::НЕМЕТАЛЛЫ

::Элементы подгруппы азота

АЗОТ

Основные изотопы: I4N, I5N.
Электронное строение атома: Is²2s²2p³.
Валентность: III, IV (по донорно-акцепторному механизму).
Степени окисления: -3, -2, -1, О, -И, +2, + 3, -Н, +5.
Входит в состав белков и ферментов (строительный материал клеток и участие в обмене веществ); нуклеиновых кислот (передача наследственной информации); играет важную роль в энергетике клетки (входит в состав АТФ).

Простое вещество
Бесцветный газ без вкуса и запаха, очень плохо растворим в воде Главная составная часть воздуха (78.09 % по объему и 75.51 % по массе) Встречается также в виде селитр (NaNOs, К>Юз). В природе связывани< (фиксация) азота происходит с помощью азотфиксирующих микроорга низмов, которые живут в клубеньках корней бобовых растений.
В медицине применяется как хладоагент в криотерапии.

Получение
I. Промышленные способы.
1) Ректификация жидкого воздуха (см. получение кислорода).
2) Удаление кислорода из воздуха:
2С(кокс) + О₂ -> 2СО
II. Лабораторные способы.
1) Разложение нитрита аммония при нагревании:
NH₄NO₂ t -> N₂ +2Н₂О
2) Сжигание аммиака:
4NH₃ + 30₂ без катализатора ->N₂+2H₂O
3) Взаимодействие с оксидом меди(П):
2NН_з + ЗСuО --> ЗСu + N₂ + ЗН₂О
Химические свойства
Молекула азота очень прочна (Есвязи = 945 кДж/моль), в связи с чем крайне инертна.
1) Взаимодействие с металлами (при комнатной температуре - только с литием).
6Li + N₂-->2Li₃N; 3Mg + N₂ -> Mg₃N₂
2) Взаимодействие с водородом (см. ниже).
3) Взаимодействие с кислородом (только при грозовых разрядах).
N₂ + О₂ --> 2NO

Соединения азота
Аммиак
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде с концентрацией 3-10 % называется нашатырным спиртом, 18-25 % - аммиачной водой.
( В медицине используются и раствор аммиака, и его соли. Аммиак - как |иестнораздражающее средство, для возбуждения сердечной деятельности ->и центра дыхания (нашатырный спирт). Хлорид аммония - диуретик и отхаркивающее средство. При взаимодействии с хлором аммиак образует монохлора мин (дезинфицирующее средство):
NH₃ + Cl₂ -->NH₂C1 + HC1
Получение
I. Промышленный способ (синтез Габера-Боша).
N₂ + ЗН₂ -> 2NН
Условия: t° : 450 - 500 °С, наиболее выгодное давление 350 атм, катализатор - пористое железо, активированное К₂О, А1₂О₃ и др.
II. Лабораторные способы.
1) Взаимодействие солей аммония с сильными основаниями (качественная реакция на ион NН4+ - обнаружение запаха аммиака):
NH₄C1 + КОН -> МНз + Н:О + КСl
2) Взаимодействие нитридов с водой:
Mg₃N₂ + 6Н₂O -> 3Mg(OH)₂ + 2NН_з
III. В природе аммиак выделяется при гниении веществ белковой природы.

Химические свойства
I. Кислотно-основные свойства.
1) Слабое основание:
NH₃ + H₂O->NH₃*H₂O->NН⁴⁺ + ОН^-
NH₃ + HCl->NH₄Cl,
NH₃ + H₃P0₄->NH₄H₂PO₄
2NH₄OH + СО₂ -> (NH₄)2CO₃ + Н₂О
2) Очень слабая кислота:
2NНз(жидк.) + 2Na --> 2NaNH₂ + Н₂
3) Лигаид (донор электронной пары) в Комплексных соединениях:
4NH₃ + CuSO₄ -> [Cu(NH₃)₄]SO₄
II. Окислительно-восстановительные свойства.
Аммиак - хороший восстановитель:
4МН_з + 5O₂ Pt+Rh > 4NO + 6НO
Соли аммония
Получение
2NH₃ + H₂SO₄ --> (NH₄)2SO₄;
NH3 + H₂SO₄ --> NH₄HSO₄
Химические свойства
1) Гидролиз (по катиону):
NH₄++ Н₂О -> NH₃o Н₂О + Н+ (кислая среда)
2) Термическое разложение:
NH₄NO₂ t -> N₂ + 2Н₂О;
NH₄NО_з t -> N₂O +2Н₂О
(NH₄)₂C0₃ t -> 2NH₃+ Н₂О + С0₂
NH₄HCO₃ t -> NH₃+H₂O + CO₂;
NH₄C1 t -> NH₃ + HC1
(NH₄)₃PO₄ t -> 3NH₃ + H₃PO₄
3) Реакции со щелочами, кислотами, другими солями аналогичны общим свойствам солей.

