Неметаллы: азот и его соединения

Цели урока

• Объяснять высокую инертность молекулярного азота ($N_2$) и условия его активации (высокая температура, катализаторы).
• Составлять уравнения реакций получения аммиака (промышленный синтез и лабораторные способы).
• Описывать химические свойства $NH_3$ как основания (реакция с кислотами) и как восстановителя (окисление до $N_2$, $NO$, $NO_2$).
• Характеризовать свойства солей аммония (термическое разложение, взаимодействие с щелочами).
• Различать оксиды азота по степени окисления, знать их кислотно-основной характер и важнейшие ОВР ($NO_2$ и его диспропорционирование).
• Анализировать окислительные свойства азотной кислоты в зависимости от концентрации и активности металла; прогнозировать продукты восстановления ($NO_2$, $NO$, $N_2O$, $N_2$, $NH_4^+$).
• Записывать уравнения разложения нитратов и проводить качественные реакции на ионы $NH_4^+$ и $NO_3^-$.

Зачем это нужно на ЕГЭ

Азот и его соединения — один из самых обширных блоков неорганической химии, проверяемых в заданиях 6–8 (свойства веществ, соответствие между реагентами и продуктами). В задании 19 часто встречаются ОВР с участием $HNO_3$ (особенно с металлами). Задание 30 (реакции ионного обмена) включает соли аммония и их взаимодействие со щелочами. Качественные реакции на $NH_4^+$ и $NO_3^-$ могут попасть в задание 24. Цепочки превращений (задание 31) регулярно содержат переходы $N_2 → NH_3 → NO → NO_2 → HNO_3 → NO_2$ и т.д.

Теория

1. Азот как простое вещество

Азот — элемент VA группы. Электронная конфигурация $[He]2s^2\,2p^3$. Степени окисления: от –3 до +5.

Молекула $N_2$ имеет очень прочную тройную связь ($E = 946$ кДж/моль), поэтому при обычных условиях азот инертен. Реакции возможны только при высоких температурах, под давлением или в электрическом разряде.

Получение азота:

• В промышленности – ректификация жидкого воздуха (разделение $N_2$ и $O_2$ при $T_{\text{кип}}(N_2) = -196°C$, $T_{\text{кип}}(O_2) = -183°C$).
• В лаборатории – термическое разложение нитрита аммония: $NH_4NO_2 \xrightarrow{t^\circ} N_2 + 2H_2O$ (чистый $N_2$) или дихромата аммония: $(NH_4)_2Cr_2O_7 \xrightarrow{t^\circ} N_2 + Cr_2O_3 + 4H_2O$.

Химические свойства азота (при высоких температурах):

• С водородом (каталитическое восстановление): $N_2 + 3H_2 \xrightarrow{Fe, t, p} 2NH_3$ – синтез аммиака (процесс Габера-Боша).
• С кислородом (электрический разряд или $t > 2000°C$): $N_2 + O_2 \rightarrow 2NO$.
• С активными металлами (образование нитридов): $6Li + N_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Li_3N$ (литий реагирует при комнатной температуре; с Mg, Ca, Al — при нагревании).

2. Аммиак ($NH_3$)

Бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха, очень хорошо растворим в воде (до 700 объёмов в 1 объёме воды). Водный раствор называется нашатырный спирт.

Получение:

• Промышленность: синтез из элементов (см. выше).
• Лаборатория: нагревание смеси $NH_4Cl$ с $Ca(OH)_2$: $$2NH_4Cl + Ca(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} CaCl_2 + 2NH_3\uparrow + 2H_2O$$

Химические свойства:

• Основание (за счёт неподелённой пары электронов на азоте):
  • С водой: $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ (слабая щёлочь).
  • С кислотами: $NH_3 + HCl \rightarrow NH_4Cl$ (дым – белый туман $NH_4Cl$).
• Восстановитель:
  • Горение в кислороде: $4NH_3 + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2N_2 + 6H_2O$ (без катализатора).
  • Каталитическое окисление кислородом (на платине): $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt, t^\circ} 4NO + 6H_2O$ – ключевая стадия производства $HNO_3$.
  • Окисляется оксидом меди(II): $2NH_3 + 3CuO \xrightarrow{t^\circ} N_2 + 3Cu + 3H_2O$.
  • С хлором: $2NH_3 + 3Cl_2 \rightarrow N_2 + 6HCl$ (при избытке $NH_3$ образуется $NH_4Cl$).
• Амиды металлов (реакция с щелочными металлами в жидком $NH_3$): $2Na + 2NH_3 \rightarrow 2NaNH_2 + H_2$ (амид натрия – сильное основание).

