Азот, аммиак и соли аммония

Большая часть обычного воздуха состоит из азота, но это не делает атмосферный N₂ готовым источником азотного питания для любого растения. Прочная связь в молекуле затрудняет её превращения. Важный промышленный путь связывания азота — получение аммиака, из которого производят удобрения и другие соединения.

Элемент и простое вещество

Азот N — элемент с атомным номером 7, а азот N₂ — двухатомное простое вещество. В соединениях атомы этого элемента могут иметь другие связи и степени окисления; свойства N₂ нельзя переносить на все азотсодержащие вещества.

В сухом воздухе около 78% азота по объёму. При обычных условиях это бесцветный газ без запаха. Он не поддерживает обычное горение и сравнительно малоактивен при комнатной температуре. Причина связана в том числе с прочной тройной связью между атомами; для многих превращений нужен подходящий путь реакции.

Низкая реакционная способность не означает полной инертности. Литий образует нитрид с азотом даже при обычной температуре; в других реакциях необходимы нагревание, электрический разряд или катализатор. Например:

6Li + N₂ → 2Li₃N.

N₂ + O₂ ⇌ 2NO, высокая температура.

В промышленности азот выделяют из воздуха, в частности разделением сжиженного воздуха. Его применяют для создания подходящей защитной атмосферы. При этом газ не является безопасной заменой воздуха для дыхания: вытеснение кислорода создаёт опасность удушья.

Молекула аммиака и её свойства

Аммиак NH₃ содержит три связи N–H и неподелённую электронную пару у азота. Форма молекулы — треугольная пирамида. Полярность молекул и взаимодействие с водой помогают объяснить высокую растворимость аммиака; при растворении происходит и кислотно-основное превращение.

При комнатных условиях NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха. Он токсичен и раздражает глаза и дыхательные пути. Запах не используют как способ безопасного определения вещества; лабораторные наблюдения выполняют по установленной инструкции с необходимой вентиляцией.

В школьных расчётах используют округлённые A_r(N) = 14 и A_r(H) = 1, поэтому молярная масса NH₃ принимается равной 17 г/моль. Эти числа служат расчётной моделью, а не определением точного изотопного состава любого образца.

Почему раствор аммиака щелочной

Аммиак — слабое основание: он принимает протон, образуя NH₄⁺. В воде реакция частична; возникающие OH⁻ обусловливают щелочную среду.

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.

Здесь нейтральные молекулы реагируют с образованием ионов. Это не распад заранее имевшихся в молекуле NH₃ ионов. Условное название «гидроксид аммония» и запись NH₄OH встречаются в старых схемах, но не означают, что обычный раствор состоит из молекул устойчивого изолированного гидроксида. Для объяснения свойств достаточно приведённого равновесия.

При добавлении кислоты аммиак связывает протон. Для соляной кислоты молекулярная и сокращённая ионная записи имеют вид:

NH₃ + HCl → NH₄Cl.

NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O.

В первой записи для водного раствора NH₄Cl обозначает растворённую соль, представленную ионами. При взаимодействии газов NH₃ и HCl возможно образование мелких твёрдых частиц хлорида аммония. Состояние вещества нужно указывать по условиям, а не по одной формуле.

Соли аммония

В NH₄⁺ азот связан с четырьмя атомами водорода, суммарный заряд иона +1. Степень окисления N равна −III как в NH₃, так и в NH₄⁺. Присоединение протона не является само по себе окислением азота.

Примеры солей: NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄, NH₄NO₃. Формула последней содержит два атома азота в разных состояниях: −III в катионе и +V в нитрат-ионе. Одно среднее число не описывает оба атома.

Раствор NH₄Cl имеет кислую среду вследствие реакции катиона с водой:

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺.

Это гидролиз по катиону. Среду других солей аммония определяют с учётом аниона: если он тоже взаимодействует с водой, одного названия катиона недостаточно. Соли аммония используют, в частности, как азотные удобрения, но их дозы и применение относятся к отдельным агрономическим правилам.

Качественная реакция и получение NH₃

При действии щёлочи на соль аммония образуется аммиак. При нагревании и удалении газа превращение усиливается:

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O.

NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O.

В учебной качественной пробе газ вызывает щелочную реакцию влажного индикатора. Учитывают исходную смесь и возможные помехи. Это химическое распознавание в контролируемом опыте; вдыхание газа не является допустимым аналитическим приёмом.

