Высшая степень окисления азота в соединении. Степени окисления азота в аммонии

Чтобы правильно расставлять степени окисления , необходимо держать в голове четыре правила.

1) В простом веществе степень окисления любого элемента равна 0. Примеры: Na 0 , H 0 2 , P 0 4 .

2) Следует запомнить элементы, для которых характерны постоянные степени окисления . Все они перечислены в таблице.

3) Высшая степень окисления элемента, как правило, совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент (например, фосфор находится в V группе, высшая с. о. фосфора равна +5). Важные исключения: F, O.

4) Поиск степеней окисления остальных элементов основан на простом правиле:

В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе - заряду иона.

Несколько простых примеров на определение степеней окисления

Пример 1 . Необходимо найти степени окисления элементов в аммиаке (NH 3).

Решение . Мы уже знаем (см. 2), что ст. ок. водорода равна +1. Осталось найти эту характеристику для азота. Пусть х - искомая степень окисления. Составляем простейшее уравнение: х + 3 (+1) = 0. Решение очевидно: х = -3. Ответ: N -3 H 3 +1 .

Пример 2 . Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2 (+1) + х + 4 (-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H +1 2 S +6 O -2 4 .

Пример 3 . Рассчитайте степени окисления всех элементов в молекуле Al(NO 3) 3 .

Решение . Алгоритм остается неизменным. В состав "молекулы" нитрата алюминия входит один атом Al(+3), 9 атомов кислорода (-2) и 3 атома азота, степень окисления которого нам и предстоит вычислить. Соответствующее уравнение: 1 (+3) + 3х + 9 (-2) = 0. Ответ: Al +3 (N +5 O -2 3) 3 .

Пример 4 . Определите степени окисления всех атомов в ионе (AsO 4) 3- .

Решение . В данном случае сумма степеней окисления будет равна уже не нулю, а заряду иона, т. е., -3. Уравнение: х + 4 (-2) = -3. Ответ: As(+5), O(-2).

Что делать, если неизвестны степени окисления двух элементов

А можно ли определить степени окисления сразу нескольких элементов, пользуясь похожим уравнением? Если рассматривать данную задачу с точки зрения математики, ответ будет отрицательным. Линейное уравнение с двумя переменными не может иметь однозначного решения. Но ведь мы решаем не просто уравнение!

Пример 5 . Определите степени окисления всех элементов в (NH 4) 2 SO 4 .

Решение . Степени окисления водорода и кислорода известны, серы и азота - нет. Классический пример задачи с двумя неизвестными! Будем рассматривать сульфат аммония не как единую "молекулу", а как объединение двух ионов: NH 4 + и SO 4 2- . Заряды ионов нам известны, в каждом из них содержится лишь один атом с неизвестной степенью окисления. Пользуясь опытом, приобретенным при решении предыдущих задач, легко находим степени окисления азота и серы. Ответ: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2 .

Вывод: если в молекуле содержится несколько атомов с неизвестными степенями окисления, попробуйте "разделить" молекулу на несколько частей.

Как расставлять степени окисления в органических соединениях

Пример 6 . Укажите степени окисления всех элементов в CH 3 CH 2 OH.

Решение . Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. Рассуждать можно следующим образом. Рассмотрим, например, атом углерода в составе метильной группы. Данный атом С соединен с 3 атомами водорода и соседним атомом углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность С превосходит ЭО водорода). Если бы это смещение было полным, атом углерода приобрел бы заряд -3.

Атом С в составе группы -СН 2 ОН связан с двумя атомами водорода (смещение электронной плотности в сторону С), одним атомом кислорода (смещение электронной плотности в сторону О) и одним атомом углерода (можно считать, что смещения эл. плотности в этом случае не происходит). Степень окисления углерода равна -2 +1 +0 = -1.

Ответ: С -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1 .

Не смешивайте понятия "валентность" и "степень окисления"!

Степень окисления часто путают с валентностью . Не совершайте подобной ошибки. Перечислю основные отличия:

• степень окисления имеет знак (+ или -), валентность - нет;
• степень окисления может быть равна нулю даже в сложном веществе, равенство валентности нулю означает, как правило, что атом данного элемента не соединен с другими атомами (всякого рода соединения включения и прочую "экзотику" здесь обсуждать не будем);
• степень окисления - формальное понятие, которое приобретает реальный смысл лишь в соединениях с ионными связями, понятие "валентность", наоборот, наиболее удобно применять по отношению к ковалентным соединениям.

Степень окисления (точнее, ее модуль) часто численно равен валентности, но еще чаще эти величины НЕ совпадают. Например, степень окисления углерода в CO 2 равна +4; валентность С также равна IV. А вот в метаноле (CH 3 OH) валентность углерода остается той же, а степень окисления С равна -1.

