Нітроген і Фосфор. Сполуки Нітрогену та фосфору – Неметали

class=""/>

Електронна конфігурація атома Фосфору в збудженому стані:


Валентність Фосфору: III і V, ступінь окиснення в сполуках: -3, 0, +3, +5.
Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку й запаху, небагато легший за повітря г/моль, г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення -210 °С, кипіння -196 °С.
Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.
Поширення Нітрогену в природі. Нітроген у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту . У повітрі об’ємна частка азоту складає 78,1 %, масова – 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в грунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах.
Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв’язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких . Фосфор – життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).

Одержання азоту й фосфору.

Азот Одержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має найнижчу температуру кипіння з усіх атмосферних газів, із рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту: .
Фосфор Одержують з апатитів чи фосфоритів при прожарюванні їх із коксом і піском за температури :

Хімічні властивості азоту.
1) Взаємодія з металами. Речовини, що утворюються в результаті цих реакцій, називаються нітридамИ.
За кімнатної температури азот реагує тільки з літієм:

З іншими металами азот реагує за високих температур:
– алюміній нітрид
2) Взаємодія з неметалами.
Із воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску і температури:
– амоніак
За дуже високих температур (близько ) азот реагує з киснем:
– нітроген(ІІ) оксид
Хімічні властивості фосфору.
1) Взаємодія з металами.
При нагріванні фосфор реагує з металами:
– кальцій фосфід
2) Взаємодія з неметалами.
Білий фосфор самозаймається, а червоний горить при підпалюванні:
– фосфор(V) оксид
За недостачі кисню утворюється фосфор(ІІІ) оксид (дуже отруйна речовина):

Взаємодія з галогенами:

Взаємодія із сіркою:

Амоніак

Молекулярна формула амоніаку: .
Електронна формула:
Структурна формула:
Фізичні властивості амоніаку. Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже у два рази легший за повітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння , температура плавління . Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при в 1 об’ємі води розчиняється до 700 об’ємів амоніаку, при – 1200 об’ємів.
Одержання амоніаку.
1) Амоніак у лабораторії одержують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) і амоній хлориду (нашатирю):

2) Амоніак у промисловості одержують із простих речовин – азоту й водню:

Хімічні властивості амоніаку. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості.
1) Горіння в атмосфері чистого кисню чи в підігрітому повітрі:

2) Окиснення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розпечена платина):

3) Оборотна взаємодія з водою:

Наявність йонів обумовлює лужне середовище розчину амоніаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна вода. Йони амонію існують тільки в розчині. Виділити амоній гідроксид як самостійну сполуку неможливо.
4) Відновлення металів з їхніх оксидів:

5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція з’єднання):
– амоній нітрат.
Застосування амоніаку. Велика кількість амоніаку витрачається на одержання нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні й наступному випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках. Водні розчини амоніаку використовують як нітратні добрива.

Солі амонію

Солі амонію – це солі, що містять як катіон групу . Наприклад, – амоній хлорид, – амоній нітрат, – амоній сульфат.
Фізичні властивості солей амонію. Білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді.
Одержання солей амонію. Солі амонію утворюються при взаємодії газоподібного амоніаку чи його розчинів із кислотами:


Хімічні властивості солей амонію.
1) Дисоціація:

2) Взаємодія з іншими солями:

3) Взаємодія з кислотами:

4) Взаємодія з лугами:

Ця реакція є якісною на солі амонію. Амоніак, що виділяється, визначають за запахом чи посинінням вологого індикаторного паперу.
5) Розкладання при нагріванні:

Застосування солей амонію. Солі амонію застосовуються в хімічній промисловості і як мінеральні добрива в сільському господарстві.

Нітроген оксиди і фосфор оксиди

Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: ; NO; ; ; ; .
Усі нітроген оксиди отруйні. Оксид має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси й назва – “звеселяючий газ”. Оксид подразнює дихальні шляхи і слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він потрапляє в атмосферу у вигляді “лисячого хвоста” – червоно-брунатного забарвлення.
Фосфор оксиди: і . Фосфор(V) оксид – найбільш стабільний оксид за звичайних умов.
Одержання нітроген оксидів і фосфор оксидів.
При безпосередньому сполученні молекулярних азоту й кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид:

Інші оксиди одержують непрямим шляхом.
Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря:

Хімічні властивості нітроген оксидів.
1) – окисник, може підтримувати горіння:

Не реагує з водою і лугами.
2) NO – легко окиснюється:

Не реагує з водою і лугами.
3) – кислотний оксид:

4) – сильний окисник, кислотний оксид:

У присутності надлишку кисню:

Димеризується, утворюючи оксид – безбарвну рідину: . Реакція оборотна. При -11 °С рівновагу практично зміщено в бік утворення , а при 140 °С – у бік утворення .
5) – кислотний оксид:

Хімічні властивості фосфор(V) оксиду. Фосфоровмісні кислоти.
– типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-, орто – і двофосфатнА. При розчиненні у воді спершу утворюється метафосфатна кислота:

При тривалому кип’ятінні з водою – ортофосфатна кислота:

При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:

Застосування нітроген оксидів та фосфор оксидів.
Нітроген(IV) оксид використовується у виробництві нітратної кислоти, нітроген(І) оксид – у медицині.
Фосфор(V) оксид використовують для осушування газів і рідин, а в окремих випадках – для відщеплення від речовин хімічно зв’язаної води.

