Азот и соединения азота: химические свойства и задания ЕГЭ по химии

Тема азота и его соединений часто встречается в первой и второй частях ЕГЭ по химии. В заданиях 6–9 нужно знать неорганические реакции и цепочки превращений, а в заданиях 29–31 — окислительно-восстановительные реакции и ионный обмен. Из-за множества степеней окисления азота продукты реакций напрямую зависят от окружающих условий: температуры, концентрации реагентов и активности металла. В статье разберём основные свойства этого элемента, чтобы выполнение заданий формата ЕГЭ не вызывало у тебя трудностей.

Строение атома и положение в таблице Менделеева

Азот располагается во втором периоде, V группе главной подгруппы. Его электронная конфигурация внешнего уровня записывается как $2 s^{2} 2 p^{3}$ . У атома пять валентных электронов, три из которых неспаренные.[i]

Степени окисления азота и примеры соединений

Степень окисления	Примеры веществ	Роль в окислительно-восстановительных реакциях
−3 (низшая)	$N H_{3}$ (аммиак), $C a_{3} N_{2}$ (нитриды), соли аммония	Только восстановитель
−2	$N_{2} H_{4}$ (гидразин)	—
−1	$N H_{2} O H$ (гидроксиламин)	—
0	$N_{2}$ (простое вещество)	Окислитель и восстановитель
+1	$N_{2} O$ (оксид азота I)	Окислитель и восстановитель
+2	$N O$ (оксид азота II)	Окислитель и восстановитель
+3	$N_{2} O_{3}$ (оксид), $H N O_{2}$ (кислота), нитриты	Окислитель и восстановитель
+4	$N O_{2}$ (оксид азота IV)	Окислитель и восстановитель
+5 (высшая)	$N_{2} O_{5}$ (оксид), $H N O_{3}$ (кислота), нитраты	Только окислитель

Простое вещество: получение, физические и химические свойства азота

Молекула $N_{2}$ состоит из двух атомов, связанных прочной тройной связью ( $N \equiv N$ ), которая полностью определяет физические свойства азота. Это газ без цвета и запаха, который крайне плохо растворяется в воде и отличается высочайшей химической инертностью.[i]

В промышленности газообразный азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха.[i]

В лаборатории используют реакции термического разложения:

N H_{4} N O_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} ↑ + 2 H_{2} O

(N H_{4})_{2} C r_{2} O_{7} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} ↑ + C r_{2} O_{3} + 4 H_{2} O

Взаимодействие с неметаллами

Из-за прочной тройной связи реакции требуют высоких температур или применения катализаторов. Азот не реагирует с галогенами и серой.[i]

Взаимодействие с кислородом происходит только при температуре электрической дуги (около 2000 градусов), реакция эндотермическая:[i]

N_{2} + O_{2} ⇄ 2 N O - Q

Взаимодействие с водородом (процесс Габера) — обратимая и экзотермическая реакция. Протекает при нагревании, высоком давлении и с катализатором в виде пористого железа:[i]

N_{2} + 3 H_{2} ⇄ 2 N H_{3} + Q

Взаимодействие с металлами

При стандартных условиях азот реагирует только с литием, образуя стабильный нитрид:[i]

N_{2} + 6 L i \to 2 L i_{3} N

С остальными щелочными и щёлочноземельными металлами, а также с магнием и алюминием, реакция идёт исключительно при нагревании:

N_{2} + 3 M g \overset{t^{\circ}}{\to} M g_{3} N_{2}

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Соединения в степени окисления −3

Свойства аммиака

Аммиак ( $N H_{3}$ ) — бесцветный газ с резким запахом. Молекула полярна, между молекулами образуются водородные связи, чем объясняется уникально высокая растворимость газа в воде: в одном объёме воды растворяется около 700 объёмов аммиака.[i]

Без катализатора аммиак горит жёлто-зелёным пламенем, окисляясь до простого вещества:

4 N H_{3} + 3 O_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N_{2} + 6 H_{2} O

В присутствии платинового катализатора кислород глубже окисляет азот — до оксида азота (II):

4 N H_{3} + 5 O_{2} \overset{t^{\circ}}{\to}, P t 4 N O + 6 H_{2} O

Также аммиак восстанавливает малоактивные металлы из их оксидов:

2 N H_{3} + 3 C u O \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} + 3 C u + 3 H_{2} O

За счёт неподелённой электронной пары на атоме азота аммиак выступает хорошим основанием. Он присоединяет протон ( $H^{+}$ ), образуя катион аммония:

с водой протекает обратимый процесс: $N H_{3} + H_{2} O ⇄ N H_{4}^{+} + O H^{-}$ ;
с кислотами образуются соли: $N H_{3} + H C l \to N H_{4} C l$ ;
с серной кислотой образуются кислые и средние соли в зависимости от соотношения: $2 N H_{3} + H_{2} S O_{4} \to (N H_{4})_{2} S O_{4}$ .