Небольшой тест на тему "Степень окисления"

Потратьте несколько минут, проверьте, как вы усвоили эту тему. Вам необходимо ответить на пять несложных вопросов. Успехов!

Азот - едва ли не самый распространенный химический элемент во всей Солнечной Системе. Если быть конкретнее, то азот занимает 4 место по распространенности. Азот в природе - инертный газ.

Этот газ не имеет ни цвета, ни запаха, его очень трудно растворить в воде. Однако соли-нитраты имеют свойство очень хорошо реагировать с водой. Азот имеет малую плотность.

Азот - удивительный элемент. Есть предположение, что свое название он получил из древнегреческого языка, что в переводе с него значит «безжизненный, испорченный». Отчего же такое негативное отношение к азоту? Ведь нам известно, что он входит в состав белков, а дыхание без него практически невозможно. Азот играет важную роль в природе. Но в атмосфере этот газ инертен. Если его взять таким, какой он есть в первозданном виде, то возможно множество побочных эффектов. Пострадавший может даже умереть от удушья. Ведь азот оттого и называется безжизненным, что не поддерживает ни горения, ни дыхания.

При обычных условиях такой газ реагирует только с литием, образовывая такое соединение, как нитрид лития Li3N. Как мы видим, степень окисления азота в таком соединении равна -3. С остальными металлами и конечно же, реагирует тоже, однако лишь при нагревании или при использовании различных катализаторов. К слову говоря, -3 - низшая степень окисления азота, так как только 3 электрона нужны для полного заполнения внешнего энергетического уровня.

Этот показатель имеет разнообразные значения. Каждая степень окисления азота имеет свое соединение. Такие соединения лучше просто запомнить.

5 - высшая степень окисления у азота. Встречается в и во всех солях-нитратах.

Вариант 1.

Б. Азоту.

3. Азот имеет степень окисления +5 в соединении с формулой:
Г. HN03.

4. Минимальная степень окисления азота в соединении (из перечисленных ниже) с формулой:
А. N2.

Б. Фосфор.

6. Наименьший радиус у атома:
Г. F.

Б. Са3Р2.

8. Азотистой кислоте соответствует оксид с формулой:
Б. N203.

10. Коэффициент перед окислителем в реакции, схема которой
Ag + HN03(KOHЦ) -> AgN03 + N02 + Н20:
Б. 4.

12. Дополните фразу: «Аллотропия - это...»
существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам.

13. С какими из веществ, формулы которых: КОН, С02, Zn, CuO, НС1, СаС03, взаимодействует разбавленная азотная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
HNO3 + КOH → КNO3 + H2O
3CuO + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O
10HNO3 разбавл. + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

14. Закончите схему термического разложения нитрата меди (II):
Cu(N03)2 --> CuO + X + 02.

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Сумма коэфф. = 9

15. При взаимодействии 37 г гидроксида кальция с сульфатом аммония было получено 15 г аммиака. Вычислите массовую долю выхода аммиака от теоретически возможного.
Ca(OH) 2 +(NH4)2 SO4 =CaSO4+2NH3*H2O
M Ca(OH)2=40+32+2=74г/моль.
n Ca(OH)2 =37: 74=0.5 моль
1 моль Са(ОH)2: 2 моль NH3
0.5:1 моль
M NH3 = 17г \моль
масса 17*1=17 г.
выход (NH3)=15: 17=0.88=88%

Вариант 2.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

В. Фосфору.

3. Азот имеет степень окисления +4 в соединении с формулой:
B. N02.

4. Минимальная степень окисления фосфора в соединении с формулой:
Б. РН3.

5. Из перечисленных химических элементов наибольшей электроотрицательностью в соединениях обладает:
В. Сера

6. Наименьший радиус у атома, символ которого:
Г. С1.

7. Только восстановителем может быть вещество с формулой:
B. NH3.

8. Фосфористой кислоте Н3Р03 соответствует оксид с формулой:
В. Р2О3

Сu + HN03(KOHЦ) -> CU(N03)2 + N02 + Н20:
Б. 4.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

12. Дополните следующую фразу: «Селитра - это...»
Азотнокислая соль калия, натрия, аммония, употребляемая в технике взрывчатых веществ и в агрономии для удобрений.

