N2 = 2N - 711 кДж.
При кімнатній температурі азот взаємодіє тільки з літієм, з утворенням нітриду літію: N2 + 6Li = 2Li3N, з іншими металами азот взаємодіє при нагріванні: N2 + 3Ca = Ca3N2. У реакціях взаємодії азоту з металами, азот проявляє окислювальні властивості, також окислювальні властивості він проявляє при взаємодії з воднем (при нагріванні, підвищеному тиску і в присутності каталізатора):N2 + 3H2 = 2NH3. Азот також взаємодіє і з іншими неметалами, виявляючи при цьому відновні властивості:
N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3.
Існують і інші сполуки азоту з електронегативними елементами, але вони є нестійкими, і багато з них, особливо хлористий азот і йодистий азот, вибухові [4].
2.1. Гідрогенвмісні сполуки азоту.
Летючою характерною сполукою азоту є аміак. За значущістю в неорганічній хімічній індустрії та неорганічній хімії аміак – найважливіша воднева сполука азоту. За своєю хімічною природою він представляє нітрид водню H3N. У хімічній будові аміаку sp3-гібридні орбіталі атома азоту утворюють три зв'язки з трьома атомами водню, які займають три вершини трохи спотвореного тетраедра. Четверта вершина тетраедра зайнята неподіленою електронною парою азоту, що забезпечує хімічну ненасиченість і реакційну здатність молекул аміаку. За звичайних умов аміак – безбарвний газ з різким запахом. Він токсичний: подразнює слизові оболонки, а гостре отруєння викликає ураження очей і запалення легенів. При охолодженні до -33 °С аміак зріджується, а при -78 °С твердне. У рідкому і твердому аміаку між молекулами діють водневі зв'язки, внаслідок чого аміак має низку екстремальних властивостей в порівнянні з іншими водневими сполуками елементів п'ятої групи головної підгрупи. Внаслідок полярності молекул і досить високою діелектричної проникності рідкий аміак є гарним неводним розчинником. У рідкому аміаку добре розчиняються лужні і лужно-земельні метали, сірка, фосфор, йод, багато солей і кислот. Речовини з функціональними полярними групами в рідкому аміаку піддаються електролітичній дисоціації [3].
За розчинністю у воді аміак перевершує будь-який інший газ: при 0 °С 1 об'єм води поглинає 1200 об¢ємів газоподібного аміаку. Прекрасна розчинність аміаку у воді обумовлена виникненням міжмолекулярних водневих зв'язків. При цьому можливі два механізми виникнення водневих зв'язків між молекулами аміаку і води.
Оскільки донорна здатність молекул аміаку виражена сильніше, ніж у води, а зв'язок О-Н більш полярний в порівнянні з полярністю зв'язку N-Н в аміаку, міжмолекулярний водневий зв'язок утворюється за першим механізмом. Фізико-хімічні процеси у водному розчині аміаку можна представити таким чином.
Виникнення гідроксид - іонів створює лужну реакцію розчину аміаку у воді. Константа іонізації невелика (рК 5). В умовах низьких температур з водних розчинів аміаку можна виділити кристалогідрати NH3·Н2О (tпл = -77 °С), 2NН3·Н2О (tпл = -78 °С) і NН3·2Н2О (tпл = -97 °С).Кристалогідрати складаються з ланцюжків молекул аміаку і води, зшитих водневими зв'язками в тривимірну сітку, в яких відсутні структурні мотиви NН4ОН. Це означає, що так званий гідроксид амонію не існує як хімічний індивід, так як і немає гідроксиду оксонія ОН3ОН і гідроксиду фторонія FН2ОН. Таким чином, водні розчини аміаку володіють основними властивостями не за рахунок утворення уявної сполуки NН4ОН, а внаслідок виключно вираженої донорної активності атома азоту в NН3[5].
Рівновагу у водному розчині аміаку можна змістити вправо додаванням кислоти. При цьому в розчині утворюються солі амонію. Вони виходять також при безпосередній взаємодії газоподібних речовин:
NН3 + НСl = NН4Сl .
Сам іон амонію і більшість його солей безбарвні. В твердому стані солі амонію утворюють структури, характерні для речовин із значною часткою іонної складової зв'язку. Тому вони добре розчиняються у воді, майже сповна піддаються електролітичній іонізації. Структура іона NН4+ – тетраедрична, в якій всі вершини тетраедра зайняті атомами водню, а азот знаходиться в його центрі. Позитивний заряд рівномірно розподілений між усіма атомами водню. За властивостями солі амонію схожі на солі калію внаслідок близькості іонних радіусів NН4+ (0,142 нм) і К+ (0,133 нм). Істотна різниця полягає лише в тому, що солі калію, утворені сильними кислотами, не схильні до гідролізу, а солі амонію у водних розчинах гідролізують внаслідок слабко виражених основних властивостей аміаку [1].
