Азот и фосфор соединения азота и фосфора. Нитраты аммония разлагаются
Азотная кислота HNO3 в чистом виде — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде. Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет: 4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2. Азотная кислота принадлежит к числу…
При нагревании твердых нитратов все они разлагаются с выделением кислорода (исключением является нитрат аммония), при этом их можно разделить на четыре группы. Первую группу составляют нитраты щелочных металлов, которые при нагревании разлагаются на нитриты и кислород: 2КNО3 = 2КNО2 + О2. Вторую группу составляет большинство нитратов (от щелочноземельных металлов до меди включительно), разлагающихся на оксид металла, NО2 и кислород: 2Сu(NО3)2 = 2СuО + 4NО2 + O2, Третью группу составляют нитраты наиболее тяжелых металлов (АgNО3 и Нg(NО3)2), разлагающиеся до свободного металла, NО2 и кислорода: Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2 + О2, Четвертую «группу» составляет нитрат аммония: NН4NО3 = N2О + 2Н2O.
Азотистая кислота НNО2 принадлежит к слабым кислотам (К = 6.10-4 при 25 °С), неустойчива и известна лишь в разбавленных растворах, в которых осуществляется равновесие 2НNО2 NО + NО2 + Н2О. Нитриты в отличие от самой кислоты устойчивы даже при нагревании. Исключением является кристаллический нитрит аммония, который при нагревании разлагается на свободный азот и воду.
Из трех фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4 (часто ее называют просто фосфорной) — белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. В водном растворе она диссоциирует ступенчато. Как трехосновная, фосфорная кислота образует три типа солей: дигидрофосфаты (NаН2РО4); гидрофосфаты (Nа2НРО4); фосфаты (Na3РО4). Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и аммония. Соли фосфорной кислоты являются ценными минеральными удобрениями. Наиболее распространенные среди них — суперфосфат, преципитат и фосфоритная мука. Простой суперфосфат — смесь дигидрофосфата кальция Са(Н2РО4)2 и «балласта» СаSО4. Его получают, обрабатывая фосфориты и апатиты серной кислотой. При обработке минеральных фосфатов фосфорной кислотой получают двойной суперфосфат Са(Н2РО4)2. При гашении фосфорной кислоты известью получают преципитат СаНРО4.2Н2О. Важное значение имеют сложные удобрения (т.е. содержащие одновременно азот и фосфор; или азот, фосфор и калий). Из них наиболее известен аммофос — смесь NН4Н2РО4 и (NН4)2НРО4.
В обычных условиях — бесцветный газ, с резким запахом (запахом «нашатыря»); сжижается при -33,4 °С и затвердевает при -77,7 °С. Молекула аммиака имеет форму пирамиды, в жидком аммиаке молекулы NН3 связаны водородными связями, обусловливая тем самым аномально высокую температуру кипения. Полярные молекулы NH3 очень хорошо растворимы в воде (700 объемов NН3 в одном объеме Н2О)…
Фосфор образует два хлорида: трихлорид фосфора PCl3 и пентахлорид фосфора РCl5. Трихлорид фосфора получают, пропуская хлор над поверхностью белого фосфора. При этом фосфор горит бледно-зеленым пламенем, а образующийся хлорид фосфора конденсируется в виде бесцветной жидкости. Трихлорид фосфора гидролизуется водой с образованием фосфористой кислоты и хлороводорода: РCl3 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНСl. Пентахлорид фосфора можно получить в лабораторных условиях…
В оксидах степень окисления азота меняется от +1 до +5. Оксиды N2О и NO — бесцветные газы, оксид азот (IV) NO2 — бурый газ, получивший в промышленности название «лисий хвост». Оксид азота (III) N2О3 — синяя жидкость, оксид азота (V) N2O5 при обычных условиях — прозрачные бесцветные кристаллы. Часто используется тривиальное название оксида азота (I)…
Фосфорный ангидрид Р2О5 («простейшая» формула) является наиболее стабильным оксидом фосфора при обычных условиях. Это — твердое белое вещество состава Р4О10. Фосфористый ангидрид описывается простейшей формулой Р2O3 и истинной формулой Р4О6. Показано, что фосфор в Р4О6 координационно ненасыщен, и поэтому является неустойчивым. Взаимодействие Р4О6 с горячей водой приводит к диспропорционированию Р4О6 + 6Н2О = РН3 + ЗН3РО4; Газообразный НСl разлагает Р4О6: Р4О6 + 6НСl = 2Н3РО3 + 2РСl3. Р4О10 активно взаимодействует с водой, а также отнимает ее от других соединений, образуя в зависимости от условий, либо метафосфорную НРО3, либо ортофосфорную Н3РО4, либо пирофосфорную Н4Р2О7 кислоты. Именно поэтому Р4О10 широко используется как осушитель различных веществ от паров воды.
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.
Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:
а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:
б)нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:
в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:
г) нитрат аммония:
Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:
Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:
Нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.
Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы.
Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.
В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941 , как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.
Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов.
31. Фосфор – получение, свойства, применение. Аллотропия. Фосфин, соли фосфония – получение и свойства. Фосфиды металлов, получение и свойства.
Фо́сфор - химический элемент 15-й группы третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов.
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмомпри температуре около 1600 °С:
Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:
Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.
Фосфор легко окисляется кислородом:
(с избытком кислорода)
(при медленном окислении или при недостатке кислорода)
Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами - окислитель, образует фосфиды; с неметаллами - восстановитель.
С водородом фосфор практически не соединяется.
В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).
Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.
Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропические модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).
Фосфи́н (фосфористый водород , фосфид водорода , гидрид фосфора , фосфан РН 3) - бесцветный, ядовитый газ (при нормальных условиях) со специфическим запахом гнилой рыбы.
Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:
Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:
Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:
Разложение йодида фосфония:
Разложение фосфоновой кислоты:
или её восстановление:
Химические свойства.
Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s 2) ниже, чем у азота (2s 2) в аммиаке.
В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:
на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):
Проявляет сильные восстановительные свойства:
При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH 4 + (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.
Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.
Фосфи́ды - бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления.
Большинство фосфидов представляют собой соединения фосфора с типичными металлами, которые получаются прямым взаимодействием простых веществ:
Na + P (красн.) → Na 3 P + Na 2 P 5 (200 °C)
Фосфид бора можно получить как прямым взаимодействием веществ при температуре около 1000 °C, так и реакцией трихлорида бора с фосфидом алюминия:
BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)
Фосфиды металлов - неустойчивые соединения, которые разлагаются водой и разбавленными кислотами. При этом получается фосфин и, в случае гидролиза, - гидроксид металла, в случае взаимодействия с кислотами - соли.
Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3
При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются. Плавятся под избыточным давлением паров фосфора.
Фосфид бора BP, наоборот, тугоплавкое (t пл. 2000 °C, с разложением), весьма инертное вещество. Разлагается только концентрированными кислотами-окислителями, реагирует при нагревании с кислородом, серой, щелочами при спекании.
32. Оксиды фосфора – строение молекул, получение, свойства, применение.
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде - P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P 4 O 6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,
а при реакции со щелочами - соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P 4 O 10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .
При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:
P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .
Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .
P 4 O 10 применяют как осушитель газов и жидкостей.
Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.
Азот и Фосфор
Элементы Азот и Фосфор расположены в V группе Периодической системы, Нитроген во 2-м периоде, Фосфор - в 3-м.Электронная конфигурация атома Азота:
Валентность Азота: III и IV, степень окисления в соединениях: от -3 до +5.
Строение молекулы азота: , .
Электронная конфигурация атома Фосфора:
Электронная конфигурация атома Фосфора в возбужденном состоянии:
Валентность Фосфора: III и V, степень окисления в соединениях: -3, 0, +3, +5.
Физические свойства азота. Бесцветный газ без вкуса и запаха, немного легче воздуха г/моль, г/моль), плохо растворим в воде. Температура плавления -210 °С, кипения -196 °С.
Аллотропные модификации Фосфора. Среди простых веществ, что образует элемент Фосфор, наиболее распространены белый, красный и черный фосфор.
Распространение Азота в природе. Азот в природе встречается главным образом в виде молекулярного азота . В воздухе объемная доля азота составляет 78,1 %, массовая - 75,6 %. Соединения Азота в небольших количествах содержатся в почве. В составе органических соединений (белки, нуклеиновые кислоты, АТФ) Азот содержится в живых организмах.
Распространение Фосфора в природе. Фосфор встречается в химически связанном состоянии в составе минералов: фосфоритов, апатитов, основная составляющая которых . Фосфор - жизненно важный элемент, входит в состав липидов, нуклеиновых кислот, АТФ, кальций ортофосфату (в костях и зубах).
Получение азота и фосфора.
Азот
получают в промышленности из жидкого воздуха: поскольку азот имеет низкую температуру кипения из всех атмосферных газов, из жидкого воздуха он испаряется первым. В лаборатории азот получают при термическом разложении аммоний нитрита: .Фосфор получают из апатитов или фосфоритов при прокаливании их с коксом и песком при температуре :
Химические свойства азота.
1) Взаимодействие с металлами. Вещества, образующиеся в результате этих реакций, называются нітридам и.
При комнатной температуре азот реагирует только с литием:
С другими металлами азот реагирует при высоких температурах:
- алюминий нитрид
С водородом азот взаимодействует в присутствии катализатора за высокого давления и температуры:
- аммиак
За очень высоких температур (около ) азот реагирует с кислородом:
- азот(II) оксид
Химические свойства фосфора.
1) Взаимодействие с металлами.
При нагревании фосфор реагирует с металлами:
- кальций фосфид
2) Взаимодействие с неметаллами.
Белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при поджигании:
- фосфор(V) оксид
При недостатке кислорода образуется фосфор(III) оксид (очень ядовитое вещество):
Взаимодействие с галогенами:
Взаимодействие с серой:
Аммиак
Молекулярная формула аммиака: .Электронная формула:
Структурная формула:
Физические свойства аммиака. Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, ядовит. При увеличении давления или охлаждении легко скраплюється в бесцветную жидкость, температура кипения , температура плавления . Аммиак очень хорошо растворяется в воде: при в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака, при - 1200 объемов.
Получение аммиака.
1) Аммиак в лаборатории получают нагреванием сухой смеси кальций гидроксида (гашеной извести) и аммоний хлорида (нашатыря):
2) Аммиак в промышленности получают из простых веществ - азота и водорода:
Химические свойства аммиака. Азот в аммиака имеет наименьшую степень окисления и поэтому проявляет только восстановительные свойства.
1) Горение в атмосфере чистого кислорода или в подогретом воздухе:
2) Окисление до нитроген(II) оксида в присутствии катализатора (раскаленная платина):
3) Оборотная взаимодействие с водой:
Наличие ионов обусловливает щелочную среду раствора аммиака. Полученный раствор называется нашатырный спирт или амоніачна вода. Ионы аммония существуют только в растворе. Выделить аммоний гидроксид как самостоятельное соединение невозможно.
4) Восстановление металлов из их оксидов:
5) Взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония (реакция соединения):
- аммоний нитрат.
Применение аммиака. Большое количество аммиака расходуется на получение азотной кислоты, нітрогеновмісних солей, мочевины, соды амоніачним методом. На легком скрапленні и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках. Водные растворы аммиака используют как нитратные удобрения.
Соли аммония
Соли аммония
- соли, содержащие катион группу . Например, - аммоний хлорид, - аммоний нитрат, - аммоний сульфат.Физические свойства солей аммония. Белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Получение солей аммония. Соли аммония образуются при взаимодействии газообразного аммиака или его растворов с кислотами:
Химические свойства солей аммония.
1) Диссоциация:
2) Взаимодействие с другими солями:
3) Взаимодействие с кислотами:
4) Взаимодействие со щелочами:
Эта реакция является качественной на соли аммония. Аммиак, выделяющийся определяют по запаху или посинением влажной индикаторной бумаги.
5) Разложение при нагревании:
Применение солей аммония. Соли аммония применяются в химической промышленности и как минеральные удобрения в сельском хозяйстве.
Азот оксиды и фосфор оксиды
Азот образует оксиды, в которых он проявляет степень окисления от +1 до +5: ; NO; ; ; ; .Все азот окислы ядовиты. Оксид имеет наркотические свойства, которые на начальной стадии обозначаются эйфорией, отсюда и название - «веселящий газ». Оксид раздражает дыхательные пути и слизистые оболочки глаз. Вредное следствие химического производства, он попадает в атмосферу в виде «лисьего хвоста» - красно-коричневого окраса.
Фосфор оксиды: и . Фосфор(V) оксид - наиболее стабильный оксид при обычных условиях.
Получение оксидов азот и фосфор оксидов.
При непосредственном сочетании молекулярных азота и кислорода образуется только нитроген(II) оксид:
Другие оксиды получают косвенным путем.
Фосфор(V) оксид получают при сгорании фосфора в избытке кислорода или воздуха:
Химические свойства оксидов азот.
1) - окислитель, может поддерживать горение:
2) NO - легко окисляется:
Не реагирует с водой и щелочами.
3) кислотный оксид:
4) - сильный окислитель, кислотный оксид:
В присутствии избытка кислорода:
Димеризується, образуя оксид - бесцветную жидкость: . Реакция обратима. При -11 °С равновесие практически смещено в сторону образования , а при 140 °С - в сторону образования .
5) - кислотный оксид:
Химические свойства фосфор(V) оксида. Фосфорсодержащие кислоты.
- типично кислотный оксид. Ему соответствуют три кислоты: мета- , орто- и двофосфатн а. При растворении в воде сначала образуется метафосфатна кислота:
При длительном кипячении с водой - ортофосфатная кислота:
При осторожном прокаливании ортофосфатной кислоты образуется двофосфатна кислота:
Применение оксидов азот и фосфор оксидов.
Азот(IV) оксид используется в производстве азотной кислоты, азот(И) оксид - в медицине.
Фосфор(V) оксид используют для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случаях - для отщепления от веществ химически связанной воды.
Азотная и фосфатная кислоты
Физические свойства ортофосфатной (фосфорной) кислоты. При обычных условиях - твердое, бесцветное, кристаллическое вещество. Температура плавления +42,3 . В твердой и жидкой кислоте молекулы объединяются за счет водородных связей. Этим обусловлена повышенная вязкость концентрированных растворов фосфорной кислоты. Она хорошо растворима в воде, его раствор - электролит средней силы.Физические свойства азотной кислоты. Безводная (100%-ная) кислота - бесцветная жидкость, сильно пахнет, температура кипения . В случае хранения на свету постепенно окрашивается в бурый цвет вследствие разложения и образования высших оксидов азот, в том числе и бурого газа . Хорошо смешивается с водой в любых соотношениях.
Получение фосфатной кислоты.
1) С ее солей, содержащихся в фосфатных минералах (апатитах и фосфоритах), при действии серной кислоты:
2) Гидратацией фосфор(V) оксида:
Получение нитратной кислоты.
1) Из сухих солей азотной кислоты при действии на них концентрированной серной кислоты:
2) С азот оксидов:
3) Промышленный синтез азотной кислоты:
- каталитическое окисление аммиака, катализатор - платина.
- окисление кислородом воздуха.
- поглощение водой в присутствии кислорода.
Химические свойства фосфорной кислоты. Проявляет все типичные свойства кислот. Фосфатная кислота - триосновна, образует два ряда кислых солей - дигідрофосфати и гидрофосфат ы.
1) Диссоциация:
4) Взаимодействие с солями. Реакция с аргентум нитратом является качественной на ион - выпадает желтоватый осадок аргентум фосфата:
5) Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:
Химические свойства азотной кислоты. Азотная кислота - сильный окислитель.
1) Диссоциация:
2) Взаимодействие с оксидами металлов:
3) Взаимодействие с основаниями:
4) Взаимодействие с солями:
5) Взаимодействие с металлами. При взаимодействии с металлами концентрированной и разбавленной азотной кислоты образуется соль (нитрат), азот оксиды, азот или аммиак и вода.
Применение ортофосфатной и азотной кислот.
Ортофосфатная кислота широко используется в производстве минеральных удобрений. Она не ядовита и используется в пищевой промышленности для изготовления сиропов, напитков (кока-колы, пепси-колы).
Азотная кислота расходуется на производство азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс, искусственных волокон и других материалов. Концентрированная азотная кислота применяется в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.
Нитраты
Соли азотной кислоты - нитрат
ы. Это твердые кристаллические в
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
NH 4 NO 3 → N 2 + NO + H 2 O
Нитриты не разлагаются, кроме NH 4 NO 2
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Получение азотной кислоты
В лабораторных условиях – KNO 3тв + H 2 SO 4 k = KHSO 4 + HNO 3
В промышленности: аммиачный или контактный способ.
Каталитическое окисление в контактном аппарате (катализатор – платинородиевые сетки)
1) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
2) NO + O 2 → NO 2 при обычной t и повышенном P ≈ 600 – 1100 кПа
3)4NO 2 + O 2 + H 2 O → 4HNO 3 ω (50 – 60%)
Соли азотной кислоты. Азотные удобрения
Нитраты – практически все хорошо растворимы в H 2 O, поэтому природные месторождения редки. Основное количество получают искусственным путем на химических заводах, из HNO 3 и гидроксидов.