13. С какими из веществ, формулы которых: Mg, Ag, AgN03, BaO, C02, KN03, NaOH, взаимодействует ортофосфорная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4 +3BaO = Ba3(PO4)2 + 3H2O
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

14. Закончите схему термического разложения нитрата натрия
NaN03 → NaN02 + X.
Найдите сумму коэффициентов в уравнении.
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Сумма коэффициентов – 5

15. Какой объем аммиака (н. у.) можно получить при взаимодействии 15 м3 азота с избытком водорода, если выход аммиака составляет 10% от теоретически возможного?
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 15 000 /22,4 = 669 (моль)
n(NH3) = 2*669 = 1339,28 (моль)
Vтеор.(NH3) = 1339,28*22,4= 29999 (дм3)
Vпракт. (NH3) = 29999*0,9 = 26999 (дм3) = 26, 999 м3

Вариант 3.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

2. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме элемента 2е, 5е соответствует:
А. Азоту.

3. Азот имеет степень окисления +2 в соединении с формулой:
Б. NO.

4. Максимальная степень окисления азота в соединении с формулой:
Г. HN03.

А. Бор.

А. С.

Г. Н3Р04.

8. Азотной кислоте соответствует оксид с формулой:
Г. N205.

10. Коэффициент перед окислителем в схеме
Ag + HN03(paзб) -> AgN03 + NO + H20:
Б. 4.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

12. Дополните фразу: «Число атомов, входящих в катион аммония...»
равно 5.

13. С какими из веществ, формулы которых: S03, КОН, CaO, Mg, N205, Na2C03, взаимодействует разбавленная азотная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
HNO3 (разб.) + КOH = КNO3 + H2O
2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O
10HNO3 разбавл. + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2

14. Закончите схему термического разложения нитрата серебра
AgNOg → Ag + X + 02.
Укажите сумму коэффициентов в уравнении.
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
7

15. Азот объемом 56 л (н. у.) прореагировал с избытком водорода. Объемная доля выхода аммиака составляет 50% от теоретически возможного. Рассчитайте объем полученного аммиака.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(N2) = 56 /22,4 = 2,5 (моль)
n(теор.)(NH3) = 2*2,5 = 5 (моль)
Vпракт. (NH3) = 5*22,4*0,5 = 56 л

Вариант 4.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

2. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме элемента 2е, 8е, 5е соответствует:
Б. Фосфору.

3. Азот имеет степень окисления 0 в соединении с формулой:
A. N2.

4. Максимальная степень окисления фосфора в соединении с формулой:
Г. Н3Р04.

5. Из перечисленных химических элементов наименьшей электроотрицательностью в соединениях обладает:
А. Бериллий.

6. Наибольший радиус у атома химического элемента, символ которого:
A. Si.

7. Только окислителем может быть вещество с формулой:
Г. HN03.

8. Ортофосфорной кислоте соответствует оксид с формулой:
Г. Р2О5.

10. Коэффициент перед окислителем в схеме
Си + HN03(paзб) -> CU(N03)2 + NO + Н20:
Г. 8.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

12. Дополните фразу: «Аллотропными видоизменениями фосфора являются...»
белый, красный и черный фосфор

13. С какими из веществ, формулы которых: Zn, CuO, Си, NaOH, S02, NaN03, K2C03, взаимодействует ортофосфорная кислота? Запишите уравнения возможных реакций в молекулярном виде.
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3 Zn + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2↓ + 3H2
3CuO + 2H3PO4 = Cu3(PO4)2 + 3H2O
3K2CO3 + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2

14. Закончите схему термического разложения нитрата железа (II):
Fe(N03)2 → FeO + N02 + X.
Найдите сумму коэффициентов в уравнении.
2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2

15. При сжигании в кислороде 62 г фосфора было получено 130 г оксида фосфора (V) от теоретически возможного. Вычислите массовую долю выхода оксида фосфора (V).
4P + 5O2 = 2P2O5
n(P) = 62/31 = 2 моль
nтеор.(P2O5) = 0,5*2 = 1 моль
mтеор.(P2O5) = 1*142 = 142 г
выход = mпракт./mтеор. = 130/142=0.92 = 92%

1) Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами и с рядом неметаллов.

Получение нитридов

Известны несколько методов получения нитридов.

1) Метод синтеза из простых веществ. При высоких температурах азот окисляет

многие металлы и неметаллы, образуя нитриды, в которых проявляет степень

окисления-3:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2

3Si + N 2 = Si 3 N 2

Из ковалентных нитридов наибольшее значение имеет нитрид водорода H3N

(аммиак), получаемый в промышленности синтезом из простых веществ:

3H 2 +N 2 = 2H 3 N

Основная масса производимого аммиака используется для получения азотной кислоты.

2) Метод восстановления из оксидов в присутствии азота. В качестве восстановителя в этих процессах используют не только углерод, но и металлы или их гидриды:

TiO 2 + CH 2 +N 2 = TiN +CaO +H 2 O

3) Метод термической диссоциации. Этот метод осуществляется с применением соединений, содержащих одновременно и металл и азот, например аминохлоридов:

TiCl 4 · 4NH 3 = TiN + NH 3 + HCl

Таким способом получают нитриды AlN, VN, NbN, Ta 3 N 5 , CrN, U 3 N, Fe 2 N.

