Как составить электронную формулу аммиака

Строение атома и свойства азота

Азот — элемент пятой группы второго периода Периодической системы Менделеева.

Задание 14.1. Опишите строение атома этого элемента.

Имея на внешнем энергетическом уровне пять электронов, азот является типичным неметаллом, т. е. способен и принимать и отдавать электроны:

Задание 14.2. Составьте формулы простейших соединений азота с высшей (+5) и низшей (–3) степенями окисления (в случае затруднений см. урок 3).

Задание 14.3. Определите степени окисления азота в соединениях:

В своих соединениях атом азота может проявлять любые степени окисления от –3 до +5. Свойства некоторых из этих соединений будут рассмотрены ниже.

Простое вещество — азот N₂ — составляет 4/5 Земной атмосферы. Азот в виде соединений (белков) входит в состав всех живых существ. Неорганических соединений азота в земной коре очень мало: 0,002 % по массе.

Вопрос. Какой тип химической связи соединяет атомы азота в его молекуле N₂?

Поскольку в этой молекуле объединяются одинаковые атомы — связь ковалентная неполярная:

Кроме того, это — тройная связь, на разрыв которой требуется затратить очень много энергии. Поэтому при нормальных условиях азот не реагирует ни с одним веществом, кроме лития. При определённых условиях (нагревание, присутствие катализатора) азот реагирует с некоторыми металлами и неметаллами:

Задание 14.4. Расставьте коэффициенты. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет азот в этих реакциях.

Поскольку атом азота в молекуле азота N₂ имеет промежуточную степень окисления 0, в химических реакциях он может быть и окислителем и восстановителем:

Так как азот с трудом вступает в химические реакции, он относится к инертным газам и используется там, где нужно изолировать что-либо от окислительного действия кислорода: внутри баллона лампочки накаливания, атмосфера нефтехранилища и т. д.

Очень низкая температура кипения жидкого азота (–195,8 °C) позволяет быстро замораживать пищевые продукты и сохранять их в таком виде длительное время.

Важнейшими органическими соединениями азота являются белки, которые входят в состав любого живого организма. Но большинство живых существ не могут получать белки из атмосферного азота (связывать азот). Для этого нужны его соединения. Важнейшими неорганическими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и их соли.

Аммиак и соли аммония

Аммиак NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.

Задание 14.5. Составьте электронную и графическую формулы аммиака и определите тип химической связи в этой молекуле.

Поскольку связь N-Н сильно полярна, аммиак очень хорошо растворяется в полярном растворителе (воде) и реагирует с нею:

Вопрос. Какую реакцию среды имеет полученный раствор?

В результате этой реакции в растворе появляется избыток ионов ОН^–, поэтому раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную среду и проявляет свойства слабого основания. Называется это основание «гидроксид аммония», и ему приписывают формулу NH₄OH. Поскольку это щёлочь (растворимое основание), получаемая из летучего вещества (газа), её называют «летучей щёлочью».

Вопрос. Будет ли аммиак, а также его водный раствор реагировать с кислотами? щелочами?

Проявляя основные свойства, аммиак реагирует только с кислотами и не реагирует со щелочами:

В результате таких реакций образуются соли аммония, в которых вместо катиона металла имеется одновалентный катион аммония NH₄⁺. Соли аммония имеют ряд особенностей:

1. Соли аммония, как соли слабого основания, реагируют со щелочами:

Задание 14.6. Составьте уравнение этой реакции в ионномолекулярном виде. Не забудьте, что гидроксид аммония — слабое основание.

Если такая реакция идёт при нагревании, то получается аммиак в виде газа. Это лабораторный способ получения аммиака:

Кроме того, появляется характерный запах — качественный признак присутствия солей аммония в смеси. Эту реакцию используют для получения аммиака в лаборатории.

Вопрос. Будут ли соли аммония подвергаться гидролизу?

2. Соли аммония, как соли слабого основания, подвергаются гидролизу:

Вопрос. Какая реакция среды получается в результате данного процесса?

