ref-14129 (Главные элементы жизни: азот и фосфор), страница 2

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.

О ксид 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

и ли 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):

3NO₂ + H₂O =2HNO₃ + NO

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

1. Окисление кислородом воздуха NO до NO₂:

2NO + O₂ =2NO_2­

1. 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 86^оС.

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 240^оС. 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^оС фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800^оС молекулы диссоциируют:

Р₄ 2Р₂. Последние при температуре выше 2000^оС распадаются на атомы:

Р ₂ 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