Азот и фосфор соединения азота и фосфора. Нитраты, их получение и свойства. Термическое разложение нитратов. Применение азота и его соединений. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения
Задание №1
Из приведенного списка простых веществ выберите два таких, которые взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой при нагревании.
2) серебро
Ответ: 24
Задание №2
Из приведенного списка простых веществ выберите два таких, которые не взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой при нагревании.
5) платина
Ответ: 35
Задание №8
Из приведенного списка сложных веществ выберите два таких, которые взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой при нагревании.
1) нитрат меди(II)
2) нитрат железа(II)
3) нитрат железа(III)
4) нитрат аммония
5) нитрит калия
Ответ: 25
Задание №14
Из приведенного списка веществ выберите два таких, которые не могут взаимодействовать с расплавом нитрата калия.
1) кислород
2) оксид хрома(III)
3) оксид азота(IV)
4) оксид марганца(IV)
Ответ: 13
Задание №16
Из приведенного списка веществ выберите те, которые образуются при разложении нитрата калия. Число верных ответов может быть любым.
1) кислород
2) оксид металла
4) оксид азота(IV)
5) оксид азота(I)
Ответ: 17
Задание №17
Нитрат алюминия прокалили.
Ответ: 4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
Задание №18
Нитрат аммония прокалили.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
Задание №19
Нитрат серебра прокалили.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Задание №20
Из приведенного списка веществ выберите те, которые образуются при разложении нитрата железа(III). Число верных ответов может оказаться любым.
1) кислород
2) оксид металла
5) оксид азота(I)
7) оксид азота(IV)
Ответ: 127
Задание №21
1) разбавленная азотная кислота + медь
2) концентрированная азотная кислота + платина
3) разбавленная азотная кислота + хлор
4) концентрированная азотная кислота + бром
5) разбавленная азотная кислота + азот
Впишите в поле ответа уравнение данной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Задание №22
Из приведенного перечня выберите пару реагентов, между которыми возможна реакция.
1) нитрат калия + сульфат калия (раствор)
2) нитрат калия + хлорид меди(II) (раствор)
3) нитрат натрия + сера (расплав)
4) нитрат натрия + углерод (раствор)
5) нитрат рубидия + кислород (расплав)
Ответ: 2NaNO 3 + S = 2NaNO 2 + SO 2
Задание №23
Из приведенного списка пар реагентов выберите ту, в которой возможно химическое взаимодействие. В ответ запишите уравнение реакции с коэффициентами. Если взаимодействие невозможно ни где, то запишите в ответ (-).
- 1. CuCl 2 + HNO 3(разб.)
- 2. CuSO 4 + HNO 3(разб.)
- 3. CuS + HNO 3(конц.)
- 4. Cu(NO 3) 2 + HNO 3(разб.)
- 5. CuBr 2 + HNO 3(разб.)
Ответ: CuS + 8HNO 3(конц) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
Задание №24
Из приведенного перечня выберите пару реагентов, между которыми возможна химическая реакция.
1) нитрат меди + сульфат калия (раствор)
2) нитрат аммония + хлорид калия (раствор)
3) нитрат натрия + оксид хрома(III) + едкий натр (расплав)
4) нитрат натрия + железная окалина (раствор)
5) нитрат рубидия + гашеная известь (расплав)
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2H 2 O
Задание №25
Железо растворили в горячей концентрированной азотной кислоте.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: Fe + 6HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Задание №26
Медь растворили в разбавленной азотной кислоте.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Задание №27
Медь растворили в концентрированной азотной кислоте.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Задание №28
Запишите уравнение реакции термического разложения нитрата магния.
Используйте в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 2Mg(NO 3) 2 = 2MgO + 4NO 2 + O 2
Задание №29
Серу растворили в концентрированной азотной кислоте.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Задание №30
К раствору, содержащему нитрат натрия и гидроксид натрия добавили металлический алюминий. Наблюдали образование газа с резким запахом.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 3NaNO 3 + 8Al + 5NaOH + 18H 2 O = 8Na + 3NH 3
Задание №31
Фосфор растворили в концентрированной азотной кислоте.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: P + 5HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
Задание №32
Смесь порошков оксида хрома (III), гидроксида калия и нитрата калия подвергли совместному прокаливанию.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 3KNO 3 + Cr 2 O 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O
Задание №33
В расплавленный нитрат калия поместили уголь.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 2KNO 3 + C = 2KNO 2 + CO 2
Задание №34
Магний растворили в очень разбавленной азотной кислоте. При протекании этой реакции газ не выделялся.
