N-3
|
NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl
|
N-2
|
N2H4
|
N-1
|
N2H2, NH2OH
|
N0
|
N, N2
|
N+1
|
N2O
|
N+2
|
NO
|
N+3
|
N2O3, HNO2, NaNO2,
NCl3
|
N+4
|
NO2, N2O4
|
N+5
|
N2O5, HNO3, KNO3
|
P-3
|
PH3
|
P-2
|
P2H4
|
P0
|
P, P2, P4
|
P+3
|
PCl3, P2O3, H3PO3
|
P+5
|
PCl5, P2O5, P4O10,
HPO3, H3PO4, H4P2O2,
Na3PO4, CaHPO4
|
Азот.
Азот в природе встречается главным образом в свободном
состоянии. В воздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в
небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых
веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в
земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух переводят
в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего
кислорода (tкип азота -195,8оС, кислорода
-183оС). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных
газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных
условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:
t
NH4OH2=N2 + H2O
Атом азота имеет следующее строение:
Молекула азота образована тройной ковалентной связью
атомов: двумя пи-связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на
атомы при температуре 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра.
Физические свойства азота. Азот – газ без цвета, вкуса и
запаха, легче воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода.
Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух
атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и её малая длина делают
молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота
при обычной температуре.
При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с
литием:
6Li + N2 = 2Li3N
C другими
металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды:
t o
t o
3Сa + N2
= Ca3N2 2Al + N2
= 2AlN
С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при
высоком давлении и температур
N2 + 3H3 2NH3
При температуре электрической дуги (3000-4000оС)
азот соединяется с кислородом:
N2 + O2 2NO
Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из
которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:
Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак
обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:
2NH4Cl + Ca (OH)2
= CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
N2 + 3H2 2NH3 +
92кДж
Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа
с добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда и
магния)
Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с
характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении
давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо
растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или
нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из
раствора.
Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в
воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид
– ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При
взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4+ снова образуются молекулы NH3 и H2O,
соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении.
Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить
уравнением.
NH3 + H2O NH3
. H2O NH4+ + OH—
В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде
молекул NH3, равновесие смещено в сторону образования
аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по
традиции обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора
аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:
NH4OH NH4+
+ OH—
А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид –
ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.
Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно
подогретом) с образованием азота и воды:
4NH3 + 3O2 = 2N2 +
6H2O
В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:
Cr2O3
4NH3 + 5O2 =
4NO + 6H2O
Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется
азот и водородное соединение галогена:
2NH3 + 3Br2 = 6HBr +
N2
2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2
Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он
восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного
азота:
3Cu+2O + 2N—3H3
= 3Cu0 + N20 + 3H2O
2N—3 –
6e = N2 1
Cu2+ + 2e =
Cu 3
Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:
NH3 + KMnO4
= N2 + H2O + MnO2 +KOH
Добавление аммиака изменяет цвет раствора:
Важным химическим свойством аммиака является его
взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония. В этом случае к
молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония,
входящей в состав соли:
H
NH3 + H+Cl--
[H N H]Cl
H
Связь между ионами NH4 и Cl
ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причём три из
них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.
Соли аммония.
Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны
соответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи
взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с
растворами щелочей, кислот и других солей:
(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O
+ NH3
КОНЦ.
2NH4Cl + H2SO4
= (NH4)2SO4 + 2HCl
(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl
+ BaSO4
Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются,
например:
(NH4)2CO3
= 2NH3 + H2O CO2
NH4NO2 = 2H2O
+ N2
NH4Cl NH3 +
HCl
(NH4)2Cr2O7
= Cr2O3 + 4H2O + N2
Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей
аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают
соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению
синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:
NH4+ + OH H2O
+ NH3
Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или
раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае
присутствия иона аммония выделятся аммиак.
Оксиды азота.
Азот образует шесть кислородных соединений, в которых
проявляет степени окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При непосредственном соединении азота с
кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из
всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в
производстве азотной кислоты.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно собирать в
цилиндре над водой). Оксид азота (II)
соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):
2NO +O2
= 2NO2
В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и
меди:
3Cu + 8HNO3
= 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Оксид азота (II)
получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии
катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под
действием электрических зарядов.