Нітратна й фосфатна кислоти

Фізичні властивості ортофосфатної (фосфатної) кислоти. За звичайних умов – тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плавлення +42,3 . У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв’язків. Цим зумовлена підвищена в’язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин – електроліт середньої сили.
Фізичні властивості нітратної кислоти. Безводна (100%-на) кислота – безбарвна рідина, що сильно пахне, температура кипіння . У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір, внаслідок розкладання та утворення вищих нітроген оксидів, у тому числі й бурого газу . Добре змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.
Одержання фосфатної кислоти.
1) З її солей, що містяться у фосфатних мінералах (апатитах і фосфоритах), при дії сульфатної кислоти:

2) Гідратацією фосфор(V) оксиду:

Одержання нітратної кислоти.
1) Із сухих солей нітратної кислоти при дії на них концентрованої сульфатної кислоти:

2) Із нітроген оксидів:

3) Промисловий синтез нітратної кислоти:
– каталітичне окиснення амоніаку, каталізатор – платина.
– окиснення киснем повітря.
– поглинання водою в присутності кисню.
Хімічні властивості фосфатної кислоти. Виявляє всі типові властивості кислот. Фосфатна кислота – триосновна, утворює два ряди кислих солей – дигідрофосфати І гідрофосфатИ.
1) Дисоціація:



2) Взаємодія з оксидами металів:

3) Взаємодія з основами:

4) Взаємодія із солями. Реакція з аргентум нітратом є якісною на йон – випадає жовтуватий осад аргентум фосфату:


5) Взаємодія з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:

Хімічні властивості нітратної кислоти. Нітратна кислота – сильний окисник.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з оксидами металів:

3) Взаємодія з основами:

4) Взаємодія із солями:

5) Взаємодія з металами. При взаємодії з металами концентрованої і розведеної нітратної кислоти утворюється сіль (нітрат), нітроген оксиди, азот або амоніак і вода.
Застосування ортофосфатної й нітратної кислот.
Ортофосфатна кислота Широко використовується у виробництві мінеральних добрив. Вона не отруйна й використовується в харчовій промисловості для виготовлення сиропів, напоїв (кока-коли, пепсі-коли).
Нітратна кислота Витрачається на виробництво нітратних добрив, вибухових речовин, ліків, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Концентрована нітратна кислота застосовується в ракетній техніці як окисник ракетного палива.

Нітрати

Солі нітратної кислоти – нітратИ. Це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні. Натрій, Калій, Кальцій і амоній нітрати називають також селітрамИ.
Одержання нітратів.
1) Взаємодія нітратної кислоти з основами:

2) Взаємодія нітратної кислоти з основними оксидами:

3) Взаємодія нітратної кислоти з металами, амоніаком:


4) Взаємодія нітратної кислоти із солями:

Хімічні властивості нітратів. Нітрати мають хімічні властивості, які є типовими для солей (взаємодія з кислотами, солями, основами). Характерним є розклад при нагріванні. Продукти розкладу визначаються місцем металу в електрохімічному ряді напруг.

Наприклад:



Якісною реакцією на нітрат-іон є нагрівання розчину випробуваної солі з концентрованою сульфатною кислотою і міддю. Сульфатна кислота витісняє нітратну з її солі та реагує з міддю, нарешті спостерігається виділення бурого газу:


Застосування нітратів. В основному нітрати застосовуються у виробництві добрив, вибухових речовин, нітратної кислоти, а також скла, ліків, для обробки та консервування харчових продуктів.

Фосфати

Солі фосфатної кислоти – фосфатИ. Ортофосфатна кислота – триосновна кислота, тому вона утворює три ряди солей: середні – фосфати і два ряди кислих солей – гідрофосфати і дигідрофосфати . Кислі солі розчиняються у воді краще, ніж середні.
Одержання фосфатів. Взаємодія ортофосфатної кислоти:
1) з основами:

2) оксидами металів:

3) металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:

4) солями:

Хімічні властивості фосфатів. Фосфати мають усі типові хімічні властивості солей. Характерними для них є переходи від дигідро – до гідрофосфатів і фосфатів:



Кислі солі, до складу яких входять атоми Гідрогену, утворюються при надлишку кислоти в реакційній суміші.
Якісною реакцією на фосфат-йон є взаємодія досліджуваної солі з аргентум нітратом. При цьому випадає жовтий осад :
.
Застосування фосфатів. Фосфати в основному застосовуються як мінеральні добрива, а також для виробництва фосфатних кислот, фосфору.

Мінеральні добрива

Речовини, що вносяться в грунт для підвищення врожайності, називаються добривамИ.
Нітратні добрива поділяються на дві групи: мінеральні (селітри , , , , рідкий амоніак) та органічні (гній, компост, бобові рослини).
Фосфатні добрива. Мінеральні солі поглинаються рослинами тільки в розчиненому вигляді, тому використовуються фосфатні добрива як кислі солі – вони краще середніх розчиняються у воді.
Найважливіші фосфатні добрива:
– подвійний суперфосфат ,
– простий суперфосфат ,
– преципітат ,
– фосфоритне борошно .
Комбіновані добрива містять декілька необхідних рослині елементів, наприклад: , – амофоси містять Нітроген і Фосфор. Суміш амофосів із калійною селітрою називається “амофосна” і містить також калій.