Реферати

Реферат: Азот і фосфор

Заходу щодо наукової організації праці. Аналіз рівня організації і нормування праці. Розрахунок норм витрат праці на основі хронометражних спостережень (метод циклових вимірів). Аналіз фотографії робочого дня. Побудова й аналіз графіків змінності. Розрахунок заробітної плати бригади робітників.

Діагностика схильності особистості до конфліктного поводження за методикою К. Томаса. Методика К. Томаса по визначенню факторів конфлікту і їхнього виправлення. Дослідження можливості індивіда виявляти визначені форми поводження в конфліктних ситуаціях. Основні психологічні якості професійної придатності до роботи офіціанта.

Керування портфелем банківських активів у сучасних умовах. Проблеми, що роблять вплив на стан банківського сектора. Різні підходи до керування банківськими активами в сучасних умовах. Приклади безвідповідальної політики деяких закордонних кредитних організацій у сфері керування активами.

Поетика жанру антиутопії у творчості Кира Буличева ("Улюбленець", "Перпендикулярний світ"). Антиутопія, як жанр фантастичної літератури. Поетика антиутопії в романі "Улюбленець" і в повісті "Перпендикулярний світ" Кира Буличева. Полеміка з утопічними ідеалами. Псевдокарнавал як структурний стрижень. Просторово-тимчасова організація.

Будівництво єгипетських пірамід і сфінкса. Історія будівництва пірамід, що виконували функцію гробниць древніх єгипетських царів. Історія відкриття гробниці Тутанхамона. Відмітні риси самих великих пірамід - Хеопса, Хефрена, Микерена. Таємниця Єгипетських Пірамід і Сфінкса. Зв'язок з космосом.

Міністерство загального і професійного освіти

Російської федерації

Воронежський державний університет

Хімічний факультет

Курсова робота

«Азот і фосфор»

Кафедра загальної хімії

Автор: Юденко В. И.

Науковий керівник: до. х. н. Малевская Л. А.

Воронеж 1999

Зміст

Введення...3

Азот

Історія відкриття азоту. ..3

Особливості азоту...4

Поширення азоту в природі...4

Отримання азоту...5

Фізичні властивості. ..5

Хімічні властивості...5

Водневі з'єднання азоту...6

Кисневі з'єднання азоту...10

З'єднання з неметалами...13

З'єднання з металами...14

Застосування азоту і азотсодержащих речовин. ..14

Фосфор

Історія відкриття фосфору...15

Особливості фосфору...15

Природні з'єднання і отримання фосфору...15

Фізичні і хімічні властивості...16

Фосфорсодержащиє кислоти і їх солі...17

З'єднання з неметалами...19

З'єднання з металами...20

Застосування фосфору і фосфорсодержащих речовин...20

Література...21

Введення

П'ята група Періодичної системи включає два типових елементи азот і фосфор - і підгрупи миш'яку і ванадію. Між першим і другим

типовими елементами спостерігається значна відмінність у властивостях.

У стані простих речовин азот - газ, а фосфор - тверда речовина. Ці

дві речовини отримали велику область застосування, хоч коли азот

уперше був виділений з повітря його полічили шкідливим газом, а на

продажу фосфору вдавалося запрацювати велику кількість грошей (в фосфорі цінили його здатність світиться в темряві).

Азот

Історія відкриття азоту

Уперше азот був більш або менш вивчений Даніелем Резерфордом. Виконуючи завдання свого вчителя Д. Блека, що відкрив взаємодію двоокису вуглеводу з вапняною водою, Д. Резерфорд досліджував, яка зміна зазнає повітря, після того як в ньому житлово і загинуло жива істота. Відповідь на це питання свідчила: дихання тварин не тільки перетворює здорове воздухв «повітря» (в двоокис вуглеводу), що фіксується, але після того, як порція, що фіксується поглинена розчином їдкого розжарюй, частина, що залишається, хоч і не викликає осадка з розчином гашеной вапна, гасить полум'я і губить життя. Така перша характеристика азоту, що складається виключно з негативних ознак: азот протиставляється двоокису вуглеводу, схожому з ним по негативних ознаках (обидва гази не підтримують горіння і дихання). Майже одночасно азот був ізольований і вивчений двома іншими видатними вченими Г. Кавендішем і К. Шеєле, обидва вони на відміну від Д. Резерфорда зрозуміли, що азот - це лише виділена з повітря, зазделегідь присутня в йому його складова частина. Особливо примітне повідомлення Г. Кавендіша, знайдене в його неопублікованих рукописах з поміткою: «послане Прістлі». «Я переводив звичайне повітря з однієї судини через розжарене вугілля в іншій, потім через свіже вугілля, що горить - в наступну судину, поглинаючи кожний раз повітря (вуглекислий газ), що фіксується, що утворюється кусковим вапном. Питома вага отриманого газу виявилася такою, що лише трохи різниться від питомої ваги звичайного повітря: з обох газів азот декілька легше за повітря. Він гасить полум'я і робить звичайне повітря нездібним збуджувати горіння, так само як і повітря (CO2), що фіксується, але в меншій мірі». Залишалося тільки дати новому газу назву. Ніхто в ті часи не надавав такого значення номенклатурі, як А. Лавуазье, і ніхто не здійснив (повторно) такої грубої номенклатурної помилки, як привласнення азоту його імені «млявий». Це найменування все ж закріпилося за азотом у французькій і російській літературі; в англосаксонских країнах віддали для азоту перевагу назві Nitrogen - «що народжує селітру», німці ж дали азоту назву Stickstoff - «задушлива матерія».

