Теоретическое введение. Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл

Азот – элемент V группы главной подгруппы, типичный неметалл. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов 2s²2р³. Поэтому в соединениях проявляет степени окисления от −3 (низшая) до +5 (высшая).

При обычных условиях азот – газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде. В лаборатории его получают при нагревании смеси концентрированных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. При комнатной температуре азот химически малоактивен.

При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды, из которых наибольшее значение имеет аммиак NH₃. Это бесцветный газ с характерным запахом, легче воздуха, хорошо растворяется в воде и химически с ней взаимодействует. Раствор аммиака в воде называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям. В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция.

Для аммиака характерны реакции присоединения по донорно-акцепторному механизму. При взаимодействии с кислотами NН₃ образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Все соли аммония термически малоустойчивы, характер разложения зависит от кислоты, образующей соль. Если кислота является окислителем, то при нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

(NН₄)₂Сr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O.

Если кислота не является окислителем, то при нагревании солей аммония выделяется аммиак. Выделяющийся аммиак при охлаждении может снова реагировать с кислотой, если она сильная и летучая:

NH₄Cl = NH₃ + HCl.

При действии сильных окислителей аммиак проявляет восстановительные свойства.

Азот образует с кислородом оксиды: N₂O, NО, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Наибольшее практическое значение имеют оксиды NO и NO₂. Оксид азота (П) – бесцветный газ, малорастворим в воде и химически с ней не взаимодействует. Это несолеобразующий оксид. В лаборатории его получают при действии разбавленной азотной кислоты на медь. NО легко соединяется с кислородом, образуя NO₂.

Оксид азота (IV) в лаборатории получают при действии концентрированной азотной кислоты на медь или нагреванием Pb(NO₃)₂. NO₂– газ бурого цвета, при растворении в воде дает две кислоты:

2NO₂ + Н₂O = HNO₂ + HNO₃.

Азотистая кислота НNO₂ в свободном состоянии не получена, известна в водных растворах, относится к слабым кислотам. Соли HNO₂– нитриты – получены и вполне устойчивые. В реакциях проявляют свойства окислителей и восстановителей.

Азотная кислота HNO₃ относится к сильным кислотам и сильным окислителям. При восстановлении может давать различные продукты в зависимости от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры. Соли азотной кислоты – нитраты, твердые вещества, хорошо растворимые в воде.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение азота

В пробирку налить поровну насыщенные растворы нитрита натрия NaNO₂ и хлорида аммония NH₄Cl (общий объем не более 1/3 пробирки) и слегка подогреть до начала реакции. Ввести в выделившийся газ горящую лучинку. Что происходит с пламенем?

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения азота.

Опыт 2. Получение аммиака

Поместить в сухую пробирку 2 шпателя смеси, состоящей из равных частей хлорида аммония и оксида кальция CaO. Нагреть. Осторожно понюхать выделяющийся газ. Подержать над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Смочить стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднести к отверстию пробирки. Наблюдать образование белого дыма.

Требование к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия его с соляной кислотой HCl.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида аммония.

Опыт 3. Разложение солей аммония

· В небольшую фарфоровую чашку положить 2–3 шпателя дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки и горящей спичкой нагреть ее сверху. Что наблюдается?

· Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов NH₄Сl. Нагреть. Через некоторое время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего не остается.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций разложения дихромата аммония и хлорида аммония.

Опыт 4. Восстановительные свойства аммиака

Налить в пробирку 0,5–1 мл раствора перманганата калия KMnO₄ и добавить столько же концентрированного раствора аммиака NH₄OH. Смесь слегка подогреть. Что происходит с окраской раствора?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а перманганат восстанавливается до MnO₂.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах аммиака.

Опыт 5. Получение оксида азота (П)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, прилить 2–3 мл разбавленной азотной кислоты. Выделяется бесцветный газ NO, буреющий на воздухе.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции получения оксида азота (П) взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью.

Опыт 6. Получение и свойства оксида азота (IV)

(Проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку внести шпатель медных стружек, налить 2–3 мл концентрированной азотной кислоты. Образующийся в этой реакции NO₂ через газоотводную трубку пропускать в пробирку с водой, в которую добавить 2–3 капли метилоранжа. Что наблюдается? Почему? Затем образующийся NO₂ пропускать в пробирку с раствором NаОН. К полученному раствору добавить по каплям подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: Cu + HNO₃ (конц.) = …;

NO₂ + H₂O = …;

NO₂ + NaOH = …;

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов

· К 1–2 мл раствора нитрита калия KNO₂ прилить 0,5–1 мл раствора йодида калия KI и столько же разбавленной серной кислоты.

· Налить в пробирку 1–2 мл раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇, добавить 2–3 мл раствора нитрита калия и разбавленной серной кислоты.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KNO₂ + KI + H₂SO₄ = …;

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ = ….