Соединения азота

Аммиак. Перевод свободного азота воздуха в связанное состояние осуществляется главным образом путём синтеза аммиака:

N₂ + 3 H₂ Û 2 NH₃

Процесс обычно ведут при температуре 400-600 °С (на катализаторе) и давлениях 100-1000 атм. После выделения аммиака из газовой смеси последняя вновь вводится в цикл.

В лабораторного условиях NH₃ получают путём обработки твёрдого NH₄Cl насыщенным раствором КОН.

Молекула NH₃ имеет структуру треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Электроны связей Н-N довольно сильно смещены от водорода к азоту, поэтому молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.

Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. Под обычным давлением аммиак сжижается при –33 °С и затвердевает при –78 °С. Растворимость его в воде больше, чем всех других газов. Аммиак сильно раздражает слизистые оболочки уже при 0, 5%-ном содержании его в воздухе. Острое отравление аммиаком вызывает поражения глаз и дыхательных путей, одышку и воспаление лёгких.

При растворении аммиака в воде происходит образование ассоциата NH₃^.H₂O, который частично диссоциирует на ион аммония (NH₄ ⁺) и гидроксид ион (OH^-), то есть является основанием:

NH₃ + H₂O Û NH₃^.H₂OÛ NH₄⁺ + OH^-

Как сам ион аммония (NH₄⁺), так и большинство его солей бесцветны. Почти все они хорошо растворимы в воде и в растворах сильно диссоциированы. Соли аммония играют важную роль при многих производственных процессах и широко используются в лабораторной практике.

Реакции замещения водорода менее характерны для аммиака, чем реакции присоединения. Однако при высоких температурах он способен замещать свои водороды на металл, например, по реакции:

2 Аl + 2 NH₃ = 2 AlN + 3 H₂­ + 389 кДж.

Прокаливанием металлов в атмосфере аммиака чаще всего и получают нитриды. Последние представляют собой твёрдые вещества, большей частью очень устойчивые по отношению к нагреванию. Нитриды активных металлов легко разлагаются водой с выделением аммиака по схеме:

Mg₃N₂ + 6 H₂O = 3 Mg(OH)₂ + 2 NH₃­.

Нитриды малоактивных металлов по отношению к воде весьма устойчивы.

Нитридыможно получать непосредственно взаимодействием металлов с азотом при нагревании. Так, марганец выше 1200 °С загорается в атмосфере азота и образует Mn₃N₂. Аммиак может взаимодействовать не только с металлами, но и с оксидами и галогенидами; реакции идут по уравнениям:

3 Сu₂O + 2 NH₃ = 3 H₂O + 2 Cu₃N или

CrCl₃ + NH₃ = 3 HCl + CrN.

При замещении в молекуле аммиака только двух атомов водорода получаются имиды, а при замещении лишь одного — амиды металлов. Первые содержат в своём составе имино-группу =NH, вторые — аминогруппу –NH₂.

Галогениды азота. Наряду с производными металлов известны продукты замещения водородов аммиака на галоген. Примером может служить хлорид азота ( NCl₃. Пары этого вещества обладают резким запахом и сильно действуют на слизистые оболочки. Растворы его в некоторых органических растворителях при отсутствии света сохраняются без изменения довольно долго. В воде он почти нерастворим, но медленно разлагается ею на NH₃ и HOCl. Его получают в виде маслянистых капель при действии хлора на крепкий раствор хлористого аммония:

NH₄Cl + 3 CI₂ = 4 HCl + NCl₃.

Уже при нагревании выше 90 °С (или ударе) хлористый азот со взрывом распадается на элементы. Термический распад идёт по уравнению:

2 NCl₃ = N₂ + 3 Cl₂

Аналогичное бромистое производное разлагающееся со взрывом уже при –70 °С. Йодистый азот крайне неустойчив и в сухом виде взрывается от малейшего прикосновения.

Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидроксиламин (NH₂OH).

Гидроксиламин представляет собой бесцветные кристаллы. Используется он главным образом как сильный восстановитель (окисляется до N₂ или N₂O).

С кислотами гидроксиламин даёт соли. Разбавленные водные растворы солей гидроксиламина довольно устойчивы, тогда как крепкие быстро разлагаются (особенно в присутствии щелочей) с образованием NH₃, N₂ и N₂O. Окислители обычно переводят гидроксиламин либо в N₂O, либо в N₂, например по реакции:

6 NH₂OH + 4 HNO₃ = 3 N₂O + 4 NO + 11 H₂O или

2 NH₂OH + HOCl = N₂ + HCl + 3 H₂O.

Для гидроксиламина довольно характерна и окислительная функция. Например, он способен окислять Fe(OH)₂ до Fe(OH)₃, H₂SO₃ до H₂SO₄ и т. д. Эта окислительная функция более выражена в кислой среде, тогда как наиболее характерная для гидроксиламина восстановительная — в щелочной. Иногда изменение характера среды полностью меняет поведение гидроксиламина. Так, в уксуснокислой среде он восстанавливает I₂ до HI, а в сильно солянокислой — окисляет HI до I₂.

Подобно замещению водорода, реакции окисления для аммиака сравнительно малохарактерны. На воздухе он не горит, но, подожжённый в атмосфере кислорода, сгорает жёлтым пламенем с образованием азота и водяного пара:

4 NH₃ + 3 O₂ = 6 H₂O + 2 N₂ + 1267 кДж.

Хлор и бром энергично реагирует с аммиаком по схеме:

2 NH₃ + 3 Г₂ = 6 НГ + N₂

По отношению к большинству других окислителей NH₃ при обычных условиях устойчив.

Наиболее важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N₂H₄), образующийся по реакции:

2 NH₃ + NaOCl = H₂O + N₂H₄ + NaCl.

Гидразин представляет собой бесцветную жидкость, дымящую на воздухе и легко смешивающуюся с водой. Он находит применение в качестве сильного восстановителя (окисляется до N₂).

Окислительная функция у гидразина почти отсутствует, но действием очень сильных восстановителей он всё же может быть восстановлен до аммиака. В форме разбавленного водного раствора гидразин является хорошей антикоррозионной добавкой к воде, идущей для питания паровых котлов (так как освобождает её от растворённого кислорода и одновременно сообщает ей слабощелочную реакцию). И сам гидразин, и его производные ядовиты.

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой по схеме:

N₂H₄ + HNO₂ = 2 H₂O + HN₃

образуется азотистоводородная кислота (H–N=Nº N), представляющая собой бесцветную летучую жидкость с резким запахом.

По силе азотистоводородная кислота близка к уксусной, а по растворимости солей (азидов) похожа на соляную. Подобно самой HN₃, некоторые азиды при нагревании или ударе сильно взрываются.

В безводном состоянии азотистоводородная кислота способна взрываться не только при нагревании, но и просто от сотрясения сосуда. Напротив, в достаточно разбавленном водном растворе она практически устойчива, так как реакция её разложения по уравнению

HN₃ + H₂O = N₂ + NH₂OH

идёт крайне медленно. Пары HN₃ очень ядовиты, а её водные растворы вызывают воспаление кожи.

Помимо кислотной функции для HN₃ характерна также окислительная.