Оксиды азота
Физические свойства
N2O - оксид азота(1) или "веселящий газ", NO - оксид азота(II), NO2-оксид азота(IV) - газы, N2Оз - оксид азота(III) или азотистый ангидрид -Жидкость при t< О 0С, N2O5 - оксид азота(V) или азотный ангидрид - бесцветное твердое вещество.
В медицине применяется оксид N2O как анестезирующее средство в смеси с кислородом (80 % N2O и 20 % О2) для газового наркоза.
Получение
1) Оксид азота(1): разложением нитрата аммония (см. выше).
2) Оксид азота (II):
N₂ + O₂ эл. дуга > 2NO
3Сu + 8HNО_з(разб.) --> 2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 4Н₂О
3) Оксиды N₂O₃ и N₂O₅ - кислотные, при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты HNO2 и НМОз. Неустойчивы.
N₂O₃ -> NO₂ + NO ;
2N₂O₅ -> 4NO₂ + O₂
4) Оксид NO₂ - кислотный, при взаимодействии с водой и щелочами образует две кислоты (азотистую и азотную) или их соли:
2NO₂ + НCl--> HNO₂ + HNO₃
2NO₂ + 2КОН -> KNO₂ + KNO₃ + Н₂O
Подвергается реакции димеризации: 2NO₂ -> N₂O₄ Азотистая кислота и ее соли
Соли азотистой кислоты - нитриты - очень токсичны, т.к. окисляют содержащийся в гемоглобине (переносчик кислорода в крови) ион Fe+2, a также служат причиной образования в продуктах питания канцерогенных веществ - нитрозоаминов R2N-N=O. Соль NaNO2 применяется в медицине как спазмолитическое средство.
Получение
NaNO₂ + НС1 --> HNO₂ + NaCl
Химические свойства
Азотистая кислота HNO₂ - слабая, неустойчивая кислота:
2HN0₂-->NO + N0₂ + H₂0
Существует только в водном растворе.
Химические свойства нитритов
1) Гидролиз (по аниону):
NO^2- + НОН -> HNO₂ + ОН^-(щелочная среда) <

Азотная кислота
Бесцветная жидкость, на свету разлагается:
4HN0₃-*4N0₂+2H₂0 + 0₂
Получение
I. Лабораторный способ.
NaNO₃(тв.) + Н₂SО₄(конц) -> HNO₃ + NaHSO₄
II. Промышленный способ.
a) 4NH₃ + 5О₂ --> 4NO + 6Н₂О
б) 2NO + О₂ -> 2NO₂;
в) 4NO₂ + О₂ + 2Н₂О --> 4HNO₃
Химические свойства
I. Кислотно-основные свойства.
Проявляет все свойства кислот (см. тему "Кислоты").
II. Окислительно-восстановительные свойства.
Азотная кислота - очень сильный окислитель. В ней растворяются многие металлы. При этом водород, как правило, не выделяется, образуется смесь продуктов восстановления нитрат-ионов.
Состав смеси зависит от природы восстановителя, концентрации кислоты и температуры. При записи уравнений указывают тот продукт восстановления, который содержится в смеси в наибольшем количестве.
Азотная кислота любой концентрации не реагирует с такими металлами, как золото и платина, но они растворяются в "царской водке":
Аu + 4НС1 + HNO3 -> H[AuCl₄] + NO + 2Н₂О тетрахлороаурат(Ш) водорода
1) Окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.
а) Не реагирует с Al, Cr, Fe (пассивация).
б) При взаимодействии с другими восстановителями восстанавливается до оксида NO₂:
Ag + 2HNO₃(KOHЦ) ->AgNO₃ + NO₂ + H₂O
Zn + 4HNO₃(KOHЦ) -> Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
S + 6HNO₃(KOHЦ) -> H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O
2) Окислительные свойства разбавленной азотной кислоты.
а) При взаимодействии со слабыми восстановителями (малоактивные металлы Си, Ag, Hg, неметаллы) восстанавливается до NO:
ЗСu + 8HNO₃(разб) --> 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О
ЗР + 5HNO₃(разб) + 2Н₂О --> ЗН_зРО₄ + 5NO
б) С сильными восстановителями (щелочноземельные металлы, железо, олово, алюминий) образует аммиак или нитрат аммония:
8AI + 30 HNO₃(разб) -> 8А1(NО_з)_з + 3NH4NO₃ + 9H₂O
в) Восстановители средней силы (например, цинк) восстанавливают разбавленную азотную кислоту до различных веществ:
NO^3- + 4Н⁺ + Зе -> N0 + 2Н₂0
2NО^3- + 10 Н⁺ + 8е -> N₂O + 5H₂O
2 NO^3- + 12Н⁺ + 10е -> N₂ + 6H₂O
NO^3- + 10H⁺ + 8e -> NH⁴⁺ + 3H₂O

Соли азотной кислоты
Нитраты, как и нитриты, - ядовиты, способны окислять Fe₂* в Fe₃* в гемоглобине, который при этом теряет способность переносить кислород.
В медицине используют прижигающее действие нитрата серебра (ляписа).
Особенностью нитратов являются реакции термического разложения (в зависимости от положения металла в стандартном ряду напряжений):
а) левее Mg:    Ca(NO₃)₂ -> Ca(N0₂)₂ + O₂
б) от Mg до Сu:     4Сг(NO_з)_з --> 2Сr₂О_з + 12NO₂ + ЗО₂
в) правее Сu:     Hg(NO₃)₂ -> Hg + 2NO₂ + 0₂