4) Метод осаждения нитридов из газовой фазы. Примером этого метода может служить взаимодействие хлоридов и оксихлоридов металлов с аммиаком. Эти реакции происходят обычно при температурах порядка 800oC

MeCl 4 + NH 3 →MeN + HCl

MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl

Химические свойства нитридов

Свойства нитридов более или менее закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Например, в малых периодах наблюдается переход от основных нитридов к кислотным:

Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N

основные амфотерный кислотные

Нитриды s-элементов первой и второй групп, например Na3N, Mn 3 N 2 , являются кристаллическими веществами. Химически они довольно активны.

Например, легко разлагаются водой, образуя щелочь и аммиак:

Na 3 N + 3H 2 O = 3NaOH + H 3 N

Кислотные нитриды, напримерCl3N, гидролизуются с образованием кислот и аммиака:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + H 3 N

Основные нитриды взаимодействуют с кислотами:

Mg 3 N 2 + HCl = MgCl 2 +H 3 N

При этом кислотные нитриды склонны к взаимодействию со щелочами:

BN + H 2 O + NaOH→BO 2 Na + H 3 N

Амфотерные нитриды, в частности AlN, могут реагировать как с кислотами, так и со щелочами:

2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4

AlN + 3H 2 O + KOH→Al(OH) 4 K+ H 3 N

Основные и кислотные нитриды вступают в реакции комплексообразования с образованием смешанных нитридов, например Li 5 TiN 3 , Li 5 GeN 3 и другие

5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

осн. кисл.

Нитриды щелочных металлов – малоустойчивые соединения. При обычной температуре с кислородом воздуха они не взаимодействуют. При температурах плавления начинают разлагаться на элементы.

Все ковалентные нитриды довольно устойчивы. Особенно устойчивы нитриды алюминия, бора и кремния, которые начинают слабо разлагаться на элементы только при температурах 1000-1200оC. Они обладают высокой стойкостью против окисления, против действия расплавленных металлов, горячих кислот, различных агрессивных газов.

Металлоподобные нитриды обладают высокой химической стойкостью, особенно против действия холодных и кипящих кислот, многих расплавленных металлов, а также против окисления на воздухе. В растворах щелочей металлоподобные нитриды менее устойчивы. Они быстро разлагаются при сплавлении со щелочами и солями щелочных металлов.

Гидразин

Гидразин (NH 2 NH 2) – это сильно гигроскопическая жидкость, обладающая заметной способностью поглощать из воздуха углекислоту и кислород. Замерзает гидразин при температуре плюс 1,5°, кипит при температуре 113,5° (давление 760 мм рт. ст.). Удельный вес вещества колеблется в зависимости от его агрегатного состояния и температуры окружающей среды. При температуре минус 5° плотность твердого гидразина составляет 1,146, жидкого при температуре 0°-1,0253, а при температуре +15°-1,0114. По мере дальнейшего возрастания температуры удельный вес соединения уменьшается. Гидразин хорошо растворяется в воде, спиртах, аммиаке, аминах. Он нерастворим в углеводородах и их галоидопроизводных. Водные растворы обладают основными свойствами. Гидразин является сильным восстановителем. Благодаря этому он термодинамически неустойчив и легко разлагается под влиянием катализаторов, при нагревании до высоких температур, при действии излучений. На воздухе горит синим пламенем. При этом выделяется значительное количество энергии.

В промышленности гидразин получают по методу Рашига, первая стадия которого состоит в действии хлора на аммиак, в результате чего образуется непрочный хлорамин:

NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O

Химические свойства гидразина определяются, во-первых, тем, что его молекула состоит из двух аминогрупп, обладающих слабо основными свойствами. В соответствии с этим гидразин как слабое основание может реагировать как с одной, так и с двумя молекулами одноосновной кислоты, например соляной:

N 2 H 4 + HCl = N 2 H 5 Cl

N 2 H 4 + 2HCl = N 2 H 6 Cl 2

Его реакция с серной кислотой приводит к гидразин-сульфату(N 2 H 6 SO 4) который, как всякая соль, является твердым веществом, хорошо растворимым в воде. Гидразин-сульфат под названием "Сигразин" нашел применение в медицине при лечении больных раком. Онкологические больные обычно испытывают сильное истощение, быструю потерю веса и аппетита. Эти явления вызываются нарушениями углеводного обмена.

