Бесцветный прозрачный газ, основной компонент атмосферы. Жидкий азот имеет температуру -196

N₂ - бесцветный прозрачный газ, основной компонент атмосферы. Жидкий азот имеет температуру -196^оС и используется для глубокого охлаждения.

Жидкий азот хранят в сосудах Дьюара. Эти сосуды устроены по принципу термоса, поэтому азот в них долго сохраняется в жидком состоянии.

В молекуле азота - тройная связь. Разорвать ее трудно, поэтому азот, несмотря на статус типичного неметалла, 3-го по электроотрицательности после F и О, в виде простого вещества очень инертен.

Азот способен реагировать как окислитель с активными металлами (щелочными, щелочноземельными, некоторыми другими), водородом. Как восстановитель азот взаимодействует с кислородом и фтором. Реакция с кислородом обратима, в ней образуется не высший оксид азота, а NO. Она протекает (в небольшой степени) в атмосфере при грозовых разрядах:
2. Оксиды азота

Азот образует 5 оксидов:

N₂O (бесцветный газ, несолеобразующий, в воде нерастворим),

NO (бесцветный газ, несолеобразующий, в воде нерастворим),

N₂O₃ (синяя жидкость, разлагающаяся выше 0^оС на NO и NO₂, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотистой кислоты),

NO₂ (бурый газ, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотистой и азотной кислоты),

N₂O₅ (белые кристаллы, очень сильный окислитель, кислотный оксид, реагирует с водой с образованием азотной кислоты).

Получение NO:

1) Взаимодействие азота с кислородом в электрическом разряде или при сильном нагревании:

N₂ + O₂ 2NO

Плохой способ, т.к. реакция протекает в крайне небольшой степени.

2) Каталитическое окисление аммиака

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

Именно этот способ используется в промышленности.

3) Взаимодействие азотной кислоты средней концентрации (30%) с неактивными металлами

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Получение NO₂:

1) Окисление NO при обычных условиях кислородом воздуха

2NO + O₂ = 2NO₂

Это одна из стадий промышленного производства азотной кислоты.

2) Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NО₂ + 2H₂O

Азотистая кислота HNO₂ - слабая и неустойчивая. При нагревании или концентрировании разлагается:

2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

Благодаря азоту в степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азотная кислота HNO₃ - сильная. Очень сильный окислитель за счет азота в степени окисления +5.

Реакции металлов с азотной кислотой могут приводить, в зависимости от ее концентрации и от активности металла, к разным продуктам восстановления N⁺⁵. В большинстве случаев выделяется смесь продуктов (идут несколько параллельных реакций), и выделить один из них как преобладающий можно лишь условно.

Cu + 4HNO₃конц. = Cu(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O

Zn + 4HNO₃конц. =Zn(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃ 30% = 3Cu(NO₃)₂ + N⁺²O + 4H₂O

2Zn + 6HNO₃ 30% = 2Zn(NO₃)₂ + N⁺¹2O + 3H₂O

5Zn + 12HNO₃ 20% = 5Zn(NO₃)₂ + N⁰₂ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃ 10% = 4Zn(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 5H₂O

С концентрированной азотной кислотой могут взаимодействовать сера, фосфор, углерод:

S + 6HNO₃конц. = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

P + 5HNO₃конц. = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

C + 4HNO₃конц. = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Эти реакции ни в коем случае не нужно заучивать наизусть. Но понимать их смысл надо. Сильный окислитель - азотная кислота - окисляет неметаллы до высшей степени окисления. Поскольку дело происходит в растворе, в сильнокислой среде, то образуются соответствующие кислоты (угольная кислота Н₂СО₃ неустойчива, поэтому в данном случае образуется оксид). Концентрированная азотная кислота восстанавливается до NO₂ (степень окисления азота +4). Если взять более разбавленную азотную кислоту, то получится NO (степень окисления азота +2).

Получение HNO₃:

1) Промышленное - состоит из нескольких стадий:

- синтез аммиака

- каталитическое окисление аммиака до NO

- окисление NO до NO₂

- растворение NO₂ в горячей воде по реакции:

3NO₂ + H₂O 2HNO₃ + NO

Эта реакция отличается от растворения в холодной воде, т.к. азотистая кислота при нагревании разлагается.

2) Лабораторное - действие концентрированной серной кислоты на нитраты при нагревании:

NaNO₃ (тв.) + H₂SO₄ (конц.) NaHSO₄ + HNO₃
4. Аммиак

Aммиак NH₃ – бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворимый в воде. Молекула аммиака имеет пирамидальное строение.

Водный раствор аммиака проявляет свойства слабого основания:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

При взаимодействии с кислотами аммиак образует соли аммония NH₄X.

Аммиак - восстановитель. Восстановительные свойства обусловлены наличием атома азота в минимальной степени окисления -3. Например, аммиак способен гореть в кислороде:

4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂O

и окисляться кислородом воздуха в присутствии катализаторов (Pt, Cr₂O₃ и др.):

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

Получение аммиака:

1) Промышленное - синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q

Реакция протекает при нагревании, под давлением, в присутствии катализатора.

2. Лабораторный способ – вытеснение аммиака сильным основанием из солей аммония