Задание 14.7. Составьте уравнение реакции гидролиза нитрата аммония. Какой цвет имеет лакмус в этом растворе?

3. Соли аммония, как соли летучего основания, разлагаются при нагревании. При этом может выделяться аммиак:

Но если соль образована кислотой, анион которой является сильным окислителем, аммиак не выделяется:

Почему в этом случае не выделяется аммиак? Возможно, что сначала процесс идёт как обычно:

Но поскольку азотная кислота — окислитель, а аммиак — восстановитель, они тут же реагируют друг с другом. При разложении нитрата аммония возможны и другие продукты реакции:

Задание 14.8. Составьте электронный баланс для реакций (1) и (2), укажите окислитель и восстановитель.

Вопрос. Почему атом азота в аммиаке проявляет восстановительные свойства? Может ли этот атом принимать электроны?

Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень окисления –3 и поэтому способен только отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому аммиак легко реагирует с окислителями, например с кислородом, и горит:

Реакция (3) практического смысла не имеет: зачем возвращать в атмосферу азот, который только что с таким трудом был превращён в аммиак? Зато реакция (4) каталитического окисления аммиака используется при получении азотной кислоты. Кроме того, аммиак и его соли применяются как азотные удобрения, а нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей.

Азотная кислота и её соли

Азотную кислоту получают в три стадии. Первая — каталитическое окисление аммиака. Полученный бесцветный газ NO окисляют в бурый газ NO₂:

Эта реакция идёт даже при нормальных условиях. Полученный бурый газ NO₂ очень ядовит, имеет резкий запах. Растворением его в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту:

Азотная кислота — очень сильный электролит, в растворе полностью диссоциирует на ионы:

Вопрос. Какие свойства проявляет атом азота азотной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

Поскольку атом азота в азотной кислоте находится в высшей степени окисления +5, азотная кислота — сильный окислитель. Она окисляет и простые и сложные вещества:

Органические вещества, входящие в состав бумаги, хлопка, скипидара, могут загореться при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. Не удивительно поэтому, что при взаимодействии металлов с азотной кислотой не удаётся получить водород в качестве продукта реакции:

Действительно, водород — восстановитель, а азотная кислота — окислитель, и они легко реагируют друг с другом в момент выделения водорода. В результате таких реакций образуются оксиды азота или аммиак, который образует с азотной кислотой соль аммония:

Обратите внимание.

1. Концентрированная азотная кислота не реагирует с алюминием, хромом и железом, так как образует на их поверхности прочную оксидную плёнку, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления (пассивирует его).
2. Азотная кислота реагирует даже с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений после водорода (водород и здесь НЕ выделяется!).
3. Продукт реакции зависит и от активности металла и от разбавления кислоты: чем активнее металл и чем разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается кислота, т. е. сильнее изменяется степень окисления атома азота (вплоть до –3).

Задание 14.9. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях реакций, пользуясь методом электронного баланса.

В любой из этих реакций образуется соль азотной кислоты — нитрат. Нитраты — это хорошо растворимые соли, применяемые часто в качестве удобрений (KNO₃, NH₄NO₃). Соединения азота используются в качестве удобрений, поскольку растения, как и человек, не способны усваивать азот воздуха, т. е. не способны превращать N₂ в органические соединения азота. А без этих соединений — аминокислот, белков, нуклеиновых кислот — жизнь в принципе невозможна.

При использовании таких удобрений следует помнить, что избыток нитратов в почве и растениях опасен для жизни, так как нитраты ядовиты!

Нитраты легко разлагаются при нагревании, причём продукты разложения зависят от активности металла. Так, нитраты очень активных металлов — селитры — разлагаются по схеме:

Задание 14.10. Составьте уравнение реакции разложения нитрата натрия.

Селитры входят в состав взрывчатых веществ. Так, нитрат калия входит в состав чёрного пороха. Действием на сухие нитраты концентрированной серной кислотой можно получить азотную кислоту.