Свойства нитридов

Нитриды — соли, образованные катионом металла и анионом $N^{3 -}$ . Они склонны к необратимому гидролизу в двух вариантах.[i]

Водный гидролиз приводит к образованию гидроксида металла и аммиака:

C a_{3} N_{2} + 6 H_{2} O \to 3 C a (O H)_{2} + 2 N H_{3} ↑

При кислотном гидролизе выделяющийся аммиак связывается кислотой в соль:

C a_{3} N_{2} + 8 H C l \to 3 C a C l_{2} + 2 N H_{4} C l

Свойства солей аммония

Качественная реакция на катион аммония — взаимодействие со щелочами при нагревании. При этом выделяется газ с характерным резким запахом:

N H_{4} C l + N a O H \overset{t^{\circ}}{\to} N a C l + N H_{3} ↑ + H_{2} O

С солями бария работает классическое правило осадков для сульфат-ионов:

(N H_{4})_{2} S O_{4} + B a C l_{2} \to B a S O_{4} ↓ + 2 N H_{4} C l

Соли кислот-неокислителей (галогениды, карбонаты) разлагаются на летучие продукты:

N H_{4} C l \overset{t^{\circ}}{\to} N H_{3} ↑ + H C l ↑

(N H_{4})_{2} C O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N H_{3} ↑ + C O_{2} ↑ + H_{2} O

Соли кислот-окислителей (нитриты, нитраты, дихроматы) разлагаются за счёт внутримолекулярной реакции:

N H_{4} N O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} O ↑ + 2 H_{2} O N H_{4} N O_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} ↑ + 2 H_{2} O (N H_{4})_{2} C r_{2} O_{7} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} ↑ + C r_{2} O_{3} + 4 H_{2} O

Соединения в промежуточных степенях окисления

Оксиды +1 и +2

Оксид азота (I) ( $N_{2} O$ ), который часто называют веселящим газом, это бесцветный газ. Относится к несолеобразующим оксидам. Химически он родственен кислороду, так как способен поддерживать горение за счёт отщепления атомарного кислорода. При нагревании разлагается:[i]

2 N_{2} O \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N_{2} + O_{2}

Оксид азота (II) ( $N O$ ) — бесцветный ядовитый газ, несолеобразующий оксид. Мгновенно окисляется кислородом воздуха даже при комнатной температуре:[i]

2 N O + O_{2} \to 2 N O_{2}

Соединения +3: оксид, кислота и нитриты

Оксид азота (III) ( $N_{2} O_{3}$ ) — синяя жидкость при низких температурах. Это типичный кислотный оксид и ангидрид азотистой кислоты:[i]

N_{2} O_{3} + H_{2} O \to 2 H N O_{2}

N_{2} O_{3} + 2 N a O H \to 2 N a N O_{2} + H_{2} O

Азотистая кислота ( $H N O_{2}$ ) нестабильна. Она разлагается на промежуточные формы по принципу диспропорционирования:[i]

3 H N O_{2} \to H N O_{3} + 2 N O ↑ + H_{2} O

Азотистая кислота и нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Выступает как восстановитель в реакции с перманганатом:

5 K N O_{2} + 2 K M n O_{4} + 3 H_{2} S O_{4} \to 5 K N O_{3} + 2 M n S O_{4} + K_{2} S O_{4} + 3 H_{2} O

Выступает как окислитель в реакции с иодидами:

2 K N O_{2} + 2 K I + 2 H_{2} S O_{4} \to I_{2} + 2 N O ↑ + 2 K_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O

В щелочной среде нитриты окисляют амфотерные металлы:

2 A l + K N O_{2} + K O H + 5 H_{2} O \to 2 K [A l (O H)_{4}] + N H_{3}

Свойства оксида азота (IV)

