Вопрос 15.

Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны^[1] (пникти́ды) В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi^[3]. Все элементы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5^[3]. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Основной формой азота в природе является атмосферный азот, что обусловлено исключительной прочностью молекулы N2. Главные природные соединения фосфора — фосфаты, в основном фосфорит Сач(Р04)2 и апатиты Ca5X(PO4J3. где X — F", Cl", ОН". Эти соединения нерастворимы в воде и образуют мощные залежи. Остальные пниктогены — As, Sb, Bi — встречаются обычно в виде сульфидных минералов (например, реальгар As4S4, сурьмяный и висмутовый блеск 32S3). Мышьяк, кроме того, выступает и в роли анионообразователя в минералах (например, сульфоарсенид железа — арсенопирит FeAsS).

Строение ядра и электронных оболочек. В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 ( содержит 7 протонов и 7 нейтронов) и с массовым числом 15 ( содержит 7 протонов и 8 нейтронов). Их соотношение составляет 99,635:0,365, поэтому атомная масса азота равна 14,008. Нестабильные изотопы азота ¹²N, ¹³N, ¹⁶N, ¹⁷N получены искусственно. Схематически электронное строение атома азота таково: 1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹. Следовательно, на внешней (второй) электронной оболочке находится 5 электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей; орбитали азота могут также принимать электроны, т.е. возможно образование соединений со степенью окисления от (–III) до (V), и они известны

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. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N₂H₄ и азиды металлов MN₃. 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_xN_y. В этих соединениях азот заряжен отрицательно.

Вопрос 16.

Получение и свойства аммиака, аммонийные соли. Производные азота в народном хозяйстве.

Свойства аммиака

Физ свойства

Аммиак NH₃ -  бесцветный газ с резким характерным запахом (нашатырного спирта). Ядовит. Аммиак почти вдвое легче воздуха, очень хорошо растворяется в воде, т к молекула аммиака обладает высокой полярностью.

Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентых связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺.

Аммиак имеет низкие температуры кипения (t_кип −33,35 °C) и плавления (t_пл −77,70 °C), а также низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. 

Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Хим свойства

Аммиак является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

Аммиак - активный восстановитель. Такое свойство у него за счёт атомов азота, имеющих степень окисления "-3". Восстановительные свойства азота наблюдаются при горении аммиака на воздухе. Так как для азота наиболее устойчивая степень окисления - 0, то в результате этой реакции выделяется свободный азот. Если в реакции горения использовать катализаторы (платину Pt и оксид хрома Cr₂O₃), то получают оксид азота.  4NH₃ + 5 O₂ -> 4NO + 6H₂O 

Аммиак может восстанавливать металлы из их оксидов. Так реакцию с оксидом меди используют для получения азота. 2NH₃ + 3CuO -> 3Cu + N₂ + H₂O

Основные свойства аммиака проявляются в реакциях с кислотами. NH₃ + HCl -> NH₄Cl (нашатырь) NH₃ + HNO₃ - > NH₄NO₃ (аммиачная силитра)

Аммиак реагирует с органическими веществами.

Соли аммония.

Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак. NH₄Cl + KOH -> KCl + NH₃ + H₂O При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония. Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например, (NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ -> BaSO₄ + 2NH₄Cl (NH₄)₂CO₃ + 2HCl₂ -> 2NH₄Cl + CO₂ + H₂O Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются NH₄Cl -> NH₃ + HCl NH₄NO₂ -> N₂ + 2H₂O

Получение аммиака

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:  N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж 

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:  NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O. 

В лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH₄Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак. 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ -> CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Применение в народном хрзяйстве

Аммиак служит сырьём для производства азотосодержащих веществ, а также в составе солей широко применяется в качестве минеральных удобрений. Водный раствор аммиака можно купить в аптеках под названием нашатырный спирт.