Строение атома и свойства фосфора

Фосфор был получен и назван алхимиком Брандом*, который пытался найти философский камень.

* БРАНД Хённинг (ок. 1630–после 1710) — немецкий алхимик без специального образования, профессиональный военный.

Этот камень, по убеждению алхимиков, мог превращать металлы в золото, обладал магическими свойствами. В 1669 году Бранд из остатков прозаической мочи выделил вещество, которое светилось в темноте. Безусловно, такими свойствами мог обладать только философский камень! Увы, никакими чудодейственными свойствами это вещество не обладало, но способность свечения в темноте подарило веществу и химическому элементу имя: его назвали фосфор, что означает «несущий свет».

Задание 14.11. Составьте электронную схему строения атома фосфора, укажите распределение валентных электронов, возможные степени окисления.

Распределение валентных электронов атома фосфора:

Поэтому фосфор проявляет в соединениях степени окисления –3, +3 и +5.

Задание 14.12. Составьте формулы водородных соединений, оксидов и гидроксидов фосфора, которые соответствуют этим степеням окисления.

Ниже мы рассмотрим свойства этих соединений, но вначале следует описать свойства простого вещества.

Как и для углерода, для фосфора характерно несколько аллотропных модификаций. В природе они не встречаются ввиду высокой активности этого неметалла. Почему, собственно, светился фосфор, полученный алхимиком? Потому что это был белый фосфор. Он имеет состав Р₄. Это неполярное вещество, легко испаряется (возгоняется), причём пары белого фосфора окисляются на воздухе. При этом энергия химической реакции переходит в световую:

Появляется свечение.

Полученный оксид проявляет ярко выраженный кислотные свойства, так как фосфор — активный неметалл, а степень окисления атома фосфора — высшая. Поэтому при попадании на кожу белого фосфора появляются глубокие, плохо заживающие ожоги. Кроме того, белый фосфор, его пары — токсичное вещество. Белый фосфор — желтоватое мягкое вещество, растворимое в неполярных растворителях.

В противоположность ему — красный фосфор достаточно инертное вещество, безвредное для человека, но при условии, что оно — абсолютно чистое. Примеси белого фосфора, которые довольно часто встречаются, делают его ядовитым. В чём причина такого разительного изменения свойств? В том, что красный фосфор и другие аллотропные модификации фосфора — являются неорганическими полимерами. И чем выше степень полимеризации, тем инертнее вещество, тем темнее цвет. В настоящее время кроме чёрного фосфора описаны свойства жёлтого, алого, фиолетового, коричневого и даже стеклообразного.

Чаще всего встречаются и используются белый, красный и чёрный фосфор. Рассмотрим свойства красного фосфора.

Красный фосфор — это красно-бурый аморфный порошок практически нерастворимый в воде и неполярных растворителях, поскольку это полимер. Степень полимеризации установить невозможно, поэтому химическая формула Р. В зависимости от того, происходит ли горение в избытке или недостатке кислорода, образуются разные оксиды:

Кроме того, фосфор реагирует с активными металлами и неметаллами:

Задание 14.13. Составить уравнение реакции фосфора с кальцием. Назвать полученное вещество.

Фосфиды, как и нитриды, силициды, разлагаются водой и кислотами. В результате образуется фосфин — ядовитый газ с неприятным чесночным запахом. Он способен самовоспламеняться на воздухе:

Именно огоньки-вспышки этого газа пугают прохожих на кладбищах, поскольку фосфин образуется при гниении белковых тел. А это означает, что фосфор, как и азот, — биогенный элемент. Биологические свойства соединений фосфора будут рассмотрены ниже.

Вышеперечисленные реакции подтверждают ранее установленное правило: атомы с промежуточной степенью окисления проявляют свойства и окислителя, и восстановителя. Восстановительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии с бертолетовой солью KClO₃:

Эта реакция начинается при лёгком нагревании, трении, а иногда и без причин. В результате может произойти сильная вспышка. Мы её наблюдаем всякий раз, как только чиркаем спичкой о спичечный коробок. В состав спичечной головки входит бертолетова соль KClO₃ и сера, а в состав намазки — красный фосфор и толчёное стекло.

