Получение азотной кислоты. Гравюра из книги Г. Агриколы «О горном деле и металлургии». Издание 1557 г. В круглое отверстие в верхней части печи В, имеющей вид стола, помешают глиняный сосуд со смесью купороса и селитры или квасцов и селитры. Сверху на сосуд надевают шлемовидную крышку Н с длинным носиком, который опушен в сосуд К, служащий приёмником кислоты.

Опыт Дж. Пристли по выделению азота из воздуха.

 

Жидкий азот.

Тройная связь в молекуле азота.

Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд (1749— 1819), также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, в 1772 г., опубликовал ра­боту, где описал получение и свойст­ва выделенного им «удушливого воз­духа». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота. Данный пример очень поучителен для истории науки: приоритет в открытии принадлежит тому, кто бы­стрее опубликовал свои результаты.

В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосфер­ного воздуха определил А. Л. Лавуазье, по предложению которого новый эле­мент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое»

(«жизнь») и приставки «а-» («не-») и оз­начает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское наименование азо­та — Nitrogenium — переводится как «образующий (рождающий) селитру». Редко встречаются содержащие азот минералы, например чилийская селитра NaNO₃, залежи которой тя­нутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше Зб00 км. В кон­це XIX в. добыча её составляла при­мерно 0,5 млн. тонн в год. Не слу­чайно у предпринимателей и учёных возникали справедливые опасения в том, что скоро её запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разра­ботке технологий по связыванию азота воздуха.

Азот — газ без цвета, вкуса и запаха t_пл=-210 °С, t_кип=-196 °С), мало растворимый в воде (в 100 мл воды при 20 °С растворяется 1,54 мл азота). Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N₂, в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом всту­пает в химические реакции, не под­держивает горение (горящая лучин­ка в нём гаснет) и дыхание.

Аммиак. Это вещество наделено «ароматом», который, однажды уз­нав, не забудешь никогда! Стоит толь­ко откупорить пузырёк с нашатыр­ным спиртом, как волна резкого запаха распространится по комнате.

Нашатырный спирт — это 10-про­центный водный раствор аммиака NH₃. При нормальных условиях ам­миак — бесцветный газ, легко конден­сирующийся в жидкость (t_пл=-78 °С, t_кип=-33 °С), очень хорошо раствори­мый в воде: при 20 °С в литре воды может быть растворено 702 л амми­ака, а при 0 °С — 1176 л! Такая ано­мально высокая растворимость обу­словлена образованием прочных водородных связей между молекула­ми воды и аммиака.

Раствор, содержащий аммиак, име­ет щелочную реакцию среды, в чём легко убедиться, добавив в него фе­нолфталеин. Часть молекул NH₃, нахо­дящихся в растворе в виде гидратов, взаимодействует с молекулами воды:

Роза, замороженная в жидком азоте, становится «стеклянной» — настолько хрупкой, что от удара по столу рассыпается в порошок.

*В человеческом орга­низме содержится в сред­нем 1,8 кг азота.

**В лаборатории обычно используют концентриро­ванный 25-процентный раствор NH₃ (плотность 0,91 г/см³).

***Слово «аммиак» проис­ходит от древнего названия нашатыря NH₄Cl — sal ammoniac, который добыва­ли в Ливии недалеко от свя­тилища бога Амона.

 

NH₃•H₂O«NH₄⁺+ОН^-. При этом в растворе накапливается некоторое, относительно небольшое, количество гидроксид-ионов, которые и вызыва­ют появление окраски индикатора. Ес­ли сравнивать концентрацию ОН-ионов в растворах аммиака и, например, гидроксида натрия, то нашатырный спирт, безусловно, проигрывает -он является слабым основанием.

Аммиак — сильный восстанови­тель. В кислороде он горит, окисляясь до свободного азота (4NH₃+3О₂=2N₂+6Н₂О), а на платиновом ката­лизаторе превращается в NO:

4NH₃ +5О₂®^Pt 4NO+6Н₂О.