3. Соли аммония

Содержат катион $NH_4^+$, по свойствам похожи на соли калия (все растворимы). Важнейшие свойства:

• Термическое разложение (продукты зависят от аниона):
  • Хлорид, сульфат, карбонат: $NH_4Cl \xrightarrow{t^\circ} NH_3\uparrow + HCl\uparrow$ (обратимо, при охлаждении снова образуется $NH_4Cl$).
  • Нитрат аммония: $NH_4NO_3 \xrightarrow{t^\circ} N_2O + 2H_2O$ (осторожное нагревание) или при резком нагревании возможен взрыв.
  • Нитрит аммония: $NH_4NO_2 \xrightarrow{t^\circ} N_2 + 2H_2O$.
  • Дихромат аммония: $(NH_4)_2Cr_2O_7 \xrightarrow{t^\circ} Cr_2O_3 + N_2 + 4H_2O$ («вулкан»).
• Взаимодействие со щелочами – качественная реакция на $NH_4^+$ (выделение $NH_3$): $$NH_4Cl + NaOH \xrightarrow{t^\circ} NaCl + NH_3\uparrow + H_2O$$

4. Оксиды азота

Важнейшие реакции:

• $NO$ окисляется кислородом: $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$ (моментально на воздухе).
• $NO_2$ с водой (диспропорционирование): $2NO_2 + H_2O \rightarrow HNO_3 + HNO_2$ (при $t^\circ$ выше – $3NO_2 + H_2O \rightarrow 2HNO_3 + NO$).
• $NO_2$ со щелочами: $2NO_2 + 2NaOH \rightarrow NaNO_3 + NaNO_2 + H_2O$.
• $N_2O_5$ + $H_2O$ → $2HNO_3$.

5. Азотистая кислота ($HNO_2$) и нитриты

$HNO_2$ существует только в разбавленных растворах (при охлаждении), неустойчива. Соли – нитриты ($NaNO_2$, $KNO_2$). Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

• Окислитель ($N^{+3} \rightarrow N^{+2}$ или $N^{0}$): $$2HNO_2 + 2KI + 2H_2SO_4 \rightarrow I_2 + 2NO + K_2SO_4 + 2H_2O$$
• Восстановитель ($N^{+3} \rightarrow N^{+5}$): $$5HNO_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5HNO_3 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$$

6. Азотная кислота ($HNO_3$)

Бесцветная жидкость с едким запахом, на свету разлагается с выделением $NO_2$ (приобретает бурый цвет): $4HNO_3 \xrightarrow{\text{свет}} 4NO_2 + O_2 + 2H_2O$.

Окислительные свойства $HNO_3$ – главная особенность. Водород в реакциях с металлами не выделяется, азот восстанавливается до различных степеней окисления.

Влияние концентрации и активности металла на продукты восстановления $HNO_3$

Особенности:

• Fe, Al, Cr пассивируются концентрированной $HNO_3$ на холоду (образуется защитная оксидная пленка).
• С неметаллами (C, S, P) концентрированная $HNO_3$ окисляет их до кислот: $C + 4HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 4NO_2 + 2H_2O$.
• «Царская водка» (смесь $HNO_3$ конц. + $HCl$ конц. в объёмном отношении 1:3) растворяет даже золото и платину: $Au + HNO_3 + 3HCl \rightarrow HAuCl_4 + NO + 2H_2O$.

7. Нитраты и их термическое разложение

Соли азотной кислоты – нитраты – все растворимы. При нагревании разлагаются:

• Нитраты щелочных металлов (кроме Li) → нитриты + $O_2$: $$2NaNO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2NaNO_2 + O_2$$
• Нитраты щелочноземельных и металлов средней активности (от Mg до Cu) → оксид металла + $NO_2$ + $O_2$: $$2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CuO + 4NO_2 + O_2$$
• Нитраты малоактивных металлов (после Cu, а также Ag, Hg) → металл + $NO_2$ + $O_2$: $$2AgNO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2Ag + 2NO_2 + O_2$$
• Нитрат аммония – особый случай (см. выше).