Другая особенность гидразина - его сильнейшие восстановительные свойства, что вызвано как присутствием в его молекуле непрочной связи азот-азот, так и аномальной степенью окисления атомов азота (-2). В качестве примера восстановительных свойств гидразина можно привести его реакцию с перманганатом калия, которую можно использовать для аналитического определения гидразина, как и реакции с некоторыми другими окислителями:

5(NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 =5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O

Гидразин сгорает на воздухе, причем эта реакция сильно экзотермична и приводит к образованию газообразных продуктов:

NH 2 -NH 2 + O 2 = N 2 + 2H 2 O + 149,5 ккал/моль

Гидроксиламин

В молекуле гидроксиламина атом азота имеет непоселенную пару электронов. Поэтому, подобно аммиаку и гидразину, он способен к реакциям присоединения с образованием связен по донорно-акцепторному способу. Гидроксиламин хорошо растворяется в воде, а с кислотами дает соли, например хлорид гидроксиламмония. Степень окислениости азота в гидроксила мине равна -1. Поэтому он проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Однако более характерна восстановительная способность гидроксиламина. В частности, он применяется как восстановитель (главным образом в виде солей) в лабораторной практике.

Химические свойства:

В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH 2 OH + H 2 O = + + OH -

Может также диссоциировать и по кислотному типу

NH 2 OH + H 2 O = NH 2 O - + H 3 O +

Подобно NH 3 , гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния:

NH 2 OH + HCl = Cl

На воздухе соединение является нестабильным:

3NH 2 OH = N 2 + NH 3 + 3H 2 O

но при давлении в 3 кПа (2,25 мм рт.ст.) плавится при 32 °С и кипит при 57 °С без разложения.

На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

4NH 2 OH + O 2 = 6H 2 O + 2N 2

Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N 2 или N 2 O:

В некоторых реакциях NH 2 OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH 3 или NH 4 +

Получение

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH 3 OH) 3 PO 4 или (ClO 4) 2 .

Спиртовой раствор гидроксиламина можно получить действием этанола на NH 3 OHCl.

В промышленности соли гидроксиламина получают восстановлением NO водородом в присутствии платинового катализатора или гидрированием азотной кислоты, а также действием на азотную кислоту атомарным водородом.

I) до (V), и они известны. См. также АТОМА СТРОЕНИЕ. Молекулярный азот. Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид N є N (или N 2 ). У двух атомов азота три внешних 2p - электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N – N равно 1,095 Å . Как и в случае с водородом (см . ВОДОРОД) , существуют молекулы азота с различным спином ядра – симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В твердом состоянии известны две модификации азота: a – кубическая и b – гексагональная с температурой перехода a ® b –237,39 ° С. Модификация b плавится при –209,96 ° С и кипит при –195,78 ° C при 1 атм (см . табл. 1) . Энергия диссоциации моля (28,016 г или 6,023 Ч 10 23 молекул) молекулярного азота на атомы (N 2 2N) равна примерно –225 ккал. Поэтому атомарный азот может образовываться при тихом электрическом разряде и химически более активен, чем молекулярный азот. Получение и применение. Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В огромных количествах азот получают для синтеза аммиака, при этом допустимы небольшие примеси благородных газов. Азот из атмосферы. Экономически выделение азота из атмосферы обусловлено дешевизной метода сжижения очищенного воздуха (пары воды, CO 2 , пыль, другие примеси удалены). Последовательные циклы сжатия, охлаждения и расширения такого воздуха приводят к его сжижению. Жидкий воздух подвергают фракционной перегонке при медленном подъеме температуры. Первыми выделяются благородные газы, затем азот, и остается жидкий кислород. Очистка достигается многократностью процессов фракционирования. Таким методом производят многие миллионы тонн азота ежегодно, преимущественно для синтеза аммиака, который является исходным сырьем в технологии производства различных азотсодержащих соединений для промышленности и сельского хозяйства. Кроме того, очищенную азотную атмосферу часто используют, когда недопустимо присутствие кислорода. Лабораторные способы. Азот в небольших количествах можно получать в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония, например: Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом: Известны и другие способы – разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной: При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот: Физические свойства. Некоторые физические свойства азота приведены в табл. 1.

Таблица 1. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
Плотность, г/см 3	0,808 (жидк.)
Температура плавления, °С	–209,96
Температура кипения, °С	–195,8
Критическая температура, °С	–147,1
Критическое давление, атм а	33,5
Критическая плотность, г/см 3 а	0,311
Удельная теплоемкость, Дж/(мольЧ К)	14,56 (15° С)
Электроотрицательность по Полингу	3
Ковалентный радиус,	0,74
Кристаллический радиус,	1,4 (M 3–)
Потенциал ионизации, В б
первый	14,54
второй	29,60
а Температура и давление, при которых плотности азота жидкого и газообразного состояния одинаковы. б Количество энергии, необходимое для удаления первого внешнего и следующего за ним электронов, в расчете на 1 моль атомарного азота.