В водном растворе аммиак легко восстанавливает бром до бромид-иона: 8NH₃+3Br₂=6NH₄Br+N₂.

При взаимодействии сухого амми­ака либо галогенидов аммония с хлором, бромом или иодом образуются неустойчивые галогениды азота NCl₃, NBr₃ и NI₃•nNH₃ Чёрный порошок йодистого азота взрывается от малей­шего прикосновения.

И Образующийся при вос­становлении иона аммония радикал NH₄ («металличе­ский аммоний») неустойчив и распадается на NH₃ и Н₂.

Молекула NH₃ имеет форму треугольной пирамиды, внутри которой расположен атом азота, а в четырёх вершинах — три атома водорода и одна электронная пара. Угол Н—N—Н в молекуле аммиака (107,8°) близок к тетраэдрическому (т. е. углу правильной треугольной пирамиды). Присоединяя ион водорода Н⁺, она превращается в катион аммония NH₄⁺, имеющий форму правильного тетраэдра.

  

ОКСИДЫ АЗОТА

  

Азот — один из немногих элементов, образующих большое число окси­дов всех возможных степеней окис­ления — от +1 до +5, и каждый из них отличается своим особым «нравом». Оксид азота (I) N2O, или «ве­селящий газ», — бесцветный газ (tпл=-91 °C, tкип=-89°C, обладаю­щий лёгким наркотическим действием.

Образуется он при разложении нитрата аммония: NH4NO3 ®250°С N2O­+2Н2О. Это соединение

проявляет слабые окислительные свойства: тлеющая лучинка вспыхива­ет в нём, как в кислороде.

Оксид азота(II) NO, как и N2O, не взаимодействует с щелочами и не образует никаких солей. NO пред­ставляет собой бесцветный газ (tпл=-164 °С, tкип=-152 °С), малораствори­мый в воде. Его обычно получают, дей­ствуя на медь разбавленной азотной кислотой. На воздухе он легко окисля­ется до бурого оксида азота(IV) NO2. При охлаждении молекулы NO2 димеризуются, и газ конденсируется в жёл­то-коричневую жидкость (tкип=21 °С), состоящую из молекул N2O4. Димерные молекулы N2O4 присутствуют и в газообразном NO2 вплоть до 140 °С; с повышением температуры их доля постепенно снижается.

При взаимодействии с водой или щёлочью оксид азота (IV) диспропорционирует:

2N+4O2+2NaOH=NaN+3O2+NaN+5O5+H2O.

Превращение NO в NO2. При снятии часового стекла NO начинает окисляться, превращаясь в бурый газ NO2. Через несколько секунд весь цилиндр заполняется бурым газом.

 

Оксид азота(III) N2O3 — красивая жидкость ярко-синего цвета (tпл=-101 °С, устойчива ниже -40 °С), об­разующаяся при взаимодействии рав­ных объёмов NO и NO2. Соединяясь с водой, N2O3 даёт слабую азотистую кислоту HNO2, известную лишь в раст­ворах, которые окрашены в голубой цвет.

Её соли, нитриты, применяют в производстве органических краси­телей, а также в пищевой промыш­ленности, например при переработ­ке мяса. Обработанное небольшим количеством нитрита натрия мясо надолго сохраняет свежий цвет. Ни­трит взаимодействует с содержащим­ся в мышечной ткани белком миоглобином с образованием соединений кроваво-красного цвета. В больших количествах нитриты ядовиты. Смер­тельная для ребёнка доза нитрита натрия составляет всего 0,18 г.

Оксид азота(V) N2O5 — белое кри­сталлическое вещество, построенное из ионов NO+2 и NO3-. N2O5 — ангид­рид азотной кислоты. Его крайне редко используют в лабораторной практике. Сама азотная кислота, на­против, незаменима в любой, самой скромной химической лаборатории.

 

Раствор азотистой кислоты HNO2. Азотистая кислота неустойчива, она разлагается на оксиды азота и воду: 2HNO2 =NO+NO2+Н2О. Выделяющийся NO окисляется кислородом воздуха до NO2.