Азот, аммиак и соли аммония

Около 78 % вдыхаемого нами воздуха (по объёму) — азот, но растения не могут усваивать его напрямую: им нужны ионы аммония и нитрат-ионы. Нашатырный спирт, аммиачная селитра в удобрениях, жидкий аммиак в промышленных холодильниках — всё это соединения азота. На экзаменах ДИМ 2026 года по азоту и аммиаку было три задания: определение элемента по формулам HXO₃ и XH₃, избыток и недостаток в реакции N₂ + H₂ и график n(t) газовой смеси. Азотной кислоте и фосфору посвящены отдельные уроки.

Азот: строение атома и молекула N₂

Азот (N, Z = 7) — первый элемент VA группы, подгруппы азота (N, P, As, Sb, Bi): 1s²2s²2p³, на внешнем слое 5 электронов, из них 3 неспаренных. Высший оксид имеет тип R₂O₅ (N₂O₅), водородное соединение — RH₃ (NH₃), высшая кислота — HRO₃ (HNO₃); поэтому ДИМ и спрашивает: «каким элементом может быть X в соединениях HXO₃ и XH₃?». Азот находится во 2-м периоде и не имеет d-подуровня: его высшая валентность — IV (в ионе NH₄⁺ и в HNO₃), а высшая степень окисления — +5.

В молекуле N₂ атомы связаны тройной связью: N≡N — одна σ- и две π-связи, то есть 3 общие электронные пары, в связи участвуют 6 электронов. Энергия связи очень велика (946 кДж/моль), поэтому при обычных условиях азот инертен. Азот — бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха (28 < 29), плохо растворим в воде, кипит при −196 °C. В промышленности его получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, в лаборатории — нагреванием нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O.

• Как окислитель (N⁰ → N⁻³): с литием при обычных условиях 6Li + N₂ → 2Li₃N, с магнием при нагревании 3Mg + N₂ → Mg₃N₂, с водородом на катализаторе при высоком давлении N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃. Нитриды разлагаются водой: Mg₃N₂ + 6H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2NH₃↑.
• Как восстановитель (N⁰ → N⁺²): с кислородом реагирует только в электрическом разряде, примерно при 2000 °C: N₂ + O₂ ⇌ 2NO — эндотермическая реакция. Так образуется NO в воздухе при грозе.
• Круговорот азота: NO от молний превращается в нитраты, клубеньковые бактерии бобовых связывают N₂, растения встраивают азот в белки, а гниение и бактерии возвращают его в виде NH₃ и N₂.

Аммиак: получение и строение

В лаборатории аммиак получают нагреванием твёрдой смеси соли аммония с гашёной известью: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O. Аммиак легче воздуха (17 < 29), поэтому его собирают в перевёрнутый вверх дном сосуд и сушат CaO или твёрдым NaOH. В промышленности его синтезируют методом Габера — Боша: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + 92 кДж. Реакция обратимая, экзотермическая и идёт с уменьшением объёма газов (4 объёма → 2 объёма), поэтому по принципу Ле Шателье высокое давление (15–30 МПа) смещает равновесие в сторону аммиака. При низкой температуре падает скорость, поэтому выбирают 450–500 °C и железный катализатор; NH₃ охлаждают и отделяют в жидком виде, а непрореагировавшие N₂ и H₂ возвращают обратно (циркуляция).

В молекуле NH₃ атом азота находится в sp³-гибридном состоянии: три σ-связи N–H и одна неподелённая электронная пара; молекула имеет форму треугольной пирамиды (угол ≈ 107°) и полярна. Из-за водородных связей между молекулами аммиак легко сжижается (−33 °C) и используется как хладагент. Аммиак очень хорошо растворим в воде — при 20 °C около 700 объёмов в 1 объёме воды (опыт «фонтан»). Аптечный нашатырный спирт — 10%-й водный раствор аммиака.

Химические свойства аммиака

У аммиака два «лица». За счёт неподелённой электронной пары он присоединяет ион H⁺ — ведёт себя как основание; а степень окисления азота в нём низшая (−3), поэтому в окислительно-восстановительных реакциях аммиак — только восстановитель. В реакции NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ связь образуется по донорно-акцепторному механизму: азот отдаёт свою электронную пару на свободную орбиталь H⁺; четыре связи N–H в NH₄⁺ одинаковы, валентность азота — IV.

• С водой: NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ — слабое основание; раствор окрашивает фенолфталеин в малиновый цвет, красный лакмус — в синий.
• С кислотами образует соли аммония: NH₃ + HCl → NH₄Cl (белый «дым»), 2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄, NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄, NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃. С углекислым газом при высоком давлении даёт мочевину (карбамид): 2NH₃ + CO₂ → (NH₂)₂CO + H₂O.
• С кислородом: без катализатора горит — 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O; на платиновом катализаторе (≈ 800 °C) идёт каталитическое окисление — 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O. Вторая реакция — первая стадия производства азотной кислоты.
• С другими окислителями: при нагревании восстанавливает оксид меди(II) до меди — 2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O; с хлором 2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl.

Соли аммония и обнаружение иона NH₄⁺

Соли аммония — ионные кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют. Но это соли слабого основания: их растворы из-за гидролиза имеют кислую среду (см. «Электролитическая диссоциация, реакции ионного обмена и гидролиз солей»). Обнаружение иона NH₄⁺: к соли добавляют щёлочь и нагревают — NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O, сокращённое ионное уравнение NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O. Аммиак узнают по запаху, по посинению влажной красной лакмусовой бумажки и по белому «дыму» у стеклянной палочки, смоченной концентрированной HCl.

Применение: NH₄Cl (нашатырь) — пайка и сухие элементы; NH₄NO₃ (аммиачная селитра) и (NH₄)₂SO₄ — азотные удобрения (расчёты — в уроке «Химия в быту и промышленности»); NH₄HCO₃ — разрыхлитель теста.

Оксиды азота

В NO₂ азот находится в промежуточной степени окисления (+4), поэтому с водой и щелочами он диспропорционирует: 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂; 2NO₂ + 2NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O; с содой 2NO₂ + Na₂CO₃ → NaNO₃ + NaNO₂ + CO₂↑. В присутствии кислорода образуется только азотная кислота: 4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ — последняя стадия промышленного способа.