В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 28
Текст из файла (страница 28)
Состав кремниевых кислот можно выразить общей формулой х5!Оз уНзО, где х и у — целые числа. При х = 1, у = 1 получаем Нз5!Оз — это метакремниевая кислота, самая простая из кремниевых кислот. Из ее солей (силикатов) в воде растворимы только силикаты натрия и калия, называемые «жидким стеклом», остальные силикаты — тугоплавкие, нерастворимые в воде вещества. Растворимые соли кремниевой кислоты, главным образом силикат натрия в виде крепких растворов («жидкое стекло») применяют при производстве огнеупорных цементов, стиральных порошков, глазурей, стекла, для склеивания бумаги.
Хлопчатобумажные ткани, пропитанные жидким стеклом, на воздухе не загораются, а лишь медленно тлеют, этим пользовались раньше при приготовлении несгораемых тканей. $б.З. 1теметаллы Ъ' (1б) группы — азот, фосфор 143 НЕМЕТАЛЛЫ Ч (16) ГРУППЫ вЂ” АЗОТ, ФОСФОР В Ч (15) группе к неметаллам относятся два элемента — азот !ч! и фосфор Р. Электронная конфигурация внешнего уровня этих элементов — пззпрз (и = 2 для !ч! и и = 3 для Р). Азот проявляет в своих соединениях все степени окисления от — 3 до +5, для фосфора типичны нечетные степени окисления; — 3, +1, +3, +5.
Азот и фосфор играют очень важную роль в живой природе, так как они входят в состав белков и нуклеиновых кислот. Природный азот состоит из двух изотопов; '~!ч) (99,6%) и '~(ч) (0,4%). Основной изотоп азота играет участвует в ядерной реакции под воздействием космических лучей, благодаря которой в атмосфере образуется радиоактивный углерод-14; 7 И+ оп — ~ 6 С+ ~р. У фосфора — единственный природный изотоп — з'Р. Простые вещества. Азот при обычных условиях — газ без цвета и запаха, состоящий из двухатомных молекул )ч)з. Связь между атомами в этой молекуле— тройная: 14=!ч!.
Азот — основной компонент воздуха (78% по объему). Для фосфора известен целый ряд твердых аллотропных модификаций. Главные из них — белый, красный и черный фосфор, которые при определенных условиях могут превращаться друг в друга. Белый фосфор — твердое легкоплавкое вещество, состоящее из молекул Рч. Красный фосфор — аморфное полимерное вещество, в отличие от белого он неядовит.
Черный фосфор — полимерное вещество с металлическим блеском, полупроводник. Черный и красный фосфор получают из белого. Все модификации химически активны (особенно белый) и взаимодействуют со многими веществами, поэтому в свободном состоянии в природе фосфор не встречается, а входит в состав минералов. Благодаря прочной химической связи в молекуле !ч!з азот химически очень инертен, он не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями, а взаимодействует только с активными веществами, в частности с металлами: ЗМЕ+ Хз = МЕз!ч)ю 61.! + Хз = 21 1зН. При этом образуются соединения металлов с азотом — нитриды, которые гидроли- зуются водой и кислотами с образованием аммиака или солей аммония; Мдз!ч4+ 6НзО = ЗМд(ОН)з+ 2)ч!Нз(, 1.1зХ + 4НС1 = 31.!С! + !ч!Н4С1. Чтобы азот вступил в химическую реакцию с неметаллами, необходима его активация.
Так, с кислородом азот взаимодействует только при электрическом разряде или при сильном нагревании; !ч)з + Оз ч — 2!Ч!О. Из трех модификаций фосфора наиболее активным является белый фосфор. Уже при комнатной температуре он самовоспламеняется, образуя оксид фосфора (У): Рч + 50з = Р40ю. !44 Гл. б. Химия неметаллов Так же активно белый фосфор реагирует с галогенами, образуя галогениды трехили пятивалентного фосфора: Рл + 6С1з = 4РС!м Рз + 1ОС!з = 4РС!з. Все галогениды фосфора гидролизуются водой с образованием фосфористой или фосфорной кислоты и галогеноводорода: РВгз+ ЗНзО = НзРОз+ ЗНВг, РС!з+ 4НгО = НзРОл+ 5НС1.
Так же, как и азот, фосфор реагирует с металлами, образуя фосфиды: 6Са + Рл = 2СазРз, которые, как и нитриды, легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина РНз.. СазРз + 6НзО = ЗСа(ОН)з + 2РНз! Белый фосфор реагирует с горячими растворами щелочей, образуя фосфин и ги- пофосфиты, например, Ва(НзРОз)з.' 2Рл + ЗВа(ОН)з + 6НзО = ЗВа(НзРОз)з + 2РНзТ. Это — реакция диспропорционирования. Фосфор в ней одновременно является и окислителем (Р + Зе — Р з), и восстановителем (Р— е — Р+'). В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. В лаборатории для этого используют термическое разложение нитрита аммония.