Химические свойства. Как уже было отмечено, преобладающим свойством азота при обычных условиях температуры и давления является его инертность, или малая химическая активность. Электронная структура азота содержит электронную пару на 2s -уровне и три наполовину заполненные 2р -орбитали, поэтому один атом азота может связывать не более четырех других атомов, т.е. его координационное число равно четырем. Небольшой размер атома также ограничивает количество атомов или групп атомов, которые могут быть связаны с ним. Поэтому многие соединения других членов подгруппы VA либо вовсе не имеют аналогов среди соединений азота, либо аналогичные соединения азота оказываются нестабильными. Так, PCl 5 – стабильное соединение, а NCl 5 не существует. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N 2 H 4 и азиды металлов MN 3 . Такой тип связи необычен для химических элементов (за исключением углерода и кремния). При повышенных температурах азот реагирует со многими металлами, образуя частично ионные нитриды M x N y . В этих соединениях азот заряжен отрицательно. В табл. 2 приведены степени окисления и примеры соответствующих соединений.

Таблица 2. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА И СООТВЕТСТВУЮЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ
Степень окисления	Примеры соединений
	Аммиак NH 3 , ион аммония NH 4 + , нитриды M 3 N 2
	Гидразин N 2 H 4
	Гидроксиламин NH 2 OH
	Гипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2 , оксид азота(I) N 2 O
	Оксид азота(II) NO
	Оксид азота(III) N 2 O 3 , нитрит натрия NaNO 2
	Оксид азота(IV) NO 2 , димер N 2 O 4
	Оксид азота(V) N 2 O 5 , азотная кислота HNO 3 и ее соли (нитраты)

Нитриды. Соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллами – нитриды – похожи на карбиды и гидриды. Их можно разделить в зависимости от характера связи M–N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества. Ионные нитриды. Связь в этих соединениях предполагает переход электронов от металла к азоту с образованием иона N 3– . К таким нитридам относятся Li 3 N, Mg 3 N 2 , Zn 3 N 2 и Cu 3 N 2 . Кроме лития, другие щелочные металлы IA подгруппы нитридов не образуют. Ионные нитриды имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя NH 3 и гидроксиды металлов. Ковалентные нитриды. Когда электроны азота участвуют в образовании связи совместно с электронами другого элемента без перехода их от азота к другому атому, образуются нитриды с ковалентной связью. Нитриды водорода (например, аммиак и гидразин) полностью ковалентны, как и галогениды азота (NF 3 и NCl 3 ). К ковалентным нитридам относятся, например, Si 3 N 4 , P 3 N 5 и BN – высокостабильные белые вещества, причем BN имеет две аллотропные модификации: гексагональную и алмазоподобную. Последняя образуется при высоких давлениях и температурах и имеет твердость, близкую к твердости алмаза. Нитриды с промежуточным типом связи. Переходные элементы в реакции с NH 3 при высокой температуре образуют необычный класс соединений, в которых атомы азота распределены между регулярно расположенными атомами металла. В этих соединениях нет четкого смещения электронов. Примеры таких нитридов – Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Эти соединения, как правило, совершенно инертны и обладают хорошей электрической проводимостью. Водородные соединения азота. Азот и водород взаимодействуют, образуя соединения, отдаленно напоминающие углеводороды (см. также ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ) . Стабильность азотоводородов уменьшается с увеличением числа атомов азота в цепи в отличие от углеводородов, которые устойчивы и в длинных цепях. Наиболее важные нитриды водорода – аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 . К ним относится также азотистоводородная кислота HNNN (HN 3). Аммиак NH 3 . Аммиак – один из наиболее важных промышленных продуктов современной экономики. В конце 20 в. США производили ок. 13 млн. т аммиака ежегодно (в пересчете на безводный аммиак). Строение молекулы. Молекула NH 3 имеет почти пирамидальное строение. Угол связи H–N–H составляет 107 ° , что близко к величине тетраэдрического угла 109 ° . Неподеленная электронная пара эквивалентна присоединенной группе, в результате координационное число азота равно 4 и азот располагается в центре тетраэдра. Cвойства аммиака. Некоторые физические свойств аммиака в сравнении с водой приведены в табл. 3.

