Главные элементы жизни: азот и фосфор

                                                                 

 

Качественная реакция на ион  аммония. Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:

 

                                       NH₄⁺ + OH           H₂O + NH₃           

Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью  или раствором вводят раствор  щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.                                                  

 Оксиды азота.

Азот образует шесть кислородных соединений, в  которых проявляет степени окисления  от +1 до +5: N₂⁺¹O, N⁺²O, N₂⁺³O₃, N