Солі амонію відрізняються невисокою термічною стійкістю. Природа кінцевих продуктів термічного розкладу солей амонію в основному визначається властивостями аніону. Якщо аніон походить від кислоти – окисника, то має місце окислення аміачного азоту, наприклад:
NН4NО3 = N2О + 2Н2О.
У цій реакції аміачний азот віддає 4 електрона нітратному азоту, а тому останній виступає як окисник. З іншого боку, ця реакція являє собою приклад внутрішньомолекулярного диспропорціювання. Для амонійних солей від кислот, що не є окисниками, при їх термічному розкладі виділяється аміак і кислота: (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4.
При обробці солей амонію лугами виділяється аміак:
2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О.
Ця реакція може слугувати простим способом отримання аміаку в лабораторії. У промисловості аміак отримують прямим синтезом з компонентів – простих речовин.
На повітрі аміак не горить, але в атмосфері кисню він окислюється до вільного азоту:
4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О.
При каталітичному окисленні реакція йде інакше:
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О.
Аміак виступає як відновник і в реакціях з іншими окисниками. Рідше аміак виступає як окисник, наприклад:
Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2.
У цій реакції металічний натрій витісняє водень з рідкого аміаку. При цьому водень аміаку знижує свій ступінь окислення, і аміак грає роль окисника. З іншого боку, подібні реакції ілюструються проявом аміаком кислотних властивостей. Аміди металів, наприклад NаNН2, є солями аміаку, що відповідають його кислотній функції. Цілком очевидно, що кислотна природа у аміаку виражена значно слабше, ніж у Н2О і НF. Константа кислотної іонізації мізерно мала (рКа =35), а тому солі аміаку, як кислоти, у воді повністю гідролізуються:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3[2].
Кислотній функції аміаку відповідають не тільки аміди, а й іміди і нітриди металів. Якщо в амідах заміщений один атом водню (NаNН2), в імідах - два (Li2NН), то в нітриду - всі три (AlN).
При обережному окисленні аміаку м'яким окисником, наприклад гіпохлоридом натрію, отримують іншу водневу сполуку аміаку – гідразин або диамід:
2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О.
Диамід являє собою безбарвну, токсичну рідину, яка легко випаровується з високою діелектричною 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 у випадку з аміаком. При взаємодії гідразину з 1 молекулою води за участю водневого зв'язку утворюється катіон [N2Н5]+, а з двома – [N2Н6]2+.
Існування гідроксидів цих катіонів як індивідуальних речовин не встановлено, тим не менше, відомі два типи солей гідразину, наприклад N2Н5Сl і N2Н6Сl2.
При відновленні розчину азотної кислоти атомарним воднем виходить гідроксиламін:
НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О.
Гідроксиламін – безбарвні кристали (tпл = 33 °С), термічно нестійкі, вище 100 °С вибухають. Водні розчини гідроксиламіна більш стійкі. У розчині також виникають міжмолекулярні водневі зв'язки, і встановлюється динамічна рівновага [4].
Однак основна функція гідроксиламіна виражена ще слабше (рКb = 8), ніж у аміаку і гідразину. З кислотами гідроксиламін дає солі гідроксиламонія. Найбільш відомим препаратом є хлорид гідроксиламонія [NН3ОН] Сl. Розчини солей гідроксиламонія більш стійкі, ніж тверді речовини, і мають кислу реакцію внаслідок гідролізу.
Оскільки атом азоту в гідроксиламіні має ступінь окислення -1, він може функціонувати і як окисник, і як відновник. Але для нього характерні відновні властивості, особливо в лужному середовищі.
Серед водневих сполук азоту найменший негативний ступінь окислення азоту представлений в азиді водню НN3. У цій сполуці ступінь окислення азоту дорівнює -1/3. Надзвичайний ступінь окислення обумовлений структурною нерівноцінністю атомів азоту в цій речовині.
Водний розчин НN3 називається азотистоводневою кислотою. Її отримують окисненням гідразину азотистою кислотою:
N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О.
За силою вона наближається до оцтової. У розведених розчинах азотистоводнева кислота повільно диспропорціонує:
НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН.
У безводному стані вона може вибухнути не лише при нагріванні, а й від струшування:
2НN3 = 3N2 + H2.
Суміш азотистоводневої і концентрованої соляної кислот здатна розчиняти навіть благородні метали. Солі азотистоводневої кислоти – азиди – по розчинності у воді схожі на нітрати. Так, азиди лужних металів добре розчиняються у воді, аАg N3, Рb(N3)2 і Нg(N3)2– погано. Азиди лужних та лужноземельних металів при повільному нагріванні стійкі аж до плавлення. Азиди важких металів легко вибухають при ударі: Рb(N3)2 = Рb + 3N2 [3].
2.2. Оксигенвмісні сполуки азоту.
З киснем азот утворює ряд оксидів: N2О і NО – безбарвні гази, N2О3 –блакитна тверда речовина (нижче -100 °С), NО2 - бурий газ, N2О4 – безбарвний газ, N2О5 - безбарвні кристали.