Главные элементы жизни: азот и фосфор

>)2
SO4
+ BaCl2
= 2NH4
Cl + BaSO4

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

(NH4
)2
CO3
= 2NH3
+ H2
O CO2

NH4
NO2
= 2H2
O + N2

NH4
Cl NH3
+ HCl

(NH4
)2
Cr2
O7
= Cr2
O3
+ 4H2
O + 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 H2
O + 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
+1
O, N+2
O, N2
+3
O3
, N+4
O2
, N2
+4
O4
, N2
+5
O5
. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2
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 +O2
= 2NO2

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

3Cu + 8HNO3
= 3Cu(NO3
)2
+ 4H2
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 NO2
получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu + 4HNO3
= Cu(NO3
)­2
+ H2
O + 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
+ H2
O = HNO3
+ HNO2

HNO2
малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2
в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):

3NO2
+ H2
O =2HNO3
+ NO

В избытке образуется только азотная кислота:

4NO2
+ 2H2
O + 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
+ H2
SO4
= 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 +6H2
O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2
:

2NO + O2
=2NO2­

3. Поглощение NO2
водой в присутствии избытка кислорода:

4NO2
+ 2H2
O + 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 86о
С.

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 ---- N2
O ----N2
---- NH3
(NH4
NO3
)

Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:

Концентрированная азотная кислотане 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
(NH4
NO3
). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,

Конц.

Ag + 2HNO3
= AgNO3
+ NO2
H2
O

Разб.

3Ag + 4HNO3
= 3AgNO3
+ NO + 2H2
O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2
O, свободного азота N2
и даже до аммиака NH3
, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4
NO3
. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO3
(очень разб.) = 4Zn(NO3
)2
+ NH4
NO3
+ 3H2
O

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

3P + 5HNO3
+ H2
O = 3H3
PO4
+ 5NO

C + 4HNO3
= CO2
+ H2
O + 4NO2

Одноосновная кислота образует только соли, называемыенитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитратынатрия, калия, аммония и кальция называютсяселитрами: NaNO3
– натриевая селитра, KNO3
– калийная селитра, NH4
NO3
– 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, s2
p3
. 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 фосфорпо 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 240о
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 800о
С фосфор состоит из молекул Р4
. При нагревании выше 800о
С молекулы диссоциируют:

Р4
2Р2
. Последние при температуре выше 2000о
С 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 =P2
S3
2P + 3Ca = Ca3
P2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора сметаллами называютсяфосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3
– очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Ca3
P2
+ 6H2
O = 3Ca(OH)2
+ 2PH3

По аналогии с NH3
фосфин способен к реакциям присоединения:

РН3
+ НI = РН4
I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р2
О3
– воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5о
С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р2
О5
– 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 Н3
РО4
, при нагревании Н3
РО4
, образуется дифосфорная кислота Н4
Р2
О7
.

3Р4
О10
+ 6Н2
О = 4Н3
(РО3
)3

Н3
(РО3
)3
+ 3Н2
О = 3Н3
РО4

2Н3
РО4
= Н4
Р2
О7
+ Н2
О

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.