Качественная реакция на нитрат-ион ($NO_3^-$):

• Реакция с медью в сернокислой среде (при нагревании): $3Cu + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O$, но для раствора нитрата нужно добавить $H_2SO_4$ для создания кислой среды – выделяется бурый газ ($NO_2$, так как образуется $HNO_3$, которая восстанавливается медью).
• Более современный метод – с дифениламином в концентрированной $H_2SO_4$ (синее окрашивание).

Качественная реакция на ион аммония ($NH_4^+$): Нагревание со щелочью – выделение $NH_3$ (запах, синее влажной лакмусовой бумажки): $NH_4Cl + NaOH \xrightarrow{t^\circ} NaCl + NH_3\uparrow + H_2O$.

Примеры

1. Получение аммиака в лаборатории:

   $$2NH_4Cl + Ca(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} CaCl_2 + 2NH_3\uparrow + 2H_2O$$

2. Каталитическое окисление аммиака (основа производства $HNO_3$):
   $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt, t^\circ} 4NO + 6H_2O$, затем $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$, $4NO_2 + 2H_2O + O_2 \rightarrow 4HNO_3$.

3. Взаимодействие разбавленной $HNO_3$ с цинком (образование $N_2O$):

   $$4Zn + 10HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + N_2O\uparrow + 5H_2O$$

4. Термическое разложение нитрата свинца(II):
   $2Pb(NO_3)_2 \xrightarrow{t^\circ} 2PbO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow$ (бурый газ, твёрдый остаток – жёлтый $PbO$).

Вопросы для самопроверки

1. Почему азот при обычных условиях не реагирует с большинством веществ?
2. Напишите уравнение реакции аммиака с хлором (избыток $NH_3$). Какой продукт образуется вместо $HCl$?
3. Какие оксиды азота являются несолеобразующими? Приведите примеры.
4. Чем отличается действие концентрированной и разбавленной азотной кислоты на медь? Запишите уравнения.
5. Почему при электролизе расплава $NaNO_3$ выделяется кислород, а при термическом разложении $NaNO_3$ – тоже кислород? В чём различие процессов?
6. Как отличить твёрдые $NH_4Cl$ и $NaCl$? Напишите уравнение реакции.

Краткий конспект

• Азот ($N_2$) инертен из-за тройной связи, активируется при $t^\circ$ или в разряде. Аммиак – слабое основание и сильный восстановитель. Соли аммония разлагаются при нагревании и выделяют $NH_3$ со щелочами.
• Оксиды азота: несолеобразующие $N_2O$ и $NO$; кислотные $N_2O_3$ (ангидрид $HNO_2$), $NO_2$ (смешанный ангидрид), $N_2O_5$ (ангидрид $HNO_3$). $NO_2$ токсичен и диспропорционирует.
• Азотная кислота – сильный окислитель, восстанавливается до $NO_2$ (конц., малоактивные металлы), $NO$ (разб., металлы средней активности), $N_2O$, $N_2$, $NH_4^+$ (разб., активные металлы).
• Нитраты разлагаются по трём типам (щелочные металлы → нитриты + $O_2$; от Mg до Cu → оксид + $NO_2$ + $O_2$; малоактивные → металл + $NO_2$ + $O_2$).
• Качественные реакции: $NH_4^+$ → $NH_3$ (со щелочью при нагревании); $NO_3^-$ → с медью и $H_2SO_4$ выделяется бурый газ ($NO_2$).

Что изучать дальше

• Урок 28 «Неметаллы: фосфор, углерод, кремний» — сравнение с азотом по свойствам соединений.
• Урок 70 «Химическая промышленность. Производство важнейших веществ» — производство аммиака и азотной кислоты, удобрения.
• Урок 34 «Генетическая связь между классами неорганических соединений» — цепочки превращений $N_2 → NH_3 → NH_4Cl → NH_3 → NO → NO_2 → HNO_3 → Cu(NO_3)_2 → NO_2$ и т.д.