Особливості азоту

У атома азоту на один електрон більше, ніж у атома вуглеводу; згідно з правилом Гунда, цей електрон займає останню вакантну 2р-орбиталь. Атом азоту в незбудженому стані характеризується трьома вирожденними 2р-електронами при наявності двох спарених електронів на 2s-орбитали. Три неспарених електрони на 2р-орбитали, передусім, відповідальні за трехковалентность азоту. Саме тому характеристичним летучим водневим з'єднанням є аміак, в якому атом азоту утворить три ковалентние зв'язки по обмінному механізму з трьома атомами водня. У азоту немає можливості переходу електронів в збуджений стан, оскільки найближчі орбитали при n = 3 дуже високі по енергії. Тому максимальна валентність азоту рівна чотирьом. При цьому три ковалентние зв'язки можуть бути освічені по обмінному механізму, а одна - по донорно-акцепторному. Однак азот спроможний N+могти утворювати всі чотири зв'язки по обмінному механізму. Азот виявляє велику різноманітність мір окислення: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 і +5. Найчастіше зустрічаються похідні від мір окислення -3,+5 і +3 (NH3, HNO3и NaNO2).

Поширення азоту в природі

Серед всіх елементів, створюючих земну кулю, один азот (якщо не вважати інертних газів) як би уникає утворювати хімічні сполуки і входить до складу земної кулі переважно у вільному вигляді. А оскільки азот у вільному стані - газ, основна його маса зосереджена в газовій оболонці тієї складної хімічної системи, яку являє собою земна куля, - в його атмосфері. Вміст азоту в земній корі у вигляді з'єднань становить 0,01 масових частки, %. Атмосфера більш ніж на 75 масових часткою, % складається з газоподібного азоту, що дорівнює ~4*1015т. Пов'язаний азот утворить мінерали в формі нітрату: чилийская NaNO3, індійська KNO3и норвезька Ca(NO3)2селитри. Азот в формі складних органічних похідних входить до складу білків, в пов'язаному вигляді міститься в нафті (до 1,5 масової частки, %), кам'яному вугіллі (до 2,5 масової частки, %).

Молекула N2является самої стійкою формою його існування, чим зумовлена так звана проблема пов'язаного азоту. Споживання пов'язаного азоту рослинами і тваринами приводить до обідніння навколишнього середовища з'єднаннями азоту. Цей дефіцит повинен заповнюватися штучним шляхом, оскільки природне поповнення запасів пов'язаного азоту (грози, діяльність азотобактерий і т. п.) не компенсує його втрати. Виняткове значення в розв'язанні проблеми пов'язаного азоту мають дві реакції: синтез аміаку і його каталітичне окислення.

Отримання азоту

В техніці азот отримують фракційною перегонкою рідкого повітря. При цьому насамперед відганяються найбільш летучі речовини - азот і благородні гази. Останні не заважають у разі застосування азоту для створення інертного середовища в хімічних і інших виробництвах. Від домішкового кисня (декілька відсотків) азот звільняють хімічно, пропускаючи його через систему з нагрітою міддю. При цьому практично весь кисень зв'язується в CuO.

У лабораторії азот отримують нагріванням суміші міцних розчинів хлорида амоній і нитрита натрію: NH4Cl + NaNO2= N2+ 2H2O + NaCl або розкладанням нитрита амоній при нагріванні: NH4NO2= N2+ 2H2O

Найбільш чистий азот виходить при термічному розкладанні азидов металів, наприклад: 2NaN3= 2Na + 3N2

Фізичні властивості

Азот - газ без кольору і запаху. Точка кипіння рідкого азоту -195,8 град. З, точка плавлення твердого азоту -210,5 град. С. Твердий азот виходить у вигляді порошку і у вигляді льоду. Азот погано розчинимо у воді і органічних розчинниках. У 1 л води при 0 град. З розчиняється всього 23,6 см3азота. 1 л азоти при нормальних умовах важить 1,2505 м.

Хімічні властивості

Азот знаходитися у верхньому правому кутку періодичної системи, в якому зосереджені неметали з найбільшою спорідненістю до електронів. Тому він повинен бути мало схилений виступати як електропозитивний елемент, а як елемент електронегативний повинен поступатися в хімічній активності тільки трохи неметалам, насамперед право за його що стоїть кисню і фтору. Тим часом хімічна характеристика азоту, як і історично перші повідомлення про нього, завжди починається не з позитивних ознак, а з негативних: з підкреслення його хімічної інтертності. Перша причина хімічної інтертності азоту в звичайних умовах - особливо міцне зчеплення його атомів в молекулі N2.

N2=2N-711 кДж.

При кімнатній температурі азот взаємодіє тільки з літієм, з утворенням нитрида літію: N2+ 6Li = 2Li3N, з іншими металами азот взаємодіє при нагріванні: N2+ 3Ca = Ca3N2. У реакціях взаємодії азоту з металами, азот виявляє окислювальні властивості, також окислювальні властивості він виявляє при взаємодії з воднем (при нагріванні, підвищеному тиску і в присутності каталізатора): N2+ 3H2= 2NH3. Азот також взаємодіє і з іншими неметалами, виявляючи при цьому восстоновительние властивості: N2+O2= 2NO, N2+ 3F2=2NF3.

Існують і інші з'єднання азоту з електронегативними елементами, але вони є нестійкими, і багато хто з них, особливо хлористий азот і йодистий азот, вибухові.

Водневі з'єднання азоту

Летучим характеристичним з'єднанням азоту є аміак. По значущості в неорганічній хімічній індустрії і неорганічній хімії аміак - саме важливе водневе з'єднання азоту. За своєю хімічною природою він являє собою нитрид водня H3N. У хімічній будові аміаку sp3-гібридні орбитали атома азоту утворять три - зв'язки з трьома атомами водня, які займають три вершини трохи спотвореного тетраедра. Четверта вершина тетраедра зайнята неподіленою електронною парою азоту, що забезпечує хімічну не насиченість і реакционноспособность молекул аміаку. При звичайних умовах аміак - безбарвний газ з різким запахом. Він токсичний: роздратовує слизові оболонки, а гостре отруєння спричиняє поразку очей і запалення легких. При охолоджуванні до -33 град. З аміак сжижается, а при -78 град. З затвердіває. У рідкому і твердому аміаку між молекулами діють водневі зв'язки, внаслідок чого аміак володіє рядом екстремальних властивостей в порівнянні з іншими водневими з'єднаннями елементів п'ятої групи головної підгрупи. Внаслідок полярності молекул і досить високої діелектричної проникності рідкий аміак є хорошим неводним розчинником. У рідкому аміаку добре розчиняються лужні і лужно - земельні метали, сірка, фосфор, йод, багато які солі і кислоти. Речовини з функціональними полярними групами в рідкому аміаку зазнають електролітичної диссоциації.