Оксид азота (IV) ( $N O_{2}$ ) — бурый газ со специфическим удушливым запахом, который часто называют лисьим хвостом. Молекула выступает смешанным ангидридом двух кислот: азотной и азотистой.[i]

При растворении в воде без доступа кислорода образуются обе кислоты:

2 N O_{2} + H_{2} O \to H N O_{3} + H N O_{2}

При пропускании кислорода процесс сдвигается до получения чистой азотной кислоты:

4 N O_{2} + O_{2} + 2 H_{2} O \to 4 H N O_{3}

При взаимодействии со щелочами образуется смесь нитрата и нитрита:

2 N O_{2} + 2 N a O H \to N a N O_{3} + N a N O_{2} + H_{2} O

Соединения в высшей степени окисления +5

Оксид азота (V) ( $N_{2} O_{5}$ ) — неустойчивое твёрдое вещество. Является кислотным оксидом, бурно реагирует с водой и щелочами:[i]

N_{2} O_{5} + H_{2} O \to 2 H N O_{3}

N_{2} O_{5} + 2 K O H \to 2 K N O_{3} + H_{2} O

Азотная кислота

Азотная кислота ( $H N O_{3}$ ) — бесцветная жидкость, сильная кислота.[i]

Реакции ионного обмена типичны: она взаимодействует с оксидами металлов, основаниями, гидроксидами и солями слабых кислот.

C u O + 2 H N O_{3} \to C u (N O_{3})_{2} + H_{2} O

N a O H + H N O_{3} \to N a N O_{3} + H_{2} O

C a C O_{3} + 2 H N O_{3} \to C a (N O_{3})_{2} + C O_{2} ↑ + H_{2} O

Точный состав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты. Ориентировочная таблица продуктов восстановления поможет решить задания ЕГЭ.

Продукты восстановления азотной кислоты при реакции с металлами

Активность металла	Концентрированная кислота	Разбавленная кислота
Активные (до $A l$ , щелочные и щёлочноземельные)	Восстанавливается до $N_{2} O$	Восстанавливается глубоко до $N H_{4} N O_{3}$
Средней активности (от $M n$ до $P b$ )	Восстанавливается до $N O_{2}$ (бурый газ) или $N O$	Восстанавливается до $N O$ , $N_{2} O$ или $N_{2}$
Малоактивные ( $C u$ , $A g$ , $H g$ )	Выделяется $N O_{2}$	Выделяется $N O$
Пассивирующиеся ( $F e$ , $A l$ , $C r$ )	При обычной температуре реакция не идёт. При нагревании образуется $N O_{2}$	Выделяется $N O$

Примеры уравнений с медью (малоактивный металл):

Cu + 4HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 (разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Пример с очень разбавленной кислотой и активным цинком, где азот восстанавливается с +5 до −3:

4Zn + 10HNO3 (оч.разб.) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Пример пассивации (железо с холодным концентратом не реагирует, но реакция запускается при нагревании):

Fe + 6HNO3 (конц.) →t° Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Азотная кислота также реагирует с неметаллами. Азот переходит в форму $N O_{2}$ , а неметалл окисляется до своей высшей кислоты или оксида:

S + 6HNO3 (конц.) →t° H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

C + 4HNO3 (конц.) →t° CO2 + 4NO2 + 2H2O

P + 5HNO3 (конц.) →t° H3PO4 + 5NO2 + H2O

Химические свойства нитратов

Все нитраты растворимы в воде. Их характерная особенность — полное или ступенчатое разрушение молекулы под действием высокой температуры.

Термическое разложение нитратов

Положение металла в электрохимическом ряду	Схема разложения	Пример уравнения
До $M g$ (щелочные и щёлочноземельные), кроме $L i$	Нитрит металла + $O_{2}$	$2 N a N O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N a N O_{2} + O_{2} ↑$
От $M g$ до $C u$ включительно, а также $L i$	Оксид металла + $N O_{2}$ + $O_{2}$	$2 C u (N O_{3})_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 C u O + 4 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑$
Правее $C u$ (серебро, ртуть и другие)	Металл + $N O_{2}$ + $O_{2}$	$2 A g N O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 A g + 2 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑$

В разложении нитратов существуют особые исключения. Если металл в соли способен дополнительно окисляться кислородом, который образуется при распаде, то металл изменит свою степень окисления. Так происходит с $F e (N O_{3})_{2}$ :

4 F e (N O_{3})_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 F e_{2} O_{3} + 8 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑

Образуется оксид железа (III), а не оксид железа (II).

