Состав высших оксидов соответствует высшей степени окисления, равной номеру группы. Тип высших оксидов в каждой из групп с увеличением порядкового номера постепенно меняется от кислотного к амфотерному или основному.
Кислотно-основный характер гидроксидов весьма разнообразен. Так, HNO 3 – сильная кислота, а TlOH – щелочь.
16.2. Азот
У атома азота есть три неспаренных электрона, поэтому по обменному механизму он может образовать три ковалентных связи. Еще одну ковалентную связь он может образовать по донорно-акцепторному механизму, при этом атом азота приобретает положительный формальный заряд +1
Почти весь земной азот находится в атмосфере нашей планеты. Существенно меньшая часть азота присутствует в литосфере в виде нитратов. Азот входит в состав органических соединений, содержащихся во всех организмах и в продуктах их разложения.
Азот образует единственное простое молекулярное вещество N 2 с тройной связью двухатомной в молекуле (рис. 16.2). Энергия этой связи равна 945 кДж/моль, что превышает значения других энергий связи (см. таблицу 21). Этим объясняется инертность азота при обычных температурах. По физическим характеристикам азот – бесцветный газ без запаха, хорошо знакомый нам с рождения (земная атмосфера на три четверти состоит из азота). В воде азот малорастворим.
Азот образует два водородных соединения : аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 6 :
Аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Неосторожное вдыхание концентрированных паров аммиака может привести к спазму и удушью. Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.
Молекула аммиака – частица-основание (см. приложение 14). Принимая протон она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:
NH 3 + H 2 O
NH 3 + H 3 O B = NH 4
NH 3г + HCl г = NH 4 Cl кр (в газовой фазе).
Водные растворы аммиака достаточно щелочные для осаждения нерастворимых гидроксидов, но недостаточно щелочные для того, чтобы амфотерные гидроксиды растворялись в них с образованием гидроксокомплексов. Поэтому раствор аммиака удобно использовать для получения амфотерных гидроксидов
Pb 2
При поджигании на воздухе аммиак сгорает, образуя азот и воду; при взаимодействии с кислородом в присутствии катализатора (Pt) обратимо окисляется до монооксида азота:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),
4NH 3 + 5O 2
При нагревании аммиак может восстанавливать оксиды не очень активных металлов, например, меди:
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Соли аммония по своим свойствам (кроме термической устойчивости) похожи на соли щелочных металлов. как и последние, почти все они растворимы в воде, но, так как ион аммония является слабой кислотой, гидролизованы по катиону. При нагревании соли аммония разлагаются:
NH 4 Cl = NH 3
(NH 4 ) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3
(NH 4 ) 2 CO 3 = 2NH 3
NH 4 HS = NH 3
NH 4 NO 3 = N 2 O
NH 4 NO 2 = N 2
(NH 4 ) 2 HPO 4 = NH 3
(NH 4 )H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O
Азот в различных степенях окисления образует с кислородом пять оксидов : N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 и N 2 O 5 .
Наиболее устойчив из них диоксид азота. Это бурый ядовитый газ с неприятным запахом. Реагирует с водой:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .
С раствором щелочи реакция идет с образованием нитрата и нитрита.
N 2 O и NO – несолеобразующие оксиды.
N 2 O 3 и N 2 O 5 – кислотные оксиды. Реагируя с водой, они соответственно образуют растворы азотистой и азотной кислот.
Оксокислота азота в степени окисления +III – азотистая кислота HNO 2 . Это слабая кислота, молекулы которой существуют только в водном растворе. Ее соли – нитриты. Азот в азотистой кислоте и нитритах легко окисляется до степени окисления +V.
В отличие от азотистой, азотная кислота HNO 3 – сильная кислота. Строение ее молекулы может быть выражено двумя способами:
С водой азотная кислота смешивается во всех отношениях, в разбавленных растворах нацело с ней реагируя:
HNO 3 + H 2 O = H 3 O