Сам нитрит взрывчат, поэтому для получения азота смешивают горячие растворы нитрита калия и хлорида аммония: 5)НлС1 + КНОз = Нз ! + КС! + 2НзО. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция углем в присутствии 5!Оз.' Саз(РОл)з + ЗЗ!Оз + 5С = 2Р+ 5СО+ ЗСаЯ!Оз. Кремнезем в этой реакции играет роль флюса, связывая окись кальция в легкоплавкий шлак. Водородные соединения азота и фосфора.
Аммиак ЫНз — бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в воде. Молекула аммиака представляет собой треугольную пирамиду с атомом азота в вершине. Такое строение обусловлено тем, что атом азота находится в зрз-гибридном состоянии: из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей Н вЂ” Н, а четвертая занята неподеленной электронной парой. Молекулы аммиака полярны, в жидком состоянии они связаны водородными связями.
Подобно воде, в жидком ИНз происходит реакция автопротолиза; ХНз + ЫНз ~ ХНл + 1(Нз (К 10 ) Роль кислот в жидком аммиаке играют соли аммония ХН4, оснований — амид-ионы 51Н . Жидкий аммиак — полярный растворитель, он растворяет многие соли и металлы. Растворимость солей в аммиаке зачастую отличается от их растворимости эб.З. Иеметаллы !с(1о) еруппы — азот, фосфор !45 в воде, поэтому обменные реакции между солями могут протекать в этих двух растворителях по-разному. Так, в жидком ИНз происходит реакция: Ва(НОз)а+ 2АнС1 ='ВаС1зз+2АнИОз. В воде эта реакция протекает в противоположном направлении. При растворении в жидком аммиаке металлического натрия наблюдается образование ярко-синего раствора, содержащего сольватированные ионы натрия и сольватированные электроны.
Кроме чисто физического растворения натрия происходит и его химическое взаимодействие с аммиаком: 2ННз+ 2Иа = 2ЫаХНз+ НзТ. Эта реакция аналогична взаимодействию натрия с водой. Молекула ХНз — сильный акцептор протонов, поэтому даже слабые кислоты в жидком аммиаке диссоциируют полностью: СНзСООН + КНз э СНзСОО + ХН4 Аммиак прекрасно (лучше всех из газов) растворим в воде — в одном объеме воды прн 0'С растворяется 1200 объемов 5!Нз, а при комнатной температуре (25'С) — 600 объемов.
В промышленности аммиак получают непосредственно из водорода и азота по методу Габера: !чз+ЗНз л — 2ИНз. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используется давление 1000 атм, а для ускорения достижения равновесия добавляют металлическое высокодисперсное железо в качестве катализатора и нагревают смесь до температуры 400-500'С. На производство аммиака расходуется больше 1;4 от всей потребляемой человечеством энергии. В лаборатории аммиак обычно получают, вытесняя его из солей аммония с помощью щелочей. Для этого нагревают смесь хлорида аммония и гидроксида кальция: 2гчН4С!+ Са(ОН)з = СаС!з+ 2НзО+ 2гчНзТ. Реакция солей аммония со щелочами с выделением аммиака служит для качественного распознавания ионов аммония.
Раствор аммиака в воде имеет щелочную реакцию из-за образования и диссоциации гидроксида аммония: ХНЗ + НЗО ~л — ИН4ОН ~» — НН4 + ОН Аммиак — слабое основание (рКз = 4,7), при его взаимодействии с кислотами образуются соли аммония: ННЗ + НС1 = о!Н4С1, 2ННз + Нз504 = (ИН4)з504. Все соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются. Если соль образована кислотой-неокислителем, то при разложении образуются аммиак и кислота: (4чН4)зСОз = 25!Нз ! + СОзТ + НзО !. 146 Гп. б, Химия неметаллов Если соль образована кислотой-окислителем, то при термическом разложении происходит окислительно-восстановительная реакция и вместо аммиака выделяется азот или оксид азота: НН4НОз = НзО( + 2НзОТ. Аммиак проявляет только восстановительные свойства, так как содержит азот в минимальной степени окисления — 3.
Взаимодействие аммиака с кислородом может происходить по-разному: 41ЧНз+ 30з = 214з+ 6НзО (без катализатоРа), 4ИНз+ 50з = 4НО+ 6НзО (с катализатором). Последняя реакция используется при получении азотной кислоты из аммиака. Аммиак при нагревании может восстанавливать оксиды металлов до металлов: ЗСцО+ 2ННз = ЗСц + Ыз)+ ЗНзО.
Годовое производство МНз в мире превышает 100 млн тонн. Его основные количества расходуются на производство азотной кислоты и азотных удобрений; нитрата аммония (аммиачной селитры) НН4НОз, карбамида (мочевины) (ИНз)зСО, аммофоса (смеси гидро- и дигидрофосфатов аммония (КН4)зНР04 и НН4НзР04).
Гидрид фосфора фосфин РНз сильно отличается по своим свойствам от аммиака. Фосфин — ядовитый газ, это менее устойчивое соединение и более сильный восстановитель, чем ЫНз. Так, на воздухе фосфин самопроизвольно воспламеняется с образованием метафосфорной кислоты: РНз+ 20з = НРОз+ НзО.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