Типичные ошибки на ЕГЭ и как их избежать

Чтобы не терять баллы на экзамене, обращай внимание на классические ловушки:

Определение валентности. Утверждение, что валентность азота в азотной кислоте равна V — ошибка. Она совпадает со степенью окисления (+5), но структурно атом не может образовать пять связей. Максимальная валентность равна IV.
Термическое разложение. В цепочках превращений при термическом разложении нитрата аммония часто пишут аммиак и кислоту, путая с разложением солей вроде $N H_{4} C l$ . Правильно писать образование оксида азота (I): $N H_{4} N O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} N_{2} O ↑ + 2 H_{2} O$ .
Реакции с металлами. При взаимодействии металлов с азотной кислотой в продуктах пишут водород. Азотная кислота никогда не выделяет водород при реакции с металлом в рамках школьной программы. Всегда выделяется оксид азота или образуется соль аммония.

Практический разбор заданий ЕГЭ

Задание 1

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: хлор, серная кислота, нитрит калия, нитрат меди(II), гидроксид калия. Допустимо использование водных растворов веществ. Среди предложенного перечня веществ выберите вещества, которые вступают в реакцию обмена в щелочной среде. В результате реакции образуются две соли. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-⁠восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.[i]

Нужно определить окислитель и восстановитель. Нитрит калия ( $K N O_{2}, N^{+ 3}$ ) готов повысить степень до +5 — это восстановитель. Хлор ( $C l_{2}^{0}$ ) — сильный галоген, он окислитель и восстановится до −1.
Составляем скелет реакции. В щелочной среде $K N O_{2}$ перейдёт в $K N O_{3}$ , а хлор даст $K C l$ :
$K N O_{2} + C l_{2} + K O H \to K N O_{3} + K C l + H_{2} O$
Составляем электронный баланс:
$N^{+ 3} - 2 e^{-} \to N^{+ 5} ∣ 1$
$C l_{2}^{0} + 2 e^{-} \to 2 C l^{-} ∣ 1$
Расставляем коэффициенты в соответствии с балансом:
$K N O_{2} + C l_{2} + 2 K O H \to K N O_{3} + 2 K C l + H_{2} O$
Для проверки ответа считаем кислород. Слева: 2 в нитрите и 2 в щёлочи = 4. Справа: 3 в нитрате и 1 в воде = 4. Уравнение верно.

Задание 2

Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. Выделившийся газ собрали колбой и пропустили через охлаждённый раствор гидроксида натрия. Образовавшуюся смесь солей выделили и осторожно нагрели. Выделившийся газ прореагировал с аммиаком без участия катализатора. Напишите уравнения четырех описанных реакций.[i]

Медь и концентрированная азотная кислота дают реакцию с бурным выделением оксида азота (IV):
Cu + 4HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Выделившийся газ — это $N O_{2}$ . Он диспропорционирует в холодных щелочах, образуя нитрит и нитрат:
$2 N O_{2} + 2 N a O H \to N a N O_{3} + N a N O_{2} + H_{2} O$
Происходит нагревание сухой смеси $N a N O_{3}$ и $N a N O_{2}$ . По правилам термического разложения нитрат натрия распадается на нитрит и кислород:
$2 N a N O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N a N O_{2} + O_{2} ↑$
Сам нитрит натрия термически гораздо более устойчив и остаётся без изменений.
Выделившийся газ — $O_{2}$ . При горении аммиака без катализатора получаются азот и вода:
$4 N H_{3} + 3 O_{2} \to 2 N_{2} + 6 H_{2} O$

Заключение

Теперь ты знаешь, как азот меняет свои свойства и от чего зависят продукты его реакций. Помни, что при реакции металлов с азотной кислотой водород не выделяется, а вместо него всегда образуется соответствующий оксид азота или соль аммония. Обращай внимание на концентрации и цветовые маркеры веществ (бурый газ, синий оксид), чтобы безошибочно справляться с заданиями экзамена. Чтобы закрепить тему и довести навыки до автоматизма, рекомендуем решить несколько аналогичных заданий в «100балльном банке».

Строение атома и положение в таблице Менделеева

Степени окисления азота и примеры соединений