Из минералов промышленное значение имеют чилийская селитра NaNO 3, индийская

селитра KNO3, норвежская селитра Ca(NO3)2.
Нахождение в природе и получение

лабораторных условиях азот получают:

1. термическим разложением азида лития или натрия:
2.

нагреванием смеси растворов нитрата натрия и хлорида аммония:

3. разложением азотсодержащих соединений. Например, твердый нитрит аммония разлагается при нагревании:

условиях – бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха, состоящий

из двухатомных молекул N2. Для азота характерны низкие температуры кипения и плавления. Азот плохо растворим в воде и в органических растворителях.
Азот сжижается при низкой температуре и высоком давлении.
Структура твердого азота построена из молекул N2, связанных слабыми силами Ван-дер-Ваальса.

Молекулярный азот обладает очень низкой реакционной способностью. Это связано с наличием в молекуле азота прочной тройной связи.

По ММО

По МВС

активен, что объясняется неустойчивостью тетраэдрической структуры, в которой углы Р-Р-Р

составляют 60°, т.е. они существенно меньше, чем углы между р-орбиталями (90°), за счет перекрывания которых образованы связи.
Белый фосфор загорается на воздухе, светится в темноте (выделяется энергия при медленном окислении), реагирует с галогенами, серой, металлами:

температурах азот вступает в химические реакции.
Химические свойства азота
1. При комнатной

температуре азот реагирует с литием, с образованием нитрида лития:

2. С металлами азот реагирует при нагревании. При этом он проявляет свойства окислителя:

3. Азот как восстановитель реагирует с кислородом (в электрическом разряде) и фтором (при высоких температурах):

4. Азот реагирует с водородом. Данная реакция протекает при повышенных значениях температуры (400 ºС) и давления 200 атм, а также в присутствии катализатора (Fe):

С серой и галогенами азот не взаимодействует.

элементов V группы главной подгруппы – бесцветные газы с характерным

запахом.
В V группе главной подгруппе сверху вниз орбитальный радиус пниктогенов увеличивается, поэтому длина связи Н – Э возрастает, а энергия связи Н – Э уменьшается.
Дипольные моменты убывают в ряду NH3 – PH3 – AsH3 – SbH3. Полярность молекул, которая количественно характеризуется величиной дипольного момента, также уменьшается.
Изменение валентного угла НЭН при переходе в ряду NH3 – PH3 – AsH3 – SbH3 свидетельствует о том, что в аммиаке связи N–H образованы с участием гибридных sp3-орбиталей атома азота. Из-за отталкивания неподеленной электронной пары и связующих электронных пар угол в аммиаке меньше, чем в правильном тетраэдре. Неподеленная электронная пара занимает sp3-гибридную орбиталь, т.е. оказывается пространственно более доступной, чем свободная пара в водородных соединениях других элементов V группы главной подгруппы, которая в этом случае занимает s-орбиталь.
В фосфине гибридизация с участием s-электронов отсутствует и валентный угол близок к 90º.

В ряду NH3 – PH3 – AsH3 – SbH3 энергия

ионизации атома пниктогена уменьшается, восстановительная способность увеличивается.

Аммиак
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Токсичен.
Аммиак хорошо растворим в воде (при 0 ºС один объем воды растворяет до 1200 объемов аммиака). Хорошая растворимость аммиака объясняется образованием водородной связи между молекулами аммиака и воды и гидратов NH3 × nH2O различного состава.

В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:

Равновесие данной реакции при повышении давления и понижении температуры смещается вправо. Несмотря на то, что реакция экзотермическая, для увеличения скорости реакции ее проводят при температуре 400 – 500 ºС. Давление в колонне синтеза до 300 атм (для увеличения выхода). Катализатором является губчатое железо с добавками оксидов калия, кальция, магния, алюминия и кремния, которые улучшают его механические свойства и увеличивают срок действия.

В лаборатории небольшое количество аммиака получают при нагревании смеси твердых хлорида аммония и гашеной извести или при гидролизе нитридов металлов:

парой на азоте.

Аммиак хорошо растворим в воде (по растворимости в

воде аммиак превосходит любой другой газ). Формулу растворенного аммиака в воде принято записывать NH4OH. Но такого соединения не существует, ни в твердой фазе, ни в водном растворе. Известны твердые гидраты состава NH3 × Н2О, 2NH3 × Н2О, NH3 × 2Н2О (молекулы аммиака и воды связаны водородными связями), которые устойчивы при низких температурах. Прим. при повышении температуры гидраты разрушаются с образованием аммиака и воды.

Растворы аммиака лучше всего записывать формулой NH3 (aq).

Связь О – Н более полярная, чем связь N –Н, диссоциация происходит по более полярной связи, Н+ отщепляется от молекулы воды и присоединяется к атому азота (донорно-акцепторный механизм).