Таблица 3. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА И ВОДЫ
Свойство
Плотность, г/см 3	0,65 (–10° С)	1,00 (4,0° С)
Температура плавления, °С	–77,7	0
Температура кипения, °С	–33,35	100
Критическая температура, °С	132	374
Критическое давление, атм	112	218
Энтальпия испарения, Дж/г	1368 (–33° С)	2264 (100° С)
Энтальпия плавления, Дж/г	351 (–77° С)	334 (0° С)
Удельная электропроводность	5Ч 10 –11 (–33° С)	4Ч 10 –8 (18° С)

Температуры кипения и плавления у аммиака намного ниже, чем у воды, несмотря на близость молекулярных масс и сходство строения молекул. Это объясняется относительно большей прочностью межмолекулярных связей у воды, чем у аммиака (такая межмолекулярная связь называется водородной). Аммиак как растворитель. Высокая диэлектрическая проницаемость и дипольный момент жидкого аммиака позволяют использовать его как растворитель для полярных или ионных неорганических веществ. Аммиак-растворитель занимает промежуточное положение между водой и органическими растворителями типа этилового спирта. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в аммиаке, образуя темносиние растворы. Можно полагать, что в растворе происходит сольватация и ионизация валентных электронов по схеме Синий цвет связывают с сольватацией и движением электронов или с подвижностью «дырок» в жидкости. При высокой концентрации натрия в жидком аммиаке раствор принимает бронзовую окраску и отличается высокой электропроводностью. Несвязанный щелочной металл можно выделить из такого раствора испарением аммиака или добавлением хлорида натрия. Растворы металлов в аммиаке являются хорошими восстановителями. В жидком аммиаке происходит автоионизация аналогично процессу, протекающему в воде: Некоторые химические свойства обеих систем сопоставлены в табл. 4.

Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl 2 и K, поскольку CaCl 2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой.

Получение аммиака. Газообразный NH 3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH: Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg 3 N 2 , водой. Цианамид кальция CaCN 2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении: Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.