Промышленный синтез и окисление

Синтез из простых веществ обратим и сопровождается выделением теплоты:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃.

В процессе Габера — Боша используют повышенное давление, подходящую температуру и катализатор на основе железа. Давление способствует равновесному образованию меньшего числа газовых молекул. Повышение температуры ускоряет установление равновесия, но для этой экзотермической реакции уменьшает равновесный выход. Поэтому выбирают рабочий компромисс, продукт отделяют, непрореагировавшие газы возвращают в цикл. Катализатор ускоряет обе стороны реакции и не изменяет константу равновесия при заданной температуре.

Азот в аммиаке находится в низшей характерной степени окисления −III, поэтому NH₃ может выступать восстановителем. Две школьные схемы окисления кислородом различаются условиями:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O, горение без специального катализатора.

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O, Pt/Rh, высокая температура.

Вторую реакцию применяют при получении азотной кислоты. Уравнения показывают основные учебные направления; реальная селективность зависит от режима. Само наличие кислорода ещё не определяет единственный продукт.

Три разобранных примера

1. Теоретический выход аммиака

Для полного превращения 2,8 г N₂ водород дан в избытке. При M(N₂) = 28 г/моль найдём теоретическую массу продукта:

n(N₂) = 2,8/28 = 0,10 моль; n(NH₃) = 2 · 0,10 = 0,20 моль.

m(NH₃) = 0,20 · 17 = 3,4 г.

Это стехиометрический предел. Равновесие и потери могут уменьшать практический результат. Масса продукта больше массы азота, поскольку в продукт входит ещё и водород.

2. Сколько газа образуется из соли

Для задачи 10,7 г чистого NH₄Cl полностью прореагировали с избытком NaOH, весь NH₃ учтён как газ без потерь на растворение. Используем M(NH₄Cl) = 53,5 г/моль и школьные н. у.: 0 °C, 101,325 кПа, V_m ≈ 22,4 л/моль.

n(NH₄Cl) = 10,7/53,5 = 0,20 моль; V(NH₃) = 0,20 · 22,4 = 4,48 л.

Растворимость аммиака здесь специально исключена условием расчёта. При реальном сборе газа контакт с водой способен менять измеренный объём.

3. Два атома азота

В NH₄NO₃ отдельно рассматриваем катион и анион:

x + 4 · (+1) = +1; x = −3.

y + 3 · (−2) = −1; y = +5.

Среднее арифметическое +I не является степенью окисления каждого N в этой соли. Такая проверка помогает правильно составлять электронный баланс.

NH₃ и NH₄⁺ различаются составом, зарядом и кислотно-основными свойствами. Щёлочь переводит аммоний в аммиак, кислота связывает аммиак в аммоний.

Пять заданий

1. Почему низкую реакционную способность N₂ нельзя назвать полной инертностью?
2. Какой ион создаёт щелочную среду раствора NH₃ и откуда он появляется?
3. Сколько молей NH₃ нужно для получения 0,050 моль (NH₄)₂SO₄ при полной нейтрализации?
4. Какую массу NH₃ теоретически можно получить из 5,35 г NH₄Cl действием избытка щёлочи? Молярные массы — 53,5 и 17 г/моль.
5. Сравните степени окисления N в NH₃, NH₄⁺ и NO₃⁻. Является ли протонирование NH₃ окислением?

Ответы с объяснениями

1. Азот вступает в реакции при подходящих условиях; например, образует нитрид лития. Прочная связь затрудняет многие превращения, но не запрещает их.

2. OH⁻: молекула аммиака принимает протон у воды. Равновесие образует NH₄⁺ и OH⁻, а не отделяет готовый гидроксид-ион от NH₃.

3. На формульную единицу соли нужны две молекулы аммиака:

   2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄.

   n(NH₃) = 2 · 0,050 = 0,100 моль.

4. Соотношение соль : аммиак равно 1 : 1:

   n = 5,35/53,5 = 0,100 моль; m(NH₃) = 0,100 · 17 = 1,70 г.

5. −III, −III и +V соответственно. Протонирование не меняет степень окисления азота и не является его окислением.

Связанные темы и источники

Повторите водород, гидролиз солей и химическое равновесие.

Азот: Royal Society of Chemistry и OpenStax. Кислотно-основные превращения: материалы химического факультета МГУ; синтез и окисление: лекции МГУ о 15-й группе; качественная реакция: RSC Education; опасные свойства: NIOSH, Ammonia.