Оксид азота (IV) NO
– газ бурого цвета со
специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В
лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии
концентрированной азотной кислоты и меди:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2
+ H2O + 2NO2
или при прокаливании
кристаллического нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2PbO +
4NO2 + O2
При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
HNO2 малоустойчива, особенно при
нагревании. Поэтому при растворении NO2 в теплой воде образуется азотная
кислота и оксид азота (II):
В избытке образуется только азотная кислота:
4NO2 + 2H2O + O2
= 4HNO3
Оксид азота (IV) –
сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).
Азотная
кислота.
Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная
кислота получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:
KNO3 + H2SO4
= HNO3 + KHSO4
Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание
разлагает HNO3).
В промышленности азотная кислота получается каталитическим
окислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода
и азота воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:
1. Окисление аммиака на платиновом
катализаторе до NO:
4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O
2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2:
2NO + O2 =2NO2
3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная
жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её
с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых
соотношениях. Кипит при 86оС.
Химические свойства. В HNO3
валентность азота равна 4, степень окисления +5
Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот.
Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
HNO3 H+ +NO3—
Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O + O2
Поэтому хранят её в прохладном месте.
Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том,
что она является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми
металлами.
Применение. Большие количества её расходуются на
приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ,
красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая
азотная применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного
топлива.
При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как
правило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости
от концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:
+5 +4 +3 +2 +1
0 -3 -3
HNO3 ---- NO2 ----HNO2 ---- NO
---- N2O ----N2 ---- NH3(NH4NO3)
Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации
азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:
Концентрированная азотная кислота не действует на железо,
хром, алюминий, золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми
металлами образуется оксид азота (IV), при
взаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксид
азота (I).
Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными
металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3(NH4NO3). При взаимодействии с тяжелыми металлами
образуется оксид азота (II).Например,
Конц.
Ag + 2HNO3 = AgNO3
+ NO2 H2O
Разб.
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Достаточно активный металл цинк в зависимости от
концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3, который с избытком азотной кислоты дает
нитрат аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции
следует записать так:
4Zn + 10HNO3
(очень разб.) = 4Zn(NO3)2
+ NH4NO3 + 3H2O
Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами,
окисляя их до соответствующих кислот:
3P + 5HNO3 + H2O
= 3H3PO4 + 5NO
C + 4HNO3 = CO2
+ H2O + 4NO2
Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами.
Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и
гидроксиды. Нитраты натрия, калия, аммония и
кальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3)2 – кальциевая селитра. Селитры
используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного
пороха.
Фосфор.
Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация
валентных электронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом
фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это
означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота.
Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало
характерны и другие степени окисления.
Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной
коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений;
важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.
Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет
несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.
Белый фосфор
– бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается
конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в
сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в
красный.
Красный фосфор
– порошок красно – бурого цвета, не ядовит,
нерастворим в воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных
модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.
Черный фосфор
по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь,
обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием
белого фосфора при очень большом давлении.
Химические свойства. В химическом отношении белый
фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и
самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не
воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240оС.
При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное
превращение химической энергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а
также в парах при температуре ниже 800оС фосфор состоит из молекул Р4.
При нагревании выше 800оС молекулы диссоциируют:
Р4 2Р2. Последние при
температуре выше 2000оС распадаются на атомы:
Р2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в
молекулы Р2, Р4 и полимерные вещества.
Фосфор соединяется со многими простыми веществами –
кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и
восстановительные свойства:
2P + 3S =P2S3
2P + 3Ca = Ca3P2
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
Соединения фосфора с металлами называются фосфидами;
они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3
– очень ядовитого газа с чесночным запахом:
Ca3P2
+ 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям
присоединения:
РН3
+ НI = РН4I
Оксиды фосфора.
Оксид фосфора (III)
Р2О3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5оС.
Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель.
Не ядовит.
Оксид фосфора (V) Р2О5 – белый
гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или
кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др.
соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.
Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее
аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических
свойств у фосфора по сравнению с азотом.
Фосфорные кислоты.
Оксид фосфора (V)
взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО3, последняя при
кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3РО4,
при нагревании Н3РО4, образуется дифосфорная кислота Н4Р2О7.
3Р4О10
+ 6Н2О = 4Н3(РО3)3
Н3(РО3)3
+ 3Н2О = 3Н3РО4
2Н3РО4
= Н4Р2О7 + Н2О
Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т.
к. её соли – фосфаты – используются в качестве удобрений.
Фосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой
смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является
окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей
устойчивостью степени окисления +5 из всех возможных для фосфора.
Азот и фосфор – это главные элементы жизни, они
находятся в человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.