По розчинності у воді аміак перевершує будь-який інший газ: при 0 град. З 1 об'єм води поглинає 1200 об'ємів газоподібного аміаку. Прекрасна розчинність аміаку у воді зумовлена виникненням міжмолекулярних водневих зв'язків. При цьому можливі два механізми виникнення водневих зв'язків між молекулами аміаку і води:

Оскільки донорная здатність молекул аміаку виражена сильніше, ніж у води, а зв'язок ВІН більше за полярна в порівнянні з полярністю зв'язку N-Н в аміаку, міжмолекулярний водневий зв'язок утвориться по першому механізму. Таким чином, фізико-хімічні процеси у водному розчині аміаку можна представити таким чином.

Виникнення гидроксид - іонів створює лужну реакцію розчину аміаку у воді. Константа іонізації невелика (рК 5). У умовах знижених температур з водних розчинів аміаку можна виділити кристаллогидрати NH3Н2О (tпл=-77 град. З), 2NН3Н2О (tпл=-78 град. С) і NН32Н2О (tпл=-97 град. С). Кристаллогидрати складаються з ланцюгів молекул аміаку і води, зшитих водневими зв'язками в трьохмірну сітку, в яких відсутні структурні мотиви NН4ОН. Це означає, що так званий гидроксид амоній не існує як хімічний індивід, як немає гидроксида оксония ОН3ОН і гидроксида фторония FН2ОН. Таким чином, водні розчини аміаку володіють основними властивостями не за рахунок утворення уявного з'єднання NН4ОН, а внаслідок виключно вираженої донорной активності атома азоту в NН3.

Рівновага у водному розчині аміаку можна змістити вправо додаванням кислоти. При цьому в розчині утворяться солі амоній. Вони виходять також при безпосередній взаємодії газоподібних речовин:

NН3+ НСl = NН4Сl

Сам іон амоній і більшість його солей безбарвні. У твердому стані солі амоній утворять структури, характерні для речовин зі значною часткою іонного становлячого зв'язку. Тому вони добре розчиняються у воді, майже сповна зазнають електролітичної іонізації. Структура іона NН4+- тетраедрическая, в якій всі вершини тетраедра зайняті атомами водня, а азот знаходиться в його центрі. Позитивний заряд рівномірно розподілений між всіма атомами водня. По властивостях солі амоній схожі на солі калію внаслідок близькості іонних радіусів NН4+(0,142 нм) і До+(0,133 нм). Істотна різниця полягає тільки в тому, що солі калію, освічені сильними кислотами, не схильні гидролизу, а солі амоній у водних розчинах гидролизуются внаслідок слабо виражених основних властивостей аміаку.

Солі амоній відрізняються невисокою термічною стійкістю. Природа кінцевих продуктів термічного розкладання солей амоній в основному визначається властивостями аниона. Якщо анион відбувається від кислоти - окислювача, то має місце окислення аміачного азоту, наприклад: NН4NО3= N2О + 2Н2О

В цій реакції аміачний азот віддає 4 електрони нітратному азоту, а тому останній виступає як окислювач. З іншого боку, ця реакція являє собою приклад внутрішньомолекулярний конпропорционирования. Для аммонийних солей від кислот, що не є окислювачами, при їх термічному розкладанні виділяється аміак і кислота: (NН4)3РО4= 3NН3+ Н3РО4

При обробці солей амоній лугами виділяється аміак:

2NН4Сl + Са (ВІН)2= 2NН3+ СаСl2+ 2Н2О

Ця реакція може служити простим способом отримання аміаку в лабораторії. У промисловості аміак отримують прямим синтезом з компонентів - простих речовин.

На повітрі аміак не горить, але в атмосфері кисня він окислюється до вільного азоту: 4NН3+ 3О2= 2N2+ 6Н2О

При каталітичному окисленні реакція йде інакше:

4NН3+ 5О2= 4NО + 6Н2О

Аміак виступає як відновник і в реакціях з іншими окислювачами. Рідше аміак виступає як окислювач, наприклад:

Nа + NН3= NаNН2+ 1/2Н2

У цій реакції металевий натрій витісняє водень з рідкого аміаку. При цьому водень аміаку знижує свою міру окислення, і аміак грає роль окислювача. З іншого боку, подібні реакції ілюструються виявом аміаком кислотних властивостей. Амиди металів, наприклад NаNН2, є солями аміаку, що відповідають його кислотній функції. Абсолютно очевидно, що кислотна природа у аміаку виражена значно слабіше, ніж у Н2О і НF. Константа кислотної іонізації нікчемно мала (рКа35), а тому солі аміаку як кислоти у воді без остачі гидролизуются:

NaNH2+ H2O = NaOH + NH3

Кислотній функції аміаку відповідають не тільки амиди, але і имиди і нитриди металів. Якщо в амидах заміщений один атом водня (NаNН2), в имидах - два (Li2NН), то в нитридах - всі три (AlN).

При обережному окисленні аміаку м'яким окислювачем, наприклад гипохлоридом натрію, отримують інше водневе з'єднання аміаку - гидразин або диамид:

2NН3+ NаОСl = N2Н4+ NаСl + Н2О

Диамид являє собою безбарвну, токсичну рідину, що легко випаровується з високою діелектричною проникністю (Е=52 при 25 град. С)

По хімічних властивостях гидразин багато в чому схожий на аміак. У водних розчинах гидразина також виникають водневі зв'язки, як і у разі аміаку. При взаємодії гидразина з 1 молекулою води з участю водневого зв'язку утвориться катион [N2Н5]+, а з двома - [N2Н6]2+.

Існування гидроксидов цих катионов як індивідуальних речовин не встановлене, проте, відомі два типи солей гидразина, наприклад N2Н5Сl і N2Н6Сl2.

При відновленні розчину азотної кислоти атомарним воднем виходить гидроксиламин:

НNО3+ 6Н = NН2ОН + 2Н2О

Гидроксиламин - безбарвні кристали (tпл= 33 град. С), термічно нестійкі, вище за 100 град. З вибухають. Водні розчини гидроксиламина більш стійкі. У розчині також виникають міжмолекулярні водневі зв'язки, і встановлюється динамічна рівновага:

Однак основна функції гидроксиламина виражена ще слабіше (рКb8), ніж у аміаку і гидразина. З кислотами гидроксиламин дає солі гидроксиламмония. Найбільш відомим препаратом є хлорид гидроксиламмония [NН3ОН]Сl. Розчини солей гидроксиламмония більш стійкі, ніж тверді речовини, і мають кислу реакцію внаслідок гидролиза.

Оскільки атом азоту в гидроксиламине має міру окислення -1, він може функціонувати і як окислювач, і як відновник. Але для нього більш характерні відбудовні властивості, особливо в лужному середовищі.

Серед водневих з'єднань азоту найменша негативна міра окислення азоту представлена в азиде водня НN3. У цьому з'єднанні міра окислення азоту рівна - 1/3. Надзвичайна міра окислення зумовлена структурною нерівноцінністю атомів азоту в цій речовині.

З позиції МВС ця структурна нерівноцінність може бути представлена схемою:

Головне в цій схемі - делокализация П-зв'язків вдовж прямий, що з'єднує атоми азоту. Правомірність схеми доводиться відстанню між атомами азоту 1-2 і 2-3, що є проміжними між довжинами зв'язків

Водний розчин НN3називаєтся азотистоводородной кислотою. Вона виходить окисленням гидразина азотистою кислотою:

N2Н4+ НNО2= НN3+ 2Н2О

По силі вона наближається до оцтової. У розбавлених розчинах азотистоводородная кислота повільно диспропорціонувати:

НN3+ Н2О = N2+ NН2ОН

У безводному стані вона може вибухнути не тільки при нагріванні, але і від струсу:

2НN3= 3N2+ H2

Суміш азотистоводородной і концентрованої соляної кислот здатна розчиняти навіть благородні метали. Солі азотистоводородной кислоти - азиди - по розчинності у воді схожі на галогениди. Так, азиди лужних металів добре розчиняються у воді, Аg N3, Рb(N3)2и Нg(N3)2- погано. Азиди лужних і лужноземельних металів при повільному нагріванні стійкі аж до плавлення. Азиди важких металів легко вибухають при ударі:

Рb(N3)2= Рb + 3N2

Кисневі з'єднання азоту

З киснем азот утворить ряд оксидов: N2О і NО - безбарвні гази, N2О3голубое тверда речовина (нижче за-100 град. С), NО2- бурий газ, N2О4- безбарвний газ, N2О5- безбарвні кристали.

Оксид N2О (закис азоту, "звеселяючий ", оскільки він володіє наркотичною дією) отримують термічним розкладанням нітрату амоній або гидроксиламмония:

[НN3ОН]NО2= N2О + 2Н2О (внутрішньомолекулярний конпропорционирование)

Оксид азоту (+1) - ендотермічне з'єднання. Однак при кімнатній хімічно температурі мало активний. При нагріванні його реакційна здатність сильно зростає. Він окисляє водень, метали, фосфор, сірку, вугілля, органічні і інші речовини, наприклад:

Сu + N2О = N2+ СuО

При нагріванні N2О вище за 700 град. З одночасно з реакцією розкладання протікає його диспропорціонування:

2N2О = 2N2+ О2;2N2О = 2NО + N2

З водою оксид азоту (+1) не взаємодіє, хоч відома кислота Н2N2О2,

в якій азот також має міру окислення +1. Ця кислота називається азотноватистой, і їй приписується структура з двома рівноцінними атомами азоту:

Вільну азотноватистую кислоту можна отримати таким чином:

NН2ОН + НNО2= Н2N2О2+ Н2О

Вона добре розчиняється у воді, але кислота слаба. Азотноватистая кислота вельми нестійка, при незначному нагріванні вибухає:

Н2N2О2= N2О + Н2О

Солі Н2N2О2- гипонитрити і гидрогипонитрити - у воді сильно схильні гидролизу. Більшість гипонитритов мало розчинна у воді, набагато краще розчиняються гидрогипонитрити.

Парні міри окислення для азоту порівняно мало характерні. До числа таких з'єднань відноситься оксид азоту (+2). Молекула NО містить непарне число електронів і, по суті, являє собою володіючого малою активністю радикала. У молекулі одна ковалентная по донорно-акцепторному механізму і два П-зв'язки. Незважаючи на ендотермичность і позитивну величину енергії Гиббса освіти NО з простих речовин, оксид азоту (+2) не розпадається на елементи. Справа в тому, що, згідно ММО, порядок зв'язку в NО досить високий і рівний 2,5. Молекула NО міцніше за молекулу О2, оскільки у першої на розпушуючої МО П2р*весь один електрон, а у другої - два електрони.

У лабораторії оксид азоту (+2) частіше за все отримують дією розбавленої кислоти на мідні стружки:

3Сu + 8НNО3= 3Сu(NО3)2+ 2NО + 4Н2О

На повітрі оксид азоту (+2) вмить окислюється:

2NО + О2= 2NО2

Окислюється NО і галогенами, утворюючи нитрозилгалогениди:

2NО + Г2= 2NОГ

При взаємодії з відновниками NО відновлюється до N2О, N2, NН2ОН, NН3в залежності від відбудовної здатності партнера і умов провидіння процесів

Водний розчин оксиду азоту (+2) нейтральний. Ніяких з'єднань з водою він не утворить, хоч відомі солі (гипонитрати) не виділеної у вільному стані азотноватой кислоти Н2N2О3, в якій азот також має міру окислення +2.

Оксид азоту N2О3существует в твердому стані (нижче за-100 град. З). У рідкому і пароподібному станах оксид азоту (+3) значною мірою диссоциирован за рахунок диспропорціонування:

N2О3NО + NО2

Отримують N2О3охлаждением еквимолярних кількостей NО і NО2. А рівномірний струм суміші потрібного складу виходить при взаємодії 50%-ний НNО3с оксидом миш'яку (+3):

2НNО3+ Аs2О3= 2НАsО3+ NО + NО2

Оксиду азоту (+3) відповідає відома лише в розчині нестійка азотиста кислота НNО2. Отримати її можна розчиненням у воді рівних об'ємів NО і NО2в воді:

NО + NО2+ Н2О = 2НNО2

При зберіганні і нагріванні НNО2діспропорционіруєт:

3НNО2= НNО3+ 2NО + Н2О

Найбільш характерні для неї окислювальні властивості:

НNО2+ 2НI = I2+ 2NО + 2Н2О

Однак сильні окислювачі переводять азотисту кислоту в азотну:

5НNО2+ 2КмnО4+ 3Н2SО4= К2SО4+ 2МnSО4+ 5НNО3+ 3Н2О

Оксид азоту (+4) отримують розчиненням міді в концентрованій азотній кислоті: Сu + 4НNО3= Сu(NО3)2+ 2NО2+ 2Н2О

Він є хорошим окислювачем, в ньому горять фосфор, сірка, вугілля і деякі органічні речовини. Вище за 150 град. З диоксид азоту починається розкладатися:

2NО2= 2NО + О2

Оскільки молекула диоксида азоту з неспареним електроном по суті являє собою радикала, вона легко димеризуется:

2NО2N2О4

Димер безбарвний і диамагнитен на відміну від забарвленого в червоно-бурий колір і парамагнитен.

Диоксид азоту при взаємодії з водою диспропорціонувати:

2NО2+ Н2О = НNО2+ НNО3

При розчиненні NО2в гарячій воді виходить азотна кислота, бо та, що спочатку утворюється азотистий кислота диспропорціонувати з виділенням оксиду азоту (+2) і утворенням азотної кислоти.

Оксид азоту (+5) має молекулярну структуру тільки в газовій фазі. У твердому стані N2О5имеет структуру, освічену іонами NО2+і NО3-. N2О5- кристали, що легко переганяються, причому випаровуються молекули. Таким чином, при сублімації оксиду азоту (+5) іони NО2+і NО3-об'єднуються в молекули N2О5. Отримують оксид азот (+5) дегідратацією азотної кислоти з допомогою Р2О5ілі окисленням NО2озоном:

2НNО3+ Р2О5= 2НРО3+ N2О5; 6NО2+ О3= 3N2О5

Оксид азоту (+5) є енергійним окислювачем, багато які реакції з його участю протікають вельми бурхливо. При розчинення у воді дає азотну кислоту:

N2О5+ Н2О = 2НNО3

Азотна кислота - одна з сильних кислот. Молекула НNО3і нітрат-іон мають будову, представлену схемами

Безводна азотна кислота являє собою безбарвну летучу рідину. При зберіганні (особливо на світлу) і при нагріванні частково розкладається:

4НNО3= 4NО2+ 2Н2О + О2

Так звана "димляча" азотна кислота (червоного кольору) являє собою розчин диоксида азоту, що виділяється в концентрованої НNО3.

У лабораторії НNО3получают нагріванням нітрату натрію з сірчаною кислотою:

NaNО3+ Н2SО4= НNО3+ NaНSО4

У промисловості азотну кислоту отримують з аміаку. Спочатку аміак каталітично окисляють до оксиду азоту (+2), який далі окислюється до

NО2. Потім оксид азоту (+4) розчиняють в гарячій воді і отримують азотну кислоту.

Азотна кислота є сильним окислювачем і окисляє майже всі метали і неметали. Останні, як правило, переводяться нею в похідні вищої міри окислення, наприклад:

S + 6НNО3= Н2SО4+ 6NО2+ 2Н2О

З металів тільки золото, платина, осмій, іридій, ніобій, тантал і вольфрам стійкі до дії азотної кислоти. Деякі метали (наприклад, залізо, алюміній, хром) пассивируются концентрованою азотною кислотою. Окислювальними властивостями володіють і водні розчини азотної кислоти. Звичайно процес відновлення НNО3протекаєт в декількох паралельних напрямах, і в результаті виходить суміш різних продуктів відновлення. Природа цих продуктів, їх відносний вміст в суміші залежать від сили відновника, концентрації азотної кислоти і температури.

Більш сильним окислювачем є суміш концентрованих азотної і соляної кислот - "царська горілка". Вона розчиняє навіть золото і платину, які не розчиняються в азотній, а тим більше в соляній кислоті. Її окислювальна активність зумовлена зниженням редокс - потенціалу металів, що розчиняються, т. е. посиленням їх відбудовних властивостей за рахунок утворення міцних хлоридних комплексів:

Аu + НNО3+ 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О

Солі азотної кислоти - нітрат - відомі майже для всіх металів. Більшість з них безбарвні і добре розчиняються у воді. У кислих водних розчинах нітрат є більш слабими окислювачами, ніж азотна кислота, а в нейтральному середовищі взагалі не володіють окислювальними властивостями. Сильними окислювачами вони є в розплавах, коли відбувається розкладання з виділенням кисня. Оксид азоту (+5) при взаємодії з 100%-ним пероксидом водня утворить пероксоазотную (надазотную) кислоту:

N2О5+ 2Н2О2= 2НNО4+ Н2О

Пероксоазотная кислота нестійка, легко вибухає, водою повністю гидролизуется:

ПРО

Н-ПРО-ОБ + Н2О = Н2О2+ НNО3

ПРО

З'єднання з неметалами

Відомі все галогениди азоту NГ3. Трифторид NF3получают взаємодією фтору з аміаком:

3F2+ 4NН3= 3 NН4F + NF3

Трифторид азоту - безбарвний токсичний газ, молекули якого володіють пірамідальною будовою. У основи піраміди дислоковані атоми фтору, а вершина зайнята атомом азоту з неподіленою електронною парою. До різних хімічних реагентів і до нагрівання NF3весьма стійкий.