Свойства и значение соединений фосфора

Как уже было показано выше, фосфор образует два вида оксидов Р₂О₃ и Р₂О₅. Это кислотные оксиды, образующие с водой фосфористую кислоту Н₃РО₃ и несколько фосфорных кислот. Состав фосфорных кислот отражает формула х Р₂О₅ · у Н₂О:

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

Или в суммарном виде:

Ортофосфорная кислота диссоциирует в три стадии:

Поэтому она образует три вида солей: КН₂РО₄ — дигидрофосфат, К₂НРО₄ — гидрофосфат, К₃РО₄ — фосфат. Эти соли, их растворы имеют разные свойства. Так, если большинство фосфатов нерастворимы в воде, кислые фосфаты имеют бОльшую растворимость.

Поскольку фосфор химически активен, в природе встречаются только нерастворимые соединения фосфора, в основном фосфаты. Они составляют основу таких минералов как апатиты и фосфориты. Основу фосфоритов составляет фосфат кальция, а в состав апатитов кроме него входят хлориды и фториды кальция.

Аналогичный состав имеют наши кости (фосфориты) и зубы (фторапатиты). В теле взрослого человека до 1,5 кг этого химического элемента. Таким образом, фосфор — биогенный элемент. Атомы фосфора входят в состав ДНК и РНК (нуклеиновых кислот), которые хранят и воспроизводят генетическую информацию. Кроме того, атомы фосфора входят в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), при гидролизе которой выделяется аккумулированная в этой молекуле энергия.

Фосфор в чистом виде получают при нагревании измельчённых фосфоритов с песком и коксом:

Полученный фосфор используется при изготовлении спичек и пиротехнических составов, ядохимикатов, СМС (синтетических моющих средств) и многого другого.

Выводы

Азот — это элемент жизни, поскольку он входит в состав любого живого организма в виде белков, нуклеиновых кислот. С другой стороны, газ азот обладает инертными свойствами, с трудом вступает в химические реакции, составляет основу атмосферы Земли. Фосфор совместно с азотом входит в состав ДНК, РНК, АТФ. Многочисленные соединения фосфора незаменимы в быту.

Цели: формирование общеучебных умений и
навыков.

Задачи:

образовательные: изучить строение и
свойства аммиака; изучить новый вид связи –
водородную; рассмотреть донорно-акцепторный
механизм образования химической связи; развить
умения по составлению
окислительно-восстановительного баланса
уравнений реакций, уравнивание МЭБ.

воспитательные: формирование умений
работать с учебной и дополнительной литературой
по составлению конспекта; провести
профориентационную информацию.

познавательные: развивать интерес к
предмету, умение высказывать свои мысли,
логически рассуждать, соблюдать технику
безопасности при встрече с аммиаком в быту.

Оборудование:

Технологическая карта урока на столах учащихся
(Приложение № 1); оборудование для
химического эксперимента (аммиачная вода,
кристаллические хлорид аммония и гидроксид
кальция, фенолфталеин, лакмусовая бумажка,
прибор для получения газов, стеклянные палочки,
соляная кислота конц.); компьютерная презентация
(Приложение № 2).

Ход урока

1. Организационный момент.

Вначале урока необходимо настроить учащихся на
наиболее сложный тип урока-лекцию. Объяснить, что
урок проходит строго по плану на столах учащихся
и требует от них большой концентрации. Все
вопросы, которые необходимо рассмотреть
зафиксированы в технологической карте, и в ходе
лекции они всегда будут перед глазами и не
требуют запоминания. Для лучшего усвоения
составляется конспект в технологической карте. В
ходе лекции используются различные формы:
компьютерная презентация, работа с учебной
литературой, демонстрационные опыты.

2. Изучение нового материала.

План лекции (слайд № 2)

1. Состав молекулы аммиака

2. Строение молекулы аммиака

3. Водородная связь

4. Физические свойства аммиака

5. Химические свойства аммиака

а) аммиак-комплексообразователь.

