Кисневі сполуки азоту
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
Аміак виступає як відновник і в реакціях з іншими окислювачами. Рідше аміак виступає як окислювач, наприклад:
Nа + NН3 = NаNН2 + 1 / 2Н2
У цій реакції металевий натрій витісняє водень з рідкого аміаку. При цьому водень аміаку знижує свій ступінь окислення, і аміак грає роль окислювача. З іншого боку, подібні реакції ілюструються проявом аміаком кислотних властивостей. Аміди металів, наприклад NаNН2, є солями аміаку, що відповідають його кислотною функції. Цілком очевидно, що кислотна природа у аміаку виражена значно слабкіше, ніж у Н2О і НF. Константа кислотної іонізації мізерно мала (рКа 35), а тому солі аміаку як кислоти у воді без остачі гідролізуються:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Кислотної функції аміаку відповідають не тільки аміди, але і іміди і нітриди металів. Якщо в Амід заміщений один атом водню (NаNН2). в имид - два (Li2NН), то в нітриду - все три (AlN).
При обережному окисленні аміаку м'яким окислювачем, наприклад гіпохлорид натрію, отримують інше водневе з'єднання аміаку - гідразин або діамід:
2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О
Діамід є безбарвною, легко випаровується токсичну рідину з високою діелектричної проникністю (Е = 52 при 25 ° С)
За хімічними властивостями гідразин багато в чому схожий на аміак. У водних розчинах гідразину також виникають водневі зв'язки, як і в разі аміаку. При взаємодії гідразину з 1 молекулою води за участю водневої зв'язку утворюється катіон [N2Н5] +, а з двома - [N2Н6] 2+.
Існування гідроксидів цих катіонів як індивідуальних речовин не встановлено, проте, відомі два типи солей гідразину, наприклад N2Н5Сl і N2Н6Сl2.
При відновленні розчину азотної кислоти атомарним воднем виходить гідроксиламін:
НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О
Гидроксиламин - безбарвні кристали (tпл = 33 град.С), термічно нестійкі, вище 100 ° С вибухають. Водні розчини гидроксиламина більш стійкі. У розчині також виникають міжмолекулярні водневі зв'язки, і встановлюється динамічна рівновага:
Однак основна функції гідроксиламіну виражена ще слабше (рКb 8), ніж у аміаку і гідразину. З кислотами гидроксиламин дає солі гидроксиламмония. Найбільш відомим препаратом є хлорид гидроксиламмония [NН3ОН] Сl. Розчини солей гидроксиламмония більш стійкі, ніж тверді речовини, і мають кислу реакцію внаслідок гідролізу.
Оскільки атом азоту в Гідроксиламін має ступінь окислення -1, він може функціонувати і як окислювач, і як відновник. Але для нього більш характерні відновні властивості, особливо в лужному середовищі.
Серед водневих сполук азоту найменша негативна ступінь окислення азоту представлена в азидом водню НN3. У цьому з'єднанні ступінь окислення азоту дорівнює - 1/3. Надзвичайна ступінь окислення обумовлена структурної нерівноцінністю атомів азоту в цій речовині.
З позиції МВС ця структурна нерівноцінність може бути представлена схемою:
Головне в цій схемі - делокализация П-зв'язків уздовж прямої, що з'єднує атоми азоту. Правомірність схеми доводиться відстанню між атомами азоту 1-2 і 2-3, які є проміжними між довжинами зв'язків
Водний розчин НN3 називається азотистоводородной кислотою. Вона виходить окисленням гидразина азотистої кислотою:
N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О
За силою вона наближається до оцтової. У розведених розчинах азотистоводородная кислота повільно диспропорционирует:
НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН
У безводному стані вона може вибухнути не тільки при нагріванні, але і від струсу:
Суміш азотистоводородной і концентрованої соляної кислот здатна розчиняти навіть благородні метали. Солі азотистоводородной кислоти - азиди - по розчинності в воді схожі на нітрати. Так, азиди лужних металів добре розчиняються у воді, Аg N3, Рb (N3) 2 і Нg (N3) 2 - погано. Азиди лужних і лужно-земельних металів при повільному нагріванні стійкі аж до плавлення. Азиди важких металів легко вибухають при ударі:
Кисневі сполуки азоту
З киснем азот утворює ряд оксидів: N2О і NО - безбарвні гази, N2О3 блакитне тверду речовину (нижче -100 ° С), NО2 - бурий газ, N2О4 - безбарвний газ, N2О5 - безбарвні кристали.
Оксид N2О (закис азоту, "звеселяючий газ", оскільки він має наркотичну дію) отримують термічним розкладанням нітрату амонію або гидроксиламмония:
[НN3ОН] NО2 = N2О + 2Н2О (внутримолекулярное компропорціонування)
Оксид азоту (+1) - ендотермічна з'єднання. Однак при кімнатній хімічно температурі мало активний. При нагріванні його реакційна здатність сильно зростає. Він окисляє водень, метали, фосфор, сірку, вугілля, органічні та інші речовини, наприклад:
Сu + N2О = N2 + СuО
При нагріванні N2О вище 700 град.С разом з реакцією розкладання протікає його диспропорционирование:
2N2О = 2N2 + О2; 2N2О = 2NО + N2
З водою оксид азоту (+1) не взаємодіє, хоча відома кислота Н2N2О2,
в якій азот теж має ступінь окислення +1. Ця кислота називається азотноватістой, і йому приписується структура з двома рівноцінними атомами азоту:
Вільну азотноватістую кислоту можна отримати наступним чином:
NН2ОН + НNО2 = Н2N2О2 + Н2О
Вона добре розчиняється у воді, але кислота слабка. Азотноватістая кислота дуже нестійка, при незначному нагріванні вибухає:
Н2N2О2 = N2О + Н2О
Солі Н2N2О2 - гіпонітріти і гідрогіпонітріти - в воді сильно схильні до гідролізу. Більшість гіпонітрітов мало розчинно у воді, набагато краще розчиняються гідрогіпонітріти.
Парні ступеня окислення для азоту порівняно мало характерні. До числа таких сполук належить оксид азоту (+2). Молекула NО містить парне число електронів і, по суті, являє собою володіє малою активністю радикал. У молекулі одна ковалентная по донорно-акцепторного механізму і дві П-зв'язку. Незважаючи на ендотермічну і позитивну величину енергії Гіббса освіти NО з простих речовин, оксид азоту (+2) не розпадається на елементи. Справа в тому, що, згідно з ММО, порядок зв'язку в NО досить високий і дорівнює 2,5. Молекула NО міцніше молекули О2, так як у першій на розпушують МО П2р * всього один електрон, а у другій - два електрона.
У лабораторії оксид азоту (+2) найчастіше отримують дією розведеної кислоти на мідні стружки:
3Сu + 8НNО3 = 3Сu (NО3) 2 + 2NО + 4Н2О
На повітрі оксид азоту (+2) миттєво окислюється:
Окислюється NО і галогенами, утворюючи нітрозілгалогеніди:
При взаємодії з відновниками NО відновлюється до N2О, N2, NН2ОН, NН3 залежно від відновлювальної здатності партнера і умов провидіння процесів
Водний розчин оксиду азоту (+2) нейтральний. Ніяких сполук з водою він не утворює, хоча відомі солі (гіпонітрати) не виділеної у вільному стані азотноватой кислоти Н2N2О3, в якій азот також має ступінь окислення +2.