атома азота в NH3.
Вследствие полярности молекул и высокой диэлектрической проницаемости

жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем.
В неводном растворе аммиак может подвергаться автопротолизу:

Но собственная диссоциация жидкого аммиака очень мала и ионное произведение
аммиака составляет 2,2 × 10 - 33 при –50 ºС.

Аммиак реагирует с кислотами, с образованием солей аммония:

Аммиак может образовывать комплексные соединения – аммиакаты:

В жидком аммиаке растворяются активные металлы – щелочные и щелочноземельные, магний, алюминий. Щелочные металлы реагируют с жидким аммиаком с образованием амида (в присутствии катализатора – платины):

В данной реакции аммиак проявляет свойства окислителя за счет атома водорода.

проявляет восстановительные свойства (за счет атома азота в минимальной степени

окисления). На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода сгорает с образованием азота и водяных паров:

Может происходить каталитическое окисление аммиака:

Применение аммиака
Основная масса производимого аммиака используется для получения азотной кислоты и азотистых удобрений – жидкого аммиака и его водных растворов, нитрата аммония, сульфата аммония и др.
Водный раствор аммиака – важный реактив для проведения различных реакций. Жидкий аммиак как растворитель широко применяется для проведения различных синтезов.

разложения солей аммония определяется природой аниона:
1. Соли летучих кислот при

нагревании разлагаются с выделением газообразных продуктов, одним из которых является аммиак:

2. Соли нелетучих кислот нелетучих кислот (сульфаты, фосфаты, силикаты и др.) при нагревании разлагаются с выделением аммиака и образованием кислоты:

3. Соли, в которых анион является сильным окислителем. При нагревании происходит окислительно-восстановительная реакция (реакция внутримолекулярного окисления и восстановления):

Соли аммония – это кристаллические вещества белого цвета. Образуют ионную кристаллическую решетку. Соли аммония в водных растворах подвергаются гидролизу по катиону:

этом образуются нитриды. Например:
Нитриды подразделяют на следующие группы:
1. Нитриды активных

металлов. Преимущественно данную группу составляют нитриды s-элементов I и II групп. Например: Li3N, Mg3N2. Это твердые, кристаллические вещества белого цвета. Это вещества с химической связью близкой к ионной. Химически активные вещества. Например, разлагаются водой, образуя при этом щелочь и аммиак:

2. Нитриды неметаллов. Например, Si3N4, S4N4, P3N5 – это вещества с ковалентной малополярной связью. Атомная кристаллическая решетка. Это твердые вещества с высокими температурами плавления и кипения (2000 – 3000 ºС). Устойчивы к действию кислот и воды при комнатной температуре.

3. Нитриды d-элементов. Это кристаллические вещества переменного состава (нестехиометрические соединения), чаще всего встречаются нитриды типа MeN (TiN, VN, CrN) и Me2N (Nb2N, Cr2N, Fe2N). Азот с металлами образует соединения внедрения, проникает в кристаллическую решетку между атомами металла и образует ковалентные связи Me – N. При малом числе таких связей сохраняется металлическая связь и физические свойства металла. Нитриды данной группы обладают высокой твердостью и тугоплавкостью, которая иногда превышает тугоплавкость исходного металла.Большинство нитридов d-элементов химически очень инертны, поэтому они не разрушаются растворами кислот, расплавленными металлами, устойчивы против окисления на воздухе.

Другие соединения азота со степенью окисления – 3 (нитриды)

групп NH2, повернутых друг относительно друга. Молекула гидразина полярна.
В промышленности

гидразин получают:
1. окислением аммиака в водном растворе гипохлоритом натрия (метод Рашига):

Гидразин N2H4

Часто получают и используют не безводный гидразин, а гидрат гидразина N2H4·H2O.

Гидразин N2H4 – это бесцветная сильно гигроскопичная жидкость с запахом, напоминающим запах аммиака. Ядовит. Взрывается при нагревании в присутствии кислорода.

более слабым основанием (т.к. только 2 атома Н смещают эл.плотность

к азоту, а не 3 как в аммиаке):

Гидразин образует два ряда солей гидразония, например

2. Гидразин и соли гидразония – сильные восстановители. В растворах гидразин, как правило, окисляется до N2. Например:

3. На воздухе гидразин горит с выделением большого количества теплоты:

4. Гидразин в реакциях с сильными восстановителями может проявлять окислительные свойства:

Применение: большая теплота, выделяющаяся при сгорании гидразина, позволяет использовать его в качестве ракетного топлива. В микроконцентрациях гидразин ингибирует коррозию железа, поэтому его добавляют в систему водоохлаждения. Производные гидразина используют при производстве гербицидов и лекарственных препаратов.

как продукт замещения протона водорода в аммиаке на группу ОН–.

Степень окисления атома азота –1.

Гидроксиламин – это белое кристаллическое вещество. Ядовит. Термически неустойчив, при температуре выше 100 ºС взрывается.

с неприятным запахом, сильный яд.