Впишите в поле ответа уравнение проведенной реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: 4Mg + 10HNO 3 = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Задание №35
Вычислите массу твердого остатка, полученного при разложении 188 г нитрата меди, если в процессе выделилось 5,6 л кислорода. Ответ укажите в граммах и округлите до целых.
Ответ: 134
Задание №36
Рассчитайте объем газов, образовавшихся при разложении 85 г нитрата серебра. Ответ укажите в литрах и округлите до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 16,8
Задание №37
При внесении 20 г смеси песка и медных опилок в 75%-ный раствор азотной кислоты выделилось 8,96 л бурого газа. Определите массовую долю песка в исходной смеси. Ответ укажите в процентах и округлите до целых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 36
Задание №38
Навеску смеси нитратов серебра и меди прокалили до постоянной массы. Полученный твердый остаток может прореагировать с 365 г 10%-ного раствора соляной кислоты. Определите массу исходной смеси, если массовая доля нитрата серебра в ней составляла 20%. Ответ укажите в граммах и округлите с точностью до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 117,5
Задание №39
Электролиз 100 г раствора нитрата серебра проводили до тех пор, пока не прекратилось образование металла на катоде. Рассчитайте массовую долю соли в исходном растворе, если на аноде выделилось 224 мл газа. Ответ укажите в процентах и округлите с точностью до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 6,8
Задание №50
1) гидроксид калия
2) гидроксид алюминия
3) гидроксид меди
4) гидроксид бария
5) гидроксид бериллия
Ответ: 14
Задание №54
Из приведенного списка сложных веществ выберите два таких, c которыми взаимодействует фосфор.
2) соляная кислота
3) едкий натр
4) серная кислота
5) кремниевая кислота
Ответ: 34
Задание №55
Из приведенного перечня выберите пару реагентов, между которыми возможна реакция.
1) фосфор + кальций
2) фосфор + аргон
3) фосфор + азот
4) фосфор + серебро
5) фосфор + водород
Ответ: 2P + 3Ca = Ca 3 P 2
Задание №56
Из приведенного перечня выберите пару реагентов, между которыми возможна реакция.
1) фосфин + гашеная известь
2) фосфин + пирит
3) фосфин + поташ
4) фосфин + сероводород
5) фосфин + кислород
В поле ответа введите уравнение этой реакции, используя в качестве разделителя левой и правой части знак равенства.
Ответ: 2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O
Задание №57
Из приведенного перечня выберите пару реагентов, между которыми возможна реакция.
1) оксид фосфора(V) + хлор
2) оксид фосфора(V) + кислород
3) оксид фосфора(III) + кислород
4) оксид фосфора(III) + водород
5) оксид фосфора(V) + хлороводород
В поле ответа введите уравнение реакции, используя в качестве разделителя левой и правой частей знак равенства.
