чистый металл + NO₂ + O₂.
Аммиак — обычный газ, его раствор нейтрален.
Раствор аммиака имеет щелочную среду: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄+ + OH-. Азот принимает протон своей неподелённой парой по донорно-акцепторному механизму — фенолфталеин станет малиновым.
Добавить щёлочь и нагреть — выделится аммиак с резким запахом: NH₄Cl + NaOH →(t) NaCl + NH₃↑ + H₂O. Влажная лакмусовая бумажка у горлышка синеет. Это единственная качественная реакция на катион NH₄+.
В молекуле N₂ тройная связь N≡N с огромной энергией — 945 кДж/моль. Разорвать её крайне трудно, поэтому азот инертен: он реагирует с литием на холоде и с водородом или кислородом лишь в жёстких условиях (катализатор, давление, электрический разряд).
Зато уж если связь разорвана, азот охотно образует соединения — отсюда и активность аммиака, и мощь азотной кислоты.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Низкая температура выгодна для равновесия (реакция экзотермична), но при ней слишком мала скорость — выбирают умеренно высокую температуру ради приемлемой скорости, компенсируя выход давлением и катализатором.
Без катализатора — N₂ (до 0). С катализатором Pt — NO (до +2), первая стадия синтеза HNO3.
Нагрев соли аммония со щёлочью — выделяется резко пахнущий газ NH₃, который синеет влажную лакмусовую бумагу: NH4Cl + NaOH →(t) NaCl + NH3↑ + H2O.
С медью (малоактивной) — NO. С магнием (активным) — глубже восстановление, вплоть до NH₄NO₃.
Активные (до Mg) → нитрит + O₂. Средние (Mg-Cu) → оксид + NO₂ + O₂. Неактивные (после Cu) → металл + NO₂ + O₂.
Без избытка O2 реакция поглощения NO2 водой даёт побочный NO вместо полного превращения в кислоту.
N2 содержит тройную связь — нужно разорвать одну тройную связь (энергетически это очень затратно, ~945 кДж/моль).
n(HNO3,M=63)=6,3/63=0,1 моль. По цепочке 4NH3→4NO→4NO2→4HNO3 соотношение 1:1. n(NH3)=0,1 моль. m=0,1×17=1,7 г.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно