Гидроксид аммония - слабое основание

Азот

Молекулярный азот - газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N₂). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха.

Молекулярный азот является практически инертным веществом. При обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при 3000-4000 ⁰С. Это объясняется большой прочностью мо­лекул N₂ за счет трех химических связей между атомами азота. При 3000 ⁰С азот диссоциирует на атомы примерно на 0,1%. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака

N₂ + 3Н₂ = 2NН₃↑.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении -33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизичеким свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34% при 20 ⁰С). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиак является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония

NH₃ + НОН ↔ NH₄OH.

NH₄OH ↔ NH₄⁺ ₊ OH^-, К = 1,8∙10^-5.

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

1) NH₃ + HCl → NH₄CI,

2) 2 NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄.

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов

Пример – СuSО₄ + 4NН₃ = Сu(NН₃)₄SО₄.

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании они разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH₄CI → NH₃ + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH₄NO₂ → N₂↑ + 2 Н₂O.

В атмосфере кислорода аммиак горит

4NH₃ + 3О₂ → 2N₂ + 6Н₂O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO

4 NH₃ + 5O₂ → 4 NO + 6 Н₂O.

Из NO окислением получают NО₂ и затем азотную кислоту по реакции

4NО₂ + O₂ + 2H₂O → 4НNO₃.

Азот образует следующие оксиды:

1) N₂О и NO - несолеобразующие оксиды;

2) N₂О₃ и N₂О₅ – кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО₂ – смешанный кислотный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО₂ – слабая кислота

НNО₂ ↔ H⁺ + NO₂^-, К = 4·10^-4.

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азота находится в промежуточной степени окисления +3.

Азотная кислота НNО₃ является сильной кислотой

НNО₃ → H⁺ + NO₃^-.

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО₃ и НС1(1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото

Аu + НNО₃ + 4НС1 = Н[АuСl₄] + NО + 2Н₂О.

Концентрированная НNО₃ пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4 НNО₃ (конц.) = Сu(NО₃)₂ + 2 NO₂ + 2 Н₂О,

Сu + 8 НNО₃ (разб.) = 3 Сu(NО₃)₂ + 2 NО + 4 Н₂О,

4Мg + 10НNО₃ (очень разб.) = 4Мg(NО₃)₂ + NН₄NО₃ + 3Н₂О.

Из приведенных реакций следует, что чем активней металл и более разбавлена азотная кислота тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты – нитраты хорошо растворимы в воде.

Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия (NаNО₃), калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.