Ответ: P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5
Задание №58
Ответ: 314
Задание №59
Установите соответствие между названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
| ВЕЩЕСТВО | РЕАГЕНТЫ |
| А) фосфин Б) нитрат бария В) бромид фосфора(V) | 1) HNO 3 (конц.), O 2 , H 2 O 2 2) Zn, H 2 , N 2 3) Cl 2 , H 2 O, KOH 4) K 2 SO 4 , K 3 PO 4 , AgF |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 143
Задание №60
Установите соответствие между названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
| ВЕЩЕСТВО | РЕАГЕНТЫ |
| А) оксид фосфора (III) Б) гидрокарбонат аммония В) фосфат натрия | 1) HI, O 2 , H 2 O 2 2) NaH 2 PO 4 , HNO 3 , AgNO 3 3) KOH, Ca(OH) 2 , HCl 4) H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (конц.), O 2 |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 432
Задание №61
Установите соответствие между названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
| ВЕЩЕСТВО | РЕАГЕНТЫ |
| 1) HNO 3 , O 2 , H 2 O 2) H 2 S, Fe, KI 3) Ca 3 (PO 4) 2 , KOH, Ba(OH) 2 4) KHSO 4 , K 3 PO 4 , KF |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 132
Задание №62
Установите соответствие между названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
| ВЕЩЕСТВО | РЕАГЕНТЫ |
| А) нитрат свинца Б) фосфор В) фосфат натрия | 1) HNO 3 , O 2 , Cl 2 2) H 2 S, Fe, KI 3) CaO, RbOH, Ba(OH) 2 4) H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , LiNO 3 |
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Ответ: 214
Задание №63
Вычислите объем фосфина, который необходим для получения 49 г фосфорной кислоты при действии концентрированной азотной кислоты. Ответ укажите в литрах и округлите до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 11,2
Задание №64
Определите массу осадка, который выпадет при добавлении 8,2 г фосфата натрия в избыток раствора хлорида кальция. Ответ укажите в граммах и округлите до сотых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 7,75
Задание №65
Навеску фосфора массой 31 г сожгли в некотором количестве кислорода. В результате была получена смесь из двух сложных веществ, которую затем растворили в воде. Определите массовую долю оксида фосфора(V) в продуктах сгорания фосфора, если полученный раствор может полностью обесцветить 63,2 г 5% раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой. Ответ укажите в процентах и округлите до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 96,1
Задание №66
Смесь порошков карбоната калия и карбоната серебра массой 20 г растворили в необходимом количестве азотной кислоты. При добавлении к полученному раствору избытка фосфата натрия выпало 4,19 г осадка. Определите массовую долю карбоната калия в изначальной смеси. Ответ укажите в процентах и округлите до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 79,3
Задание №67
Вычислите массу фосфора, которую можно получить при взаимодействии 31 г фосфата кальция с избытком угля и песка. Ответ укажите в граммах и округлите до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 6,2
Задание №68
Образец фосфида натрия массой 10 г полностью гидролизовали. Рассчитайте объем кислорода, необходимый для полного окисления газообразного продукта реакции. Ответ укажите в литрах и округлите до сотых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 4,48
Задание №69
Навеску фосфора полностью окислили избытком азотной кислоты. Вычислите массу навески, если для поглощения газообразных продуктов реакции потребовалось 20 мл 10% раствора гидроксида натрия (плотность 1,1 г/мл). Ответ приведите в миллиграммах и округлите до целых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 341
Задание №70
Рассчитайте объем сернистого газа, который можно получить при окислении концентрированной серной кислотой 11,2 л фосфина. Ответ укажите в литрах и округлите с точностью до десятых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
Ответ: 44,8
Задание №71
Вычислите массу 20% раствора гидроксида калия, необходимую для полной нейтрализации продуктов гидролиза 41,7 г хлорида фосфора(V). Ответ укажите в граммах и округлите до целых.
В поле ответа введите только число (без единиц измерения).
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
План лекции
1. Азот. Положение в ПС. Степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства.
2. Водородные соединения азота (аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота).
3. Кислородные соединения азота (оксиды азота, азотноватистая, азотистая и азотная кислоты).
4. Фосфор. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения.
5. Азотные и фосфорные удобрения.
14.1 Азот. Положение в ПС. Степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства
Азот – это p-элемент 5 группы ПС. На валентном слое у него 5 электронов (2s 2 2p 3). Степени окисления -3,-2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Это типичный неметалл.
Общее содержание азота земной коры насчитывается около 0,03%. Наибольшая его часть сосредоточена в атмосфере, основную массу которой (75,6 вес.%) и составляет свободный азот (N 2). Сложные органические производные азота входят в состав всех живых организмов. В результате отмирания этих живых организмов и тления их останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных условиях (главным образом – отсутствие влаги) могут накапливаться в земной коре.
При обычных условиях азот представляет собой бесцветный не имеющий запаха газ. Бесцветен он также в жидком и твёрдом состоянии.
Свободный азот химически весьма инертен. Между атомами в молекуле азота тройная связь (энергия связи 940 кдж/моль). При обычных условиях он практически не реагирует ни с металлами (кроме Li и Mg), ни с неметаллами. Нагревание увеличивает его химическую активность главным образом по отношению к металлам, с некоторыми из которых он соединяется, образуя нитриды. При температуре 3000 0 С он реагирует с кислородом воздуха.
14.2 Водородные соединения азота (аммиак, гидразин и гидроксиламин)
Формулы водородных соединений, соответственно:
NH 3 , N 2 H 4 , NH 2 OH, HN 3 .
Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (“нашатырного спирта”). Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: один объём воды поглощает при 0ºС около 1200, а при 20º С – около 700 объёмов NH 3 .
Гидразин N 2 H 4 представляет собой бесцветную жидкость, дымящую на воздухе и легко смешивающуюся с водой, а гидроксиламин NH 2 OH представляет собой бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.
Для химической характеристики аммиака, гидразина и гидроксиламина основное значение имеют реакции трёх типов: присоединения, замещения водорода и окисления.
При растворении в воде часть молекул аммиака химически реагирует с водой, образуя слабое основание (K d = 1,8×10 -5).
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH¯
Гидразин и гидроксиламин тоже частично реагируют с водой. Растворы этих веществ являются более слабыми основаниями по сравнению с аммиаком (K d = 8,5×10 -7 и K d = 2∙10 -8).
Азотистоводородная кислота HN 3 представляет собой бесцветную, обладающую острым запахом жидкость, ее ядовитые, разъедающие слизистые оболочки, пары при соприкосновении с нагретыми предметами с большой силой взрываются.
В водных растворах кислота устойчива. Это слабая (несколько слабее уксусной) кислота (K = 1,2∙10-5), диссоциирующая по схеме:
HN 3 ↔ H + + N 3 -
Соли называются азидами, врывчаты (детонаторы).
14.3 Кислородные соединения азота (оксиды азота, азотная и азотистая кислоты)
Азот образует оксиды: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 . Все оксиды газообразные вещества при обычных условиях, кроме N 2 O 5 (бесцветное кристаллическое вещество).
Первые два несолеобразующие, а остальные являются кислотными.
N 2 O 3 - ангидрид азотистой кислоты (HNO 2).
NO 2 - ангидрид азотистой (HNO 2) . и азотной (HNO 3) кислот.
N 2 O 5 – ангидрид азотной кислоты.
Азот образует несколько кислот: H 2 N 2 O 2 – азотноватистая, HNO 2 – азотистая, HNO 3 – азотная.
Азотноватистая кислота H 2 N 2 O 2 кристаллическое вещество белого цвета, взрывчатое, легко растворимое в воде. В водном растворе это слабая, умеренно устойчивая, двухосновная кислота (K 1 d = 9×10 -8 и K 2 d = 10 -11).
Азотистая кислота HNO 2 слабая и неустойчивая одноосновная кислота (Kd = 5×10 -4), существующая в водных растворах. Соли нитриты устойчивы. Азотистая кислота и ее соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность, поскольку содержат азот в промежуточной степени окисления (+3).
Чистаяазотная кислота HNO 3 -бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см при – 42°С застывающая в прозрачную кристаллическую массу
Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот, в разбавленных водных растворах она полностью распадается на ионы:
HNO 3 → Н + + NO 3 ¯.
Азотная кислота является сильным окислителем. Она окисляет металлы до солей, а неметаллы до высших кислородных кислот. При этом она восстанавливается в концентрированных растворах до диоксида азота, а в разбавленных в продуктах ее восстановления в зависимости от активности металла могут быть N 2 , NO, N 2 O, N 2 O 3 , NH 4 NO 3 .
Азотная кислота не действует на золото, платину, родий и иридий. Некоторые металлы пассивируются (покрываются защитной пленкой) в концентрированной азотной кислоте. Это алюминий, железо и хром.
Соли азотной кислоты – нитраты. Хорошо растворяются в воде, устойчивы при обычных условиях. При нагревании распадаются с выделением кислорода.
14.4 Фосфор. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения
Для твёрдого фосфора известно несколько аллотропических модификаций, из которых практически приходится встречаться только с двумя: белой и красной.
При хранении белый фосфор постепенно (очень медленно) переходит в более устойчивую красную форму. Переход сопровождается выделением тепла (теплота перехода):
P белый = P красный + 4 ккал
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Так, он легко соединяется с кислородом, галоидами, серой и многими металлами. В последнем случае образуется аналогичные нитридам фосфиды (Mg 3 P 2 , Ca 3 P 2 и др.).
Водородные соединения фосфора – это фосфин (PH 3) и дифосфин (P 2 H 4).
Дифосфин (P 2 H 4) – жидкий фофористый водород, самовоспламеняющийся на воздухе (блуждающие огни на кладбище объясняются образованием этого вещества при тлении останков).