Таблица 4. СРАВНЕНИЕ РЕАКЦИЙ В ВОДНОЙ И АММИАЧНОЙ СРЕДЕ
Водная среда	Аммиачная среда
Нейтрализация
OH – + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Гидролиз (протолиз )
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Замещение
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Сольватация (комплексообразование )
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Амфотерность
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Химические свойства аммиака. Кроме реакций, упомянутых в табл. 4, аммиак реагирует с водой, образуя соединение NH 3 Ч H 2 O, которое часто ошибочно считают гидроксидом аммония NH 4 OH; в действительности существование NH 4 OH в растворе не доказано. Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») состоит преимущественно из NH 3 , H 2 O и и малых концентраций ионов NH 4 + и OH – , образующихся при диссоциации Основной характер аммиака объясняется наличием неподеленной электронной пары азота:NH 3 . Поэтому NH 3 – это основание Льюиса, которое имеет высшую нуклеофильную активность, проявляемую в форме ассоциации с протоном, или ядром атома водорода: Любые ион или молекула, способные принимать электронную пару (электрофильное соединение), будут взаимодействовать с NH 3 с образованием координационного соединения. Например: Символ M n+ представляет ион переходного металла (B-подгруппы периодической таблицы, например, Cu 2+ , Mn 2+ и др.). Любая протонная (т.е. Н-содержащая) кислота реагирует с аммиаком в водном растворе с образованием солей аммония, таких, как нитрат аммония NH 4 NO 3 , хлорид аммония NH 4 Cl, сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , фосфат аммония (NH 4) 3 PO 4 . Эти соли широко применяются в сельском хозяйстве как удобрения для введения азота в почву. Нитрат аммония кроме того применяют как недорогое взрывчатое вещество; впервые оно было применено с нефтяным топливом (дизельным маслом). Водный раствор аммиака применяют непосредственно для введения в почву или с орошающей водой. Мочевина NH 2 CONH 2 , получаемая синтезом из аммиака и углекислого газа, также является удобрением. Газообразный аммиак реагирует с металлами типа Na и K с образованием амидов: Аммиак реагирует с гидридами и нитридами также с образованием амидов: Амиды щелочных металлов (например, NaNH 2 ) реагируют с N 2 O при нагревании, образуя азиды: Газообразный NH 3 восстанавливает оксиды тяжелых металлов до металлов при высокой температуре, по-видимому, благодаря водороду, образующемуся в результате разложения аммиака на N 2 и H 2: Атомы водорода в молекуле NH 3 могут замещаться на галоген. Иод реагирует с концентрированным раствором NH 3 , образуя смесь веществ, содержащую N I 3 . Это вещество очень неустойчиво и взрывается при малейшем механическом воздействии. При реакции NH 3 c Cl 2 образуются хлорамины NCl 3 , NHCl 2 и NH 2 Cl. При воздействии на аммиак гипохлорита натрия NaOCl (образуется из NaOH и Cl 2 ) конечным продуктом является гидразин: Гидразин. Приведенные выше реакции представляют собой способ получения моногидрата гидразина состава N 2 H 4 Ч H 2 O. Безводный гидразин образуется при специальной перегонке моногидрата с BaO или другими водоотнимающими веществами. По свойствам гидразин слегка напоминает пероксид водорода H 2 O 2 . Чистый безводный гидразин – бесцветная гигроскопичная жидкость, кипящая при 113,5 ° C ; хорошо растворяется в воде, образуя слабое основание В кислой среде (H + ) гидразин образует растворимые соли гидразония типа + X – . Легкость, с которой гидразин и некоторые его производные (например, метилгидразин) реагируют с кислородом, позволяет использовать его в качестве компонента жидкого ракетного топлива. Гидразин и все его производные сильно ядовиты. Оксиды азота. В соединениях с кислородом азот проявляет все степени окисления, образуя оксиды: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5 . Имеется скудная информация об образовании пероксидов азота (NO 3 , NO 4). Оксид азота (I) N 2 O (монооксид диазота) получается при термической диссоциации нитрата аммония: Молекула имеет линейное строение O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов. N 2 O, известный как «веселящий газ», используют для умеренной анестезии в медицине. Оксид азота(II) NO – бесцветный газ, является одним из продуктов каталитической термической диссоциации аммиака в присутствии кислорода: NO образуется также при термическом разложении азотной кислоты или при реакции меди с разбавленной азотной кислотой: NO можно получать синтезом из простых веществ (N 2 и O 2 ) при очень высоких температурах, например в электрическом разряде. В структуре молекулы NO имеется один неспаренный электрон. Соединения с такой структурой взаимодействуют с электрическим и магнитным полями. В жидком или твердом состоянии оксид имеет голубую окраску, поскольку неспаренный электрон вызывает частичную ассоциацию в жидком состоянии и слабую димеризацию в твердом состоянии: 2NO N 2 O 2 . Оксид азота (III) N 2 O 3 (триоксид азота) – ангидрид азотистой кислоты: N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 . Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20 ° С) из эквимолекулярной смеси NO и NO 2 . N 2 O 3 устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. –102,3 ° С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO 2 . Оксид азота (IV) NO 2 (диоксид азота) также имеет в молекуле неспаренный электрон (см. выше оксид азота(II)). В строении молекулы предполагается трехэлектронная связь, и молекула проявляет свойства свободного радикала (одна линия соответствует двум спаренным электронам): получается каталитическим окислением аммиака в избытке кислорода или окислением NO на воздухе: а также по реакциям: При комнатной температуре NO 2 – газ темнокоричневого цвета, обладает магнитными свойствами благодаря наличию неспаренного электрона. При температурах ниже 0 ° C молекула NO 2 димеризуется в тетраоксид диазота, причем при –9,3 ° C димеризация протекает полностью: 2NO 2 N 2 O 4 . В жидком состоянии недимеризовано только 1% NO 2 , а при 100 ° C остается в виде димера 10% N 2 O 4 . (или N 2 O 4 ) реагирует в теплой воде с образованием азотной кислоты: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Технология NO 2 поэтому очень существенна как промежуточная стадия получения промышленно важного продукта – азотной кислоты. Оксид азота (V) N 2 O 5 (устар . ангидрид азотной кислоты) – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10: N 2 O 5 легко растворяется во влаге воздуха, вновь образуя HNO 3 . Свойства N 2 O 5 определяются равновесием N 2 O 5 – хороший окислитель, легко реагирует, иногда бурно, с металлами и органическими соединениями и в чистом состоянии при нагреве взрывается. Вероятную структуру . При выпаривании раствора образуется белое взрывчатое вещество с предполагаемой структурой H–O–N=N–O–H. Азотистая кислота HNO 2 не существует в чистом виде, однако водные растворы ее невысокой концентрации образуются при добавлении серной кислоты к нитриту бария: Азотистая кислота образуется также при растворении эквимолярной смеси NO и NO 2 (или N 2 O 3 ) в воде. Азотистая кислота немного сильнее уксусной кислоты. Степень окисления азота в ней +3 (ее структура H–O–N=O), т.е. она может являться и окислителем, и восстановителем. Под действием восстановителей она восстанавливается обычно до NO , а при взаимодействии с окислителями окисляется до азотной кислоты.

Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты – нитриты – хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра.

NaNO 2 применяется в производстве красителей. Азотная кислота HNO 3 – один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др. См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ. ЛИТЕРАТУРА Справочник азотчика . М., 1969
Некрасов Б.В. Основы общей химии . М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия . М., 1982

Главная » Правила в английском языке » Высшая степень окисления азота в соединении. Степени окисления азота в аммонии