Химические соединения восстановленного азота

Классификация важнейших соединений азота приведена на следующей схеме.

В химии азота исключительно важное значение имеет аммиак, так как пока это главное звено в химической промышленности при переходе от природного атмосферного азота к остальным его соединениям.

В лаборатории газообразный аммиак получают из его водного 20%-ного раствора, поступающего в продажу, или из солей аммония. Если раствор аммиака постепенно добавляют в колбу с твердым гидроксидом натрия, то вода связывается со щелочью и выделяется газообразный аммиак. Из солей аммония аммиак можно получить при слабом нагревании смеси его соли и гидроксида кальция:

Аммиак представляет собой бесцветный газ с резким характерным запахом, сжижающийся под давлением ~7 атм. У аммиака очень хорошая растворимость в воде: 700 л аммиака на 1 л воды при 0 °C. Раствор аммиака с массовой долей 10% называется нашатырный спирт. Это старинное название, означающее летучее вещество, полученное из нашатыря, т. е. хлорида аммония NH₄C1. Вдыхание воздуха с небольшой примесью аммиака возбуждающе действует на нервную систему. Это используют для приведения человека в сознание при обмороке.

Молекула аммиака — пирамидальная с атомом азота в вершине. Азот находится в $р³-ги6ридном состоянии. Три гибридные орбитали участвуют в образовании связей с водородом, а четвертую занимает неиоделенная электронная пара азота:

Аммиак горит в кислороде и окисляется многими веществами с выделением азота:

При пропускании аммиака над нагретым черным оксидом меди (Н) образуется красная медь:

Наибольшее практическое значение имеет каталитическое окисление аммиака до оксида азота (П) (см. ниже).

Другой тип реакций аммиака — замещение водорода. Расплавленный натрий в атмосфере аммиака превращается в амид натрия:

Реакции аммиака с галогенпроизводными углеводородов позволяют заместить атомы водорода на органические радикалы:

Для аммиака характерны также реакции присоединения. Как известно, в водном растворе аммиак ведет себя как слабое основание, так как атом азота — донор электронной пары:

Под формулой NH₃ H₂0 подразумевается, что при растворении аммиака в воде возникают водородные связи. В результате переноса протона образуется полностью ионизированный гидроксид аммония. Тем не менее аммиак ведет себя как слабое основание, так как в ионы переходит всего лишь ~1% растворенного аммиака.

В реакции аммиака с ионами металлов также проявляются основные свойства аммиака, так как связи образуются за счет передачи электронной пары азота к иону металла:

При реакциях с сильными кислотами аммиак образует соли аммония. Смешивание газообразных аммиака и хлороводорода сопровождается образованием белого дыма из мельчайших кристаллов МН₄С1:

Большинство солей аммония представляют собой хорошо растворимые в воде белые кристаллические вещества. Они находят разнообразное практическое применение. Хлорид аммония используется в качестве лекарства для коррекции алкалоза и как мочегонное. Суточная доза может составлять до 2,5 г. Сульфат и нитрат аммония применяются в больших количествах в качестве азотных удобрений. По растворимости в воде эти соли похожи на соли калия. Сходство их объясняется близостью ионных радиусов NH₄ и К⁺. Но в отличие от не подверженных гидролизу солей щелочных металлов соли аммония в небольшой степени гидролизуются и создают кислую среду (pH «5):

Пример 20.2. Напишите ионное уравнение реакции аммиака с сильной кислотой, представив ион водорода как ион гидроксония.

Решение. NH₃ + П₃0⁺ = NH₄⁺ + П₂0.

Кристаллические соли аммония разлагаются при нагревании. Если анион соли устойчив, то реакция разложения обратима:

Карбонат аммония медленно разлагается при обычной температуре, и его белый порошок постепенно исчезает. Эту соль применяют в кулинарии при выпечке бездрожжевого теста:

Соли аммония с окисляющими анионами при нагревании разлагаются необратимо, гак как происходит окисление азота. Оранжевые кристаллы дихромата аммония загораются от горящего магния и горят, разбрасывая искры. Остается темно-зеленый порошок оксида хрома (Ш). Реакцию называют «вулкан»:

Азот образует и другие соединения с водородом. Среди них уже упомянутый гидразин N₂H₄. Это бесцветная жидкость с температурой кипения 113,6°С. В водном растворе гидразин проявляет основные свойства, более слабые, чем аммиак. Важное практическое значение приобрело органическое производное гидразина — несимметричный диметилгидразин.

Это вещество оказалось хорошим горючим для двигателей космических ракет. Преимущество диметилгидразина как ракетного топлива по сравнению с углеводородами состоит в том, что в его продуктах сгорания меньше С0₂, теплоемкость которого превышает теплоемкость азота. Благодаря этому повышается температура газов, выходящих из ракетного двигателя.

Бинарные соединения азота с металлами и неметаллами (кроме кислорода и фтора), или нитриды, можно разделить на ионные, ковалентные и металлические. Ионные нитриды образуют металлы групп IA и ПА. Для них характерен гидролиз с образованием аммиака и щелочи:

Ковалентные нитриды образуют неметаллы и некоторые металлы, в том числе алюминий. Образование металлических нитридов, т. е. соединений с высокой электрической проводимостью, характерно для металлов d-блока. У этих веществ состав может не соответствовать обычным валентностям элементов. Например, известны нитриды Cr₂N и Fe₄N. Нитриды находят разнообразное применение в качестве огнеупорных материалов, износостойких покрытий сплавов, высокотемпературных смазок и многого другого.