Нітроген і Фосфор. Сполуки Нітрогену та фосфору – Неметали
Хімія
Неорганічна хімія
Неметали
Нітроген і Фосфор. Сполуки Нітрогену та фосфору
Нітроген і Фосфор
Елементи Нітроген і Фосфор розташовані в V групі Періодичної системи, Нітроген у 2-му періоді, Фосфор – у 3-му.
Електронна конфігурація атома Нітрогену:
Валентність Нітрогену: III і IV, ступінь окиснення в сполуках: від –3 до +5.
Будова молекули азоту: 
, 
.
Електронна конфігурація атома Фосфору:
Електронна конфігурація атома Фосфору в збудженому стані:
Валентність Фосфору: III і V, ступінь окиснення в сполуках: –3, 0, +3, +5.
Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку й запаху, небагато легший за повітря
г/моль, 
г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення –210 °С, кипіння –196 °С.Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.
. У повітрі об’ємна частка азоту складає 78,1 %, масова – 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в грунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах.Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв’язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких
. Фосфор – життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).Одержання азоту й фосфору.
Азот Одержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має найнижчу температуру кипіння з усіх атмосферних газів, із рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту: 
.
Фосфор Одержують з апатитів чи фосфоритів при прожарюванні їх із коксом і піском за температури 
:
Хімічні властивості азоту.
1) Взаємодія з металами. Речовини, що утворюються в результаті цих реакцій, називаються нітридамИ.
За кімнатної температури азот реагує тільки з літієм:
З іншими металами азот реагує за високих температур:
– алюміній нітрид
2) Взаємодія з неметалами.
Із воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску і температури:
– амоніак
За дуже високих температур (близько 
) азот реагує з киснем:
– нітроген(ІІ) оксид
Хімічні властивості фосфору.
1) Взаємодія з металами.
При нагріванні фосфор реагує з металами:
– кальцій фосфід
2) Взаємодія з неметалами.
Білий фосфор самозаймається, а червоний горить при підпалюванні:
– фосфор(V) оксид
За недостачі кисню утворюється фосфор(ІІІ) оксид (дуже отруйна речовина):
Взаємодія з галогенами:
Взаємодія із сіркою:
Амоніак
Молекулярна формула амоніаку: 
.
Електронна формула: 
Структурна формула: 
Фізичні властивості амоніаку. Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже у два рази легший за повітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння 
, температура плавління 
. Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при 
в 1 об’ємі води розчиняється до 700 об’ємів амоніаку, при 
– 1200 об’ємів.
Одержання амоніаку.
1) Амоніак у лабораторії одержують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) і амоній хлориду (нашатирю):
2) Амоніак у промисловості одержують із простих речовин – азоту й водню:
Хімічні властивості амоніаку. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості.
1) Горіння в атмосфері чистого кисню чи в підігрітому повітрі:
2) Окиснення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розпечена платина):
3) Оборотна взаємодія з водою:
Наявність йонів 
обумовлює лужне середовище розчину амоніаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна вода. Йони амонію 
існують тільки в розчині. Виділити амоній гідроксид 
як самостійну сполуку неможливо.
4) Відновлення металів з їхніх оксидів:
5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція з’єднання):
– амоній нітрат.
Застосування амоніаку. Велика кількість амоніаку витрачається на одержання нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні й наступному випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках. Водні розчини амоніаку використовують як нітратні добрива.
Солі амонію
Солі амонію – це солі, що містять як катіон групу 
. Наприклад, 
– амоній хлорид, 
– амоній нітрат, 
– амоній сульфат.
Фізичні властивості солей амонію. Білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді.
Одержання солей амонію. Солі амонію утворюються при взаємодії газоподібного амоніаку чи його розчинів із кислотами:
Хімічні властивості солей амонію.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з іншими солями:
3) Взаємодія з кислотами:
4) Взаємодія з лугами:
Ця реакція є якісною на солі амонію. Амоніак, що виділяється, визначають за запахом чи посинінням вологого індикаторного паперу.
5) Розкладання при нагріванні:
Застосування солей амонію. Солі амонію застосовуються в хімічній промисловості і як мінеральні добрива в сільському господарстві.
Нітроген оксиди і фосфор оксиди
Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: 
; NO; 
; 
; 
; 
.
Усі нітроген оксиди отруйні. Оксид 
має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси й назва – “звеселяючий газ”. Оксид 
подразнює дихальні шляхи і слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він потрапляє в атмосферу у вигляді “лисячого хвоста” – червоно-брунатного забарвлення.
Фосфор оксиди: 
і 
. Фосфор(V) оксид 
– найбільш стабільний оксид за звичайних умов.
Одержання нітроген оксидів і фосфор оксидів.
При безпосередньому сполученні молекулярних азоту й кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид:
Інші оксиди одержують непрямим шляхом.
Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря:
Хімічні властивості нітроген оксидів.
1) 
– окисник, може підтримувати горіння:
Не реагує з водою і лугами.
2) NO – легко окиснюється:
Не реагує з водою і лугами.
3) 
– кислотний оксид:
4) 
– сильний окисник, кислотний оксид:
У присутності надлишку кисню:
Димеризується, утворюючи оксид 
– безбарвну рідину: 
. Реакція оборотна. При –11 °С рівновагу практично зміщено в бік утворення 
, а при 140 °С – у бік утворення 
.
5) 
– кислотний оксид:
Хімічні властивості фосфор(V) оксиду. Фосфоровмісні кислоти.
– типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-, орто – і двофосфатнА. При розчиненні 
у воді спершу утворюється метафосфатна кислота:
При тривалому кип’ятінні 
з водою – ортофосфатна кислота:
При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:
Застосування нітроген оксидів та фосфор оксидів.
Нітроген(IV) оксид використовується у виробництві нітратної кислоти, нітроген(І) оксид – у медицині.
Фосфор(V) оксид використовують для осушування газів і рідин, а в окремих випадках – для відщеплення від речовин хімічно зв’язаної води.
Нітратна й фосфатна кислоти
Фізичні властивості ортофосфатної (фосфатної) кислоти. За звичайних умов – тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плавлення +42,3 
. У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв’язків. Цим зумовлена підвищена в’язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин – електроліт середньої сили.
Фізичні властивості нітратної кислоти. Безводна (100%-на) кислота – безбарвна рідина, що сильно пахне, температура кипіння 
. У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір, внаслідок розкладання та утворення вищих нітроген оксидів, у тому числі й бурого газу 
. Добре змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.
Одержання фосфатної кислоти.
1) З її солей, що містяться у фосфатних мінералах (апатитах і фосфоритах), при дії сульфатної кислоти:
2) Гідратацією фосфор(V) оксиду:
Одержання нітратної кислоти.
1) Із сухих солей нітратної кислоти при дії на них концентрованої сульфатної кислоти:
2) Із нітроген оксидів:
3) Промисловий синтез нітратної кислоти:
– каталітичне окиснення амоніаку, каталізатор – платина.
– окиснення киснем повітря.
– поглинання 
водою в присутності кисню.
Хімічні властивості фосфатної кислоти. Виявляє всі типові властивості кислот. Фосфатна кислота – триосновна, утворює два ряди кислих солей – дигідрофосфати І гідрофосфатИ.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з оксидами металів:
3) Взаємодія з основами:
4) Взаємодія із солями. Реакція з аргентум нітратом є якісною на йон 
– випадає жовтуватий осад аргентум фосфату:
5) Взаємодія з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:
Хімічні властивості нітратної кислоти. Нітратна кислота – сильний окисник.
1) Дисоціація: 
2) Взаємодія з оксидами металів:
3) Взаємодія з основами:
4) Взаємодія із солями:
5) Взаємодія з металами. При взаємодії з металами концентрованої і розведеної нітратної кислоти утворюється сіль (нітрат), нітроген оксиди, азот або амоніак і вода.
Застосування ортофосфатної й нітратної кислот.
Ортофосфатна кислота Широко використовується у виробництві мінеральних добрив. Вона не отруйна й використовується в харчовій промисловості для виготовлення сиропів, напоїв (кока-коли, пепсі-коли).
Нітратна кислота Витрачається на виробництво нітратних добрив, вибухових речовин, ліків, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Концентрована нітратна кислота застосовується в ракетній техніці як окисник ракетного палива.
Нітрати
Солі нітратної кислоти – нітратИ. Це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні. Натрій, Калій, Кальцій і амоній нітрати називають також селітрамИ.
Одержання нітратів.
1) Взаємодія нітратної кислоти з основами:
2) Взаємодія нітратної кислоти з основними оксидами:
3) Взаємодія нітратної кислоти з металами, амоніаком:
4) Взаємодія нітратної кислоти із солями:
Хімічні властивості нітратів. Нітрати мають хімічні властивості, які є типовими для солей (взаємодія з кислотами, солями, основами). Характерним є розклад при нагріванні. Продукти розкладу визначаються місцем металу в електрохімічному ряді напруг.
Наприклад:
Якісною реакцією на нітрат-іон 
є нагрівання розчину випробуваної солі з концентрованою сульфатною кислотою і міддю. Сульфатна кислота витісняє нітратну з її солі та реагує з міддю, нарешті спостерігається виділення бурого газу:
Застосування нітратів. В основному нітрати застосовуються у виробництві добрив, вибухових речовин, нітратної кислоти, а також скла, ліків, для обробки та консервування харчових продуктів.
Фосфати
Солі фосфатної кислоти – фосфатИ. Ортофосфатна кислота – триосновна кислота, тому вона утворює три ряди солей: середні – фосфати 
і два ряди кислих солей – гідрофосфати 
і дигідрофосфати 
. Кислі солі розчиняються у воді краще, ніж середні.
Одержання фосфатів. Взаємодія ортофосфатної кислоти:
1) з основами:
2) оксидами металів:
3) металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:
4) солями:
Хімічні властивості фосфатів. Фосфати мають усі типові хімічні властивості солей. Характерними для них є переходи від дигідро – до гідрофосфатів і фосфатів:
Кислі солі, до складу яких входять атоми Гідрогену, утворюються при надлишку кислоти в реакційній суміші.
Якісною реакцією на фосфат-йон 
є взаємодія досліджуваної солі з аргентум нітратом. При цьому випадає жовтий осад 
:
.
Застосування фосфатів. Фосфати в основному застосовуються як мінеральні добрива, а також для виробництва фосфатних кислот, фосфору.
Мінеральні добрива
Речовини, що вносяться в грунт для підвищення врожайності, називаються добривамИ.
Нітратні добрива поділяються на дві групи: мінеральні (селітри 
, 
, 
, 
, рідкий амоніак) та органічні (гній, компост, бобові рослини).
Фосфатні добрива. Мінеральні солі поглинаються рослинами тільки в розчиненому вигляді, тому використовуються фосфатні добрива як кислі солі – вони краще середніх розчиняються у воді.
Найважливіші фосфатні добрива:
– подвійний суперфосфат 
,
– простий суперфосфат 
,
– преципітат 
,
– фосфоритне борошно 
.
Комбіновані добрива містять декілька необхідних рослині елементів, наприклад: 
, 
– амофоси містять Нітроген і Фосфор. Суміш амофосів із калійною селітрою називається “амофосна” і містить також калій.
(1 votes, average: 5.00 out of 5)
Loading...