Главные элементы жизни: азот и фосфор

Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R 2 O 3 и R 2 O 5 . Оксидам соответствуют кислоты HRO 2 и HRO 3 (и ортокислоты H 3 RO 4 , кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N 2 O 3 – кислотный оксид; P 4 O 6 – слабокислотный оксид; As 2 O 3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb 2 O 3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi 2 o 3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R 2 O 3 и R 2 O 5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH 3 от NH 3 к BiH 3 , а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке.

Элементы V А-подгруппы открывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий, постепенно увеличиваясь и углубляясь.

Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы

Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000 о С. 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: 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды: t o t o 3 С a + N 2 = Ca 3 N 2 2Al + N 2 = 2AlN С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур N 2 + 3 H 3 2 NH 3 При температуре электрической дуги (3000-4000 о С) азот соединяется с кислородом: N 2 + O 2 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: 2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода.

Реакция экзотермичная и обратимая: N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + 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 NH 4 + снова образуются молекулы NH 3 и H 2 O , соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении.

Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением. NH 3 + H 2 O NH 3 . H 2 O NH 4 + + OH — В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH 3 , равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH 4 OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH 4 OH : NH 4 OH NH 4 + + 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: 4 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O В присутствии катализатора [например, оксида хрома ( III )] реакция протекает с образованием оксида азота ( II ) и воды: Cr 2 O 3 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена: 2NH 3 + 3Br 2 = 6HBr + N 2 2NH3 + 3Cl 2 = 6HCl + N 2 Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди ( II ), а сам окисляется до свободного азота: 3Cu +2 O + 2N —3 H 3 = 3Cu 0 + N 2 0 + 3H 2 O

Например: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 NH 3 . H 2 O + HNO 3 = NH 4 NO 3 + H 2 O Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

Оксиды азота. Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N 2 +1 O , N +2 O , N 2 +3 O 3 , N +4 O 2 , N 2 +4 O 4 , N 2 +5 O 5 . При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота ( II ) NO , другие оксиды получают косвенным путем. N 2 O 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 +O 2 = 2NO 2 В лабораторных условиях оксид азота ( II ) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 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 NO 2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + 2NO 2 или при прокаливании кристаллического нитрата свинца: 2Pb(NO 3 ) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2 При взаимодействии оксида азота ( IV ) с водой образуется азотная и азотистая кислоты: 2 NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 HNO 2 малоустойчива, особенно при нагревании.

Поэтому при растворении NO 2 в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота ( II ): 3 NO 2 + H 2 O =2 HNO 3 + NO В избытке образуется только азотная кислота: 4 NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3 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: KNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + KHSO 4 Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO 3 ). 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 : 4NH 3 + 5O 2 = 4NO +6H 2 O 2. Окисление кислородом воздуха NO до NO 2 : 2NO + O 2 =2NO 2 3. Поглощение NO 2 водой в присутствии избытка кислорода: 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3 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 86 о С. Химические свойства. В HNO 3 валентность азота равна 4, степень окисления +5 Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует : HNO 3 H + + NO 3 — Под действием теплоты и на свету частично разлагается: 4 HNO 3 = 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 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 HNO 3 ---- NO 2 ----HNO 2 ---- NO ---- N 2 O ----N 2 ---- NH 3 (NH 4 NO 3 ) 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 NH 3 ( NH 4 NO 3 ). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота ( II ).Например, Конц . Ag + 2HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 H 2 O Разб . 3 Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота ( I ) N 2 O , свободного азота N 2 и даже до аммиака NH 3 , который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH 4 NO 3 . В последнем случае уравнение реакции следует записать так: 4 Zn + 10 HNO 3 (очень разб .) = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот: 3P + 5HNO 3 + H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO C + 4HNO 3 = CO 2 + H 2 O + 4NO 2 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 : NaNO 3 – натриевая селитра, KNO 3 – калийная селитра, NH 4 NO 3 – аммиачная селитра, Ca ( NO 3 ) 2 – кальциевая селитра.

Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3 применяется для приготовления черного пороха. Фосфор.

Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s 2 p 3 . 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 240 о С. 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 800 о С фосфор состоит из молекул Р 4 . При нагревании выше 800 о С молекулы диссоциируют : Р 4 2Р 2 . Последние при температуре выше 2000 о С распадаются на атомы: Р 2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р 2 , Р 4 и полимерные вещества.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: 2P + 3S =P 2 S 3 2P + 3Ca = Ca 3 P 2 Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

Соединения фосфора с металлами называются фосфидами ; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН 3 – очень ядовитого газа с чесночным запахом: Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 По аналогии с NH 3 фосфин способен к реакциям присоединения: РН 3 + Н I = РН 4 I Оксиды фосфора. Оксид фосфора ( III ) Р 2 О 3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5 о С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода.

Сильный восстановитель. Не ядовит. Оксид фосфора ( V ) Р 2 О 5 – 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.