Інші тригалогениди азоту ендотермични, а тому нестійкі і реакционноспособни. NCl3образуется при пропусканні газоподібного хлора в міцний розчин хлорида амоній:

3Cl2+ NН4Сl = 4НСl + NCl3

Трихлорид азоту являє собою легколетучую (tкип= 71 град. С) рідина з різким запахом. Невеликий нагрів або удар супроводиться вибухом з виділенням великої кількості теплоти. При цьому NCl3распадается на елементи. Тригалогениди NBr3и NI3еще менш стабільні.

Похідні азоту з халькогенами дуже нестійкі внаслідок їх сильної ендотермичности. Всі вони погано вивчені, при нагріві і ударі вибухають.

З'єднання з металами

Солеобразние нитриди отримують прямим синтезом з металів і азоту. Водою і розбавленими кислотами солеобразние нитриди розкладаються:

Мg3N2+ 6N2= 3Мg(ВІН)2+ 2NH3

Са3N2+ 8НСl = 3СаСl2+ 2NH4Сl

Обидві реакції доводять основну природу нитридов активних металів.

Металлоподобние нитриди отримують нагріванням металів в атмосфері азоту або аміаку. Як початкові речовини можуть застосовуватися оксиди, галогениди і гідриди перехідних металів:

2Та + N2= 2ТаN; Мn2О3+ 2NH3= 2МnN + 3Н2О

СrCl3+ NH3= СrN + 3НСl; 2ТiН2+ 2NH3= 2ТiN +5Н2

Застосування азоту і азотсодержащих з'єднань

Область застосування азоту дуже велика - виробництво добрив, вибухових речовин, нашатирного спирту, який використовують в медицині. Азотсодержащие добрива є самими цінними. До таких добрив відноситься аміачна селітра, сечовина, аміак, натрієва селітра. Азот є невід'ємною частина білкових молекул, тому він і необхідний рослинам для нормального зростання і розвитку. Таке важливе з'єднання азоту з воднем, як аміак, використовують в холодильних установках, аміак, циркулюючи за замкненою системою труб, при своєму випаровування віднімає велику кількість теплоти. Калійна селітра йде на виробництво димного пороху, а порох використовують в мисливських рушницях, для розвідки рудних копалин, що залягають під землею. Без димний порох отримують з пироксилина - складного ефіру целюлози і азотної кислоти. Органічні вибухові речовини на основі азоту використовують для прокладки тунелів в горах (тротил, нітрогліцерин).

Фосфор

Історія відкриття фосфору

Фосфор був відкритий в 1669 р. алхіміком Брандтом, коли він в пошуках "філософського каменя" сильно нагрівав сухий залишок сечі з вугіллям без доступу повітря. Виділена речовина світилася на повітрі і потім загорялася. За цю властивість Брандт дав йому назву "фосфор", т. е. носяче світло ( "светоносец").

Після відкриття ще сто років фосфор був рідкою і дорогою речовиною, т. до. вміст в сечі його нікчемно малий, а добування складне. І лише після 1771 р., коли шведський хімік Шеєле розробив спосіб отримання фосфору з кісток, стало можливим отримання його в значних кількостях.

Особливості фосфору

Другий типовий елемент типовий елемент в п'ятій групі є неметалом. Найвища міра окислення, яку може виявляти фосфор, рівна +5. З'єднання, вмісні фосфор в мірі окислення меншою, ніж +5 виявляють себе як відновники. У той же час з'єднання фосфору +5 в розчинах окислювачами не є. Кисневі з'єднання фосфору більш стійкі, ніж такі азоту. Водневі ж з'єднання менш стабільні.

Природні з'єднання і отримання фосфору

По поширеності в земній корі фосфор випереджає азот, сірку і хлор. На відміну від азоту фосфор зустрічається в природі тільки у вигляді з'єднань. Найбільш важливі мінерали фосфору - апатит Са5Х (РО4)3(Х - фтор, рідше хлор і гидрооксильная група) і фосфорит основою якого є Са3(РО4)2. Крім того, фосфор входить до складу деяких білкових речовин і міститься в рослинах і організмах тварин і людини.

З природної фосфорсодержащего сировини вільний фосфор отримують високотемпературним відновленням (1500 град. С) коксом в присутності піску. Останній зв'язує оксид кальцію в шлак - силікат кальцію. У разі відновлення фосфорита сумарна реакція може бути представлена рівнянням:

Са3(РО4)2+ 5С + 3SiО2= СаSiО3+ 5СО + Р2

Чадний газ, що Утворюється і пароподібний фосфор поступають в холодильник з водою, де відбувається конденсація з утворенням твердого білого фосфору.

Фізичні і хімічні властивості

Нижче за 1000 град. З пари фосфору містять четирехатомние молекули Р4, що мають форму тетраедра. При більш високих температурах відбувається термічна дисоціація і в суміші зростає зміст двохатомних молекул Р2. Розпад останніх на атоми фосфору наступає вище за 2500 град. Через слабість міжмолекулярних сил білий фосфор летуч, легкоплавкий, ріжеться ножем і розчиняється в неполярних розчинниках, наприклад в сероуглероде. Білий фосфор вельми реакционноспособное речовина. Він енергійно взаємодіє з киснем, галогенами, сіркою і металами. Окислення фосфору на повітрі супроводиться розігріванням і свіченням. Тому білий фосфор зберігають під водою, з якою він не реагує. Білий фосфор дуже токсичний.