Получают:
1) Взаимодействием с металлами, основаниями, амфотерными основаниями щелочами, нерастворимыми основаниями, аммиаком или его водным раствором, с некоторыми солями.
2) NO 2 с растворами щелочей
2Ca(OH) 2 + NO 2 = Ca(NO 3) 2 + Ca(NO 2) 2 + 2H 2 O
В кислой среде нитраты проявляют окислительные свойства подобно разбавленной HNO 3
3FeCl 2 + KNO 3 + 4HCl = 3FeCl 3 + KCl + NO + H 2 O
В щелочной окисляют активные металлы (Mg, Al, Zn)
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3
Наиболее сильные окислительные свойства нитраты проявляют при сплавлении
Cr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 4KOH = 3K 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2H 2 O
Наиболее важные азотные удобрения:
Нитраты натрия, калия, аммония и кальция применяются главным образом как минеральные азотные удобрения и называются селитрами .
NH 4 NO 3 (NH 4) 2 SO 4 сульфат аммония
KNO 3 селитры NH 3 H 2 O аммиачная вода
NaNO 3 NH 4 H 2 PO 4 аммофос
Ca(NO 3) 2 (NH 4) 2 HPO 4 диаммофос
CO(NH 2) 2 мочевина, карбамид
Питательная ценность удобрения растворяется по ω(N) в нем.
В мочевине ω(N) = (2 14)/ (12 + 16 + 28 + 4)= 28/60 = 0,47 (47%).
В NH 4 NO 3 – азот в нитратной и аммиачной форме (35%), (NH 4) 2 SO 4 – наиболее ценное удобрение, так как азота больше всего в хорошо усвояемой форме.
К азотным удобрениям, как источникам азотного питания растений для повышения урожайности относят также органические удобрения (навоз, компост и др.), а также зеленые удобрения (люпин).
Химия фосфора
Фосфор (лат. Phosphorus) - один из наиболее распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов 3Ca 3 (PO 4) 2 *CаХ 2 (Х=Cl, F, OH) 2 и фосфоритов Ca 3 (PO 4) 2 .
Известно 11 аллотропных модификаций фосфора, наиболее изучен белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор
имеет молекулярную формулу P 4 и представляет правильный тетраэдр с углом между связями в 60 О. 
Белый фосфор очень ядовит. Смертельная доза для человека составляет 0,15 г. Уже при комнатной температуре белый фосфор легко испаряется и его пары окисляются. Энергия этих реакций переходит частично в световую, что является причиной свечения белого фосфора в темноте.
Он легко загорается (возможно самовоспламенение). Обращаться с ним надо крайне осторожно. Хранить необходимо под водой.
Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора при температуре 280-340 О С под давлением и без доступа воздуха. Это темно-красное мелкокристаллическое мало-летучее вещество.
280 - 340° С 200° С
P бел → Р красн P бел → Р черн
Красный фосфор почти не ядовит и менее огнеопасен, чем белый. Самовозгорание не происходит, однако зажечь его легко и горение протекает очень бурно.
В основе полимеры, получаются размыканием тетраэдра P 4 .
Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор . По внешнему виду и свойствам напоминает графит, жирный на ощупь, разделяется на чешуйки, проводит электрический ток. Не ядовит, химически наименее малоактивен, воспламеняется только при температуре 490 О С.
Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном электронном слое атома свободных d - орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота.
Различие между соединениями азота и фосфора связано с образованием донорно-акцепторных π-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, особенно кислородом. Поэтому при переходе от N к P прочность связей Э-Н вследствие увеличения размера атома снижается, однако связи Э-О значительно упрочнятся.
Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородных соединений фосфора.
Наиболее устойчивая степень окисления +5. В этой степени окисления соединения фосфора не проявляют окислительные свойства из-за ее стабильности, в отличии от азота. Т.к. имеются свободные 3d – орбитали, то по сравнению с азотом валентных возможностей больше и максимальная валентность фосфора может быть 5, редко 6.
Получение:
1. Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния
Ca 3 (PO 4) 2 + C +SiO 2 → P 4 + CaSiO 3 + CO
2. Из фосфата Са, при температуре выше 1500 о С
Ca 3 (PO 4) 2 + C → CaO + P 4 + CO
Химические свойства:
P + O 2 = P 2 O 3
P + O 2 = P 2 O 5
P + S = P 2 S 3
P + Cl 2 = PCl 3