Фосфористый водород (“фосфин”) – PH 3 представляет собой бесцветный газ с неприятным запахом (“гнилой рыбы”). Фосфин является очень сильным восстановителем (фосфор имеет степень окисления –3) и весьма ядовит. В противоположность аммиаку реакции присоединения для фосфина мало характерны. Соли фосфония известны лишь для немногих сильных кислот и весьма нестойки, а с водой фосфин химически не взаимодействует (хотя довольно хорошо растворим в ней).
Кислородные соединения фосфора - оксиды P 2 O 3 и P 2 O 5 ,существующие в виде димеров (P 2 O 3) 2 и (P 2 O 5) 2 , а также кислоты: H 3 PO 2 – фосфорноватистая, H 3 PO 3 – фосфористая, H 3 PO 4 – фосфорная.
Горение фосфора при недостатке воздуха или медленное окисление даёт главным образом фосфористый ангидрид (P 2 O 3). Последний представляет собой белую (похожую на воск) кристаллическую массу. При нагревании на воздухе он переходит в P 2 O 5 (белую снегообразную массу). Взаимодействуя с холодной водой, P 2 O 3 медленно образует фосфористую кислоту:
P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3
P 2 O 5 - высший оксид – фосфорный ангидрид получается при сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха). Фосфорный ангидрид (P 2 O 5) чрезвычайно энергично притягивает влагу и поэтому часто применяется в качестве осушителя газов.
Взаимодействие P 2 O 5 с водой в зависимости от числа присоединённых молекул H 2 O приводит к образованию следующих гидратных форм:
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 (метафосфорная)
P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота)
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота)
H 3 PO 2 (фосфорноватистая кислота) - это бесцветное кристаллическое вещество. В водном растворе сильная одноосновная кислота. Она самая сильная среди кислот фоссфора. Сама кислота и ее соли (гипофосфиты) являются восстановителями.
Свободная фосфористая кислота (H 3 PO 3 ) представляет собой бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и легкорастворимые в воде. Она является сильным (но в большинстве случаев медленно действующим) восстановителем. Несмотря на наличие в молекуле трёх водородов, H 3 PO 3 функционирует только как двухосновная кислота средней силы. Соли её (фосфористокислые или фосфиты), как правило, бесцветны и плохо растворимы в воде. Из производных чаще встречающихся металлов хорошо растворимы лишь соли Na, K, Ca.
Наибольшее практическое значение из кислот пятивалентного фосфора имеет ортогидрат (H 3 PO 4).
Фосфорная кислота представляет собой бесцветные, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Продаётся она обычно в виде 85%-ного водного раствора, приблизительно отвечающего составу 2H 3 PO 4 H 2 O и имеющего консистенцию густого сиропа. В отличии от многих других производных фосфора, H 3 PO 4 неядовита. Окислительные свойства для неё вовсе не характерны.
Будучи трёхосновной кислотой средней силы, H 3 PO 4 способна образовывать три ряда солей, например: кислые соли Na 2 HPO 4 и Na 2 HPO 4 , а также среднюю соль - Na 3 PO 4
NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия (первичный фосфорнокислый натрий)
Na 2 HPO 4 - гидрофосфат натрия (вторичный фосфорнокислый натрий)
Na 3 PO 4 – фосфат натрия (третичный фосфорнокислый натрий).
14.5 Азотные и фосфорные удобрения.
Азот и фосфор – это макроэлементы, которые необходимы растительным и животным организмам в больших количествах. Азот входит в состав белка. Фосфор входит в состав костей. Органические производные фосфорной кислоты являются источниками энергии для эндотермических реакций клетки.
Азотные удобрения это соли азотной кислоты: KNO 3 – калийная селитра, NaNO 3 – натриевая селитра, NH 4 NO 3 – аммонийная селитра, Ca(NO 3) 2 – норвежская селитра. Растворы аммиака в воде – жидкое азотное удобрение.
Фосфорные удобрения это соли фосфорной кислоты: Ca(H 2 PO 4) 2 ×2CaSO 4 – простой суперфосфат, Ca(H 2 PO 4) 2 – двойной суперфосфат, CaHPO 4 ×2H 2 O –преципитат. Макроудобрения вносятся в почву в больших количествах (в центнерах на гектар).
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.
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.