При тривалому зберіганні, а також при нагріванні білий фосфор переходить в червону модифікацію. Червоний фосфор являє собою полімерну речовину, нерозчинну в сероуглероде, менш токсичну, ніж білий фосфор. Окислюється червоний фосфор важче білого, не світиться в темряві і запалає лише при 250 град. Його отримують аллотропним перетворенням білого фосфору при температурі 220 град. З і тиску 1200 МПа. На зовнішній вигляд він нагадує графіт. Кристалічна структура чорного фосфору шарувата, що складається з гофрованих шарів. Як і в червоному фосфорі, тут кожний атом фосфору пов'язаний ковалентними зв'язками з трьома сусідами. Відстань між атомами фосфору 0,387 нм. Білий і червоний фосфор - діелектрики, а чорний фосфор - напівпровідник з шириною забороненої зони 0,33 еВ. У хімічному відношенні чорний фосфор найменше реакционноспособен, запалає лише при нагріванні вище за 400 град. 3Са + 2Р = Са3Р2

Як відновник фосфор виступає в реакціях з активними неметалами - галогенами, киснем, сіркою, а також з сильними окислювачами:

2Р + 3S = Р2S32Р + 5S = Р2S5

З киснем і хлором взаємодіє аналогічно.

Р + 5НNО3= Н3РО4+ 5NО2+ Н2О

У розчинах лугів при нагріванні білий фосфор диспропорціонувати:

8Р + 3Ва (ВІН)2+ 6Н2О = 2РН3+ 3Ва (Н2РО2)2

Фосфорсодержащие кислоти і їх солі

Хімічний оксид фосфору (+3) має кислотну природу:

Р2О3+ 3Н2О = 2Н3РО3

Фосфористая кислота - безбарвна легкоплавка добре розчинні у воді кристали. По хімічній будові вона являє собою спотворений тетраедр, в центрі якого знаходиться атом фосфору з sр3- гібридними орбиталями, а вершини зайняті двома гидроксогруппами і атомами водня і кисня. Атом водня, безпосередньо сполучений з фосфором, не здібний до заміщення, а тому фосфористая кислота максимум двухосновна і нерідко її зображають формулою Н2[НРО3]. Фосфористая кислота - кислота середньої сили. Солі її - фосфити отримують взаємодією Р2О3со лугами:

Р2О3+ 4NаОН = 2Nа2НРО3+ Н2О

Фосфити лужних металів і кальцію легко розчинні у воді.

При нагріванні фосфористая кислота диспропорціонувати:

4Н3РО3= РН3+ 3Н3РО4

Фосфористая кислота окислюється багатьма окислювачами, в тому числі галогенами, наприклад:

Н3РО3+ Сl2+ Н2О = Н3РО4+ 2НСl

Отримують звичайно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфору:

РГ3+ 3Н2О = Н3РО3+ 3НГ

При нагріванні однозамещенних фосфитов виходять солі пирофосфористой (дифосфористой) кислоти - пирофосфити:

2NаН2РО3= Nа2Н2Р2О5+ Н2О

Пирофосфити при кипяченії з водою гидролизуются:

Nа2Н2Р2О5+ 3Н2О = 2NаОН + 2Н3РО3

Сама пирофосфористая кислота Н4Р2О5(пентаоксодифосфорная), як і фосфористая, тільки двухосновна і порівняно малоустойчива.

Відома ще одна кислота фосфору (+3) - погано вивчена полімерна метафосфористая кислота (НРО2)n.

Найбільш характерний для фосфору оксид Р2О5- пентаоксид дифосфора. Ця біла тверда речовина, яка легко може бути отримане і в стеклообразном стані. У пароподібному стані молекули оксиду фосфору (+5) мають склад Р4О10. Твердий Р2О5імеєт декілька модифікацій. Одна з форм оксиду фосфору (+5) має молекулярну структуру з молекулами Р4О10в вузлах гратки. На зовнішній вигляд ця модифікація нагадує лід. Вона володіє невеликою густиною, легко переходить в пару, добре розчиняється у воді і реакционноспособна. Р2О5- найсильніший дегидратирующий реагент. По інтенсивності осушуючої дії він набагато перевершує такі поглиначі вологи, як СаСl2, NаОН, Н2SО4і інш. При гидратації Р2О5сначала утвориться метафосфорная кислота:

Р2О5+ Н2О = 2НРО3

подальша гидратация якої послідовно приводить до пирофосфорной і ортофосфорной кислоті:

2НРО3+ Н2О = Н4Р2О7и Н4Р2О7+ Н2О = 2Н3РО4

Ортофосфорная кислота - одна з найбільш важливих похідних фосфору (+5). Це безбарвні, легкоплавкі, кристали, що розпливаються на повітрі, що змішуються з водою в будь-яких співвідношеннях. У твердій кислоті і концентрованих розчинах діють міжмолекулярні водневі зв'язки. Тому міцні розчини Н3РО4отлічаются високою в'язкістю. У водному середовищі ортофосфорная кислота - кислота середньої сили. У водному розчині ортофосфати - солі фосфорної кислоти - зазнають гидролизу, причому рН середи при переході від середньої солі до кислої закономірно знижується.

Nа3РО4+ Н2О = NаОН + Nа2НРО4, рН = 12,1

Nа2НРО4+ Н2О = NаОН + NаН2РО4, рН = 8,9

При окисленні вологого фосфору поряд з Р2О5і Р2О3образуется фосфорноватая кислота (гексаоксодифосфорная) кислота Н4Р2О6, в якій міра окислення фосфору +4. У її структурі атоми фосфору пов'язані один з одним безпосередньо на відміну від полифосфорних кислот:

Н4Р2О6- кислота середньої сили, всі її чотири атоми водня можуть бути заміщені на метал. При нагріванні її водних розчинів кислота, приєднуючи воду, розпадається:

Н4Р2О6+ Н2О = Н3РО3+Н3РО4

Розчини її солей - гипофосфатов - у воді цілком стійкі. З гипофосфатов у воді добре розчинні лише солі лужних металів.

Найменша позитивна міра окислення фосфору в фосфорноватистой (диоксофосфорной) кислоті Н3РО2. Її можна отримати у вільному стані витисненням з солей - гипофосфитов, наприклад:

Ва (Н2РО2)2+ Н2SО4= ВаSО4+ 2Н3РО2

Фосфорнофатистая кислота - безбарвні кристали, добре розчинні у воді. Таким чином, в фосфорноватистой кислоті міра окислення фосфору +1, а його ковалентность рівна 5. Н3РО2- сильна кислота. Ця кислота і її солі гипофосфити є найсильнішими відновниками.

Існують і інші кислоти, вмісні фосфор - мононадфосфорная Н3РО5, динадфосфорную Н4Р2О8, тетраметафосфорная (НРО3)4, пирофосфорная Н4Р2О7.

З'єднання фосфору з неметалами

Фосфор і водень у вигляді простих речовин практично не взаємодіють. Водневі похідні фосфору отримують непрямим шляхом, наприклад:

Са3Р2+ 6НСl = 3СаСl2+ 2РН3

Фосфін РН3представляет собою безбарвний сильнотоксичний газ із запахом гнилої риби. Молекулу фосфина можна розглядати як молекулу аміаку. Однак кут між зв'язками Н-Р-Н значно менше, ніж у аміаку. Це означає зменшення частки участі s-хмар в утворенні гібридних зв'язків у випадку фосфина. Зв'язки фосфору з воднем менш міцні, ніж зв'язки азоту з воднем. Донорние властивості у фосфина виражені слабіше, ніж у аміаку. Мала полярність молекули фосфина, і слаба активність акцептувати протон приводять до відсутності водневих зв'язків не тільки в рідкому і твердому станах, але і з молекулами води в розчинах, а також до малої стійкості іона фосфония РН4+. Сама стійка в твердому стані сіль фосфония - це його иодид РН4I. Водою і особливо лужними розчинами солі фосфония енергійно розкладаються:

РН4I + КОН = РН3+ КI + Н2О

Фосфин і солі фосфония є сильними відновниками. На повітрі фосфин згоряє до фосфорної кислоти:

РН3+ 2О2= Н3РО4

При розкладанні фосфидов активних металів кислотами одночасно з фосфином утвориться як домішка дифосфин Р2Н4. Дифосфин - безбарвна летуча рідина, по структурі молекул аналогічна гидразину, але фосфин не виявляє основних властивостей. На повітрі самовоспламеняется, при зберіганні на світлу і при нагріванні розкладається. У продуктах його розпаду присутні фосфор, фосфин і аморфна речовина жовтого кольору. Цей продукт отримав назву твердого фосфористого водня, і йому приписується формула Р12Н6.

З галогенами фосфор утворить три- і пентагалогениди. Ці похідні фосфору відомі для всіх аналогів, але практично важливі з'єднання хлора. РГ3і РГ5токсични, отримують безпосередньо з простих речовин.

РГ3- стійкі екзотермічні з'єднання; РF3- безбарвний газ, РСl3і РВr3- безбарвні рідини, а РI3- червоні кристали. У твердому стані все тригалогениди утворять кристали з молекулярною структурою. РГ3і РГ5являются кислотообразующими з'єднаннями:

РI3+ 3Н2О = 3НI + Н3РО3

Відомі обидва нитрида фосфори, що відповідають трьох- і пятиковалентному станам: РN і Р2N5. У обох з'єднаннях азот трехвалентен. Обидва нитрида хімічно інертні, стійкі до дії води, кислот і лугів.

Розплавлений фосфор добре розчиняє сірку, але хімічна взаємодія наступає при високій температурі. З сульфідів фосфору краще вивчені Р4S3, Р4S7, Р4S10. Вказані сульфіди можуть бути перекристализовани в розплаві нафталіну і виділені у вигляді жовтих кристалів. При нагріванні сульфіди запалали і згоряють з освітою Р2О5і SО2. Водою всі вони повільно розкладаються з виділенням сірководня і утворенням кисневих кислот фосфору.

З'єднання фосфору з металами

З активними металами фосфор утворить солеобразние фосфиди, що підкоряються правилам класичної валентності. р-Метали, а також метали підгрупи цинку дають і нормальні, і анионоизбиточние фосфиди. Більшість з цих з'єднань виявляють напівпровідникові властивості, т. е. домінуючий зв'язок в них - ковалентная. Відмінність азоту від фосфору, зумовлена розмірним і енергетичним чинниками, найбільш характерно виявляється при взаємодії цих елементів з перехідними металами. Для азоту при взаємодії з останніми головною є освіта металлоподобних нитридов. Фосфор також утворить металлоподобние фосфиди. Багато які фосфиди, особливо з переважно ковалентной зв'язком, тугоплавки. Так, АlР плавиться при 2197 град. З, а фосфид галію має температуру плавлення 1577 град. С. Фосфіди лужних і лужноземельних металів легко розкладаються водою з виділенням фосфина. Багато які фосфиди є не тільки напівпровідниками (АlР, GаР, InР), але і феромагнетиками, наприклад СоР і Fе3Р.

Застосування фосфору і фосфорсодержащих речовин

Червоний фосфор в чистому вигляді застосовують в сірниковому виробництві; в суміші з толченим склом і клеєм його наносять на бічні поверхні сірникової коробки. Червоний і білий фосфор використовують при отриманні йодистоводородной і бромистоводородной кислот. Фосфид цинку Zn3Р2применяют для боротьби з гризунами. Білий фосфор використовують у військовій справі для запалювальних бомб, а також для димообразующих снарядів, шашок і гранат, що дають димові завіси. Застосування радіоактивного ізотопу фосфору Р32позволіло по-новому освітити поведінку фосфору в рослинах, грунті і добривах. Виняткова чутливість визначення радіоактивного фосфору дає можливість стежити за ходом надходження в рослини фосфатів, за їх розподілом і перетвореннями всередині рослин. Чисту фосфорну кислоту використовують в харчовій і фармацевтичній промисловості. Технічна фосфорна кислота йде для фарбування тканин, виробництва емалей, зубних пломб, а також для виробництва фосфорних добрив.

Література:

1. Угай Я. А. Общая і неорганічна хімія: Навчань. Для студентів вузів, учнів у напрямі і спец. "Хімія". - М.: Висш. шк., 1997 р. 2. Ходаков Ю. В. Неорганічеська хімія. Ізд. 4-е, переработ. М., "Освіта", 1972 р. 3. Неорганічна хімія під редакцією І. Н. Заозерського. М.: Висш. шк. 1963 р.