б) аммиак-восстановитель

6. Получение аммиака

7. Применение аммиака

8. Закрепление

9. Домашнее задание

1. Состав молекулы аммиака

Учитель начинает свой рассказ об аммиаке с
обращения внимания на несоответствие написания
химической формулы аммиака принятым правилам
степени окисления.

• запишите молекулярную формулу аммиака;
• укажите степень окисления элементов;
• дайте химически верное название и запись
  формулы аммиака.

NH₃ = H₃ ⁺¹N^-3 нитрид
водорода (слайд № 3)

2. Строение молекулы аммиака

Учащиеся самостоятельно определяют тип
химической связи в молекуле аммиака.
Представляют схему образования химической связи
в молекуле.

• запишите молекулярную, электронную,
  структурную формулы молекулы аммиака.
• укажите вид химической связи в молекуле и
  способы образования,
• укажите смещение электронной плотности к более
  электроотрицательному элементу.

NH₃ — молекулярная формула

ковалентная полярная связь, одинарная, по
обменному механизму.

электронная
формула (слайд № 4)

3. Водородная связь

Учитель акцентирует внимание ребят на
неподеленной электронной паре атома азота,
сдвиге электронной плотности в сторону гораздо
более электроотрицательного атома азота и
возникновении в молекуле аммиака на атоме азота
частично отрицательного заряда, а на атоме
водорода частично положительного.

структурная
формула (слайд № 5)

Учитель знакомит учащихся с новым для них видом
химической связи – водородной связью, которая
возникает между молекулами аммиака.

Отметьте особенности водородной связи:

1) между какими атомами возникает связь;

2) силу связи по сравнению с другими видами
связи;

3) условное обозначению водородной связи;

4) следствие образования водородной связи в
соединении.

Водородной называется связь между атомами
водорода и атомами очень ЭО элементов, имеющих
свободные электронные пары;

• слабее ковалентной связи в 10 – 20 раз;
• условно обозначается тремя точками;
• вещества с водородной связью обладают хорошей
  растворимостью в воде, повышается их температура
  кипения и плавления. (слайд № 6)

4. Физические свойства аммиака

С физическими свойствами аммиака учитель
предлагает познакомиться учащимся
самостоятельно по учебнику.

• изучите физические свойства аммиака по
  учебнику;
• рассчитайте его плотность по воздуху D_возд
  = 29/М_NН3;
• предложите способ собирания газа в
  лабораторных условиях.

NH₃ – газ без цвета, с резким запахом, почти
в два раза легче воздуха, при охлаждении до -33,6^оС
он сжижается, а при температуре -77,8^оС
превращается в твердое белое вещество, хорошо
растворим в воде. (слайд № 7)

Учитель разъясняет ребятам, что поскольку
аммиак легче воздуха, то при выделении он будет
улетать вверх. Поэтому, для того чтобы собрать
аммиак, пробирку необходимо держать
перевернутой дном. (слайд №

Учащиеся делают вывод, что при растворении
аммиака в воде образовалась щелочь, т.к.
фенолфталеин окрасился в малиновый цвет.

NH₃ + H₂O <—> NH₃ * H₂O
<—> NH₄⁺ + OH^— (слайд № 9)

Учитель демонстрирует учащимся аммиачную воду
(25% раствор аммиака) и нашатырный спирт (10% раствор
аммиака). Напоминает, как правильно обращаться с
растворами сильно пахнущих веществ.

5. Химические свойства аммиака

Особое внимание уделяется химическим
свойствам аммиака:

а) аммиак – комплексообразователь

необходимо рассказать об особом ионе – ионе
аммония NH₄^+. Отметить его
уникальность: ион, образованный только
неметаллами, играет роль металла. Разъяснить, что
ион аммония, так же как ионы металлов образует
свои соли. (слайд № 10)

• Запишите уравнение реакции взаимодействия
аммиака с соляной кислотой:

аммиак + соляная кислота = хлорид
аммония,

• Рассмотрите механизм реакции.

• Отметьте образование ковалентной полярной
связи по донорно-акцепторному механизму (по
учебнику)

Аммиак – комплексообразователь. (слайд
№ 11)

б) Аммиак – восстановитель (в реакциях
окисления).

• Запишите уравнение реакции горение аммиака:

аммиак + кислород = азот + вода

• Составьте электронный баланс к этому
уравнению.

1) Окисление аммиака без катализатора. (слайд
№ 12)

2) Окисление аммиака в присутствии катализатора

• Запишите уравнение реакции
каталитического окисления аммиака:

аммиак + кислород = оксид азота (II) + вода.

Составьте электронный баланс к этому
уравнению. (слайд № 13)

6. Получение аммиака

В промышленности аммиак получают прямым
синтезом из простых веществ – азота и водорода.
Реакция идет только в присутствии катализатора,
при температуре 500^о и повышенном давлении.

• Запишите уравнение реакции получение
аммиака:

а) в промышленности (дайте классификацию
реакции по всем известным признакам и предложите
оптимальные условия проведения реакции);

б) в лаборатории (отметьте способы
распознавания аммиака).

а) в промышленности

Р соединения, экзотермическая, гомогенная,
обратимая, окислительно-восстановительная,
каталитическая. (слайд № 14)

б) в лаборатории получают действием щелочей на
соли аммония

NH₄⁺ + OH^— = NH₃ + H₂O

Собирание — в перевернутую кверху дном
пробирку. (слайды № 15, 16)

Распознавание аммиака:

а) по запаху;

б) по посинению влажной лакмусовой бумажки

в) по появлению белого дыма от поднесенной
стеклянной палочки, смоченной HCl (конц.) (слайд №
17)

7. Применение аммиака

Учитель предлагает учащимся самостоятельно
ознакомиться с применением аммиака по схеме в
учебнике.

Применение:

1) в холодильных установках;

2) в медицине и быту;

3) для производства азотной кислоты, солей
аммония;

4) как удобрение (слайд № 18)

Профориентационная информация. Растворы
аммиака довольно широко используются в медицине.
Разведенный раствор аммиака, издавна называемый
нашатырным спиртом, дают нюхать при обморочных
состояниях и алкогольном опьянении; при этом
происходит рефлекторное возбуждение сердечной
деятельности и центра дыхания. При тяжелом
алкогольном отравлении практикуют прием внутрь
слабых растворов аммиака (3 капли на полстакана).

Более слабые растворы аммиака дают
отхаркивающий эффект (нашатырно-анисовые капли).

Местнораздражающее действие аммиака
используют для приготовления препаратов,
применяемых как отвлекающие средства (при
артритах, невралгиях и т.п.).

Хлористый аммоний – белый кристаллический
порошок. Слегка гигроскопичен. Имеет солоноватый
вкус, легко растворим в воде. Применяется в
качестве диуретического и отхаркивающего
средства.

8. Закрепление.

Для закрепления предлагается решить
фронтально ряд задач:

1) При синтезе аммиака промышленном способом
азот объемом 56 л. (н.у.) прореагировал с водородом
взятом в избытке. Массовая доля выхода аммиака
составила 50%. Рассчитайте объем и массу
полученного аммиака.

2) Какая масса хлорида аммония получится при
взаимодействии 3 моль аммиака с соляной кислотой?

3) Какой объем кислорода потребуется для
сжигания 34 г. аммиака? (слайд № 19)

9. Домашнее задание

П. 25, упр. 1-6 (устно), 7-8 (письменно), повторить
конспект (слайд № 20)

Список литературы

1. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии
9 класс, М., 2001, “Блик и К^о”.

2. Горковенко М.Ю. Поурочные разработки по химии
, М., 2004, “Вако”.

3. Габриелян О.С., учебник химии 9 класс, М., Дрофа,
2008 г.

4. Виртуальная школа Кирилла и Мефодия, ООО “Нью
Медиа Дженерейшн”.

5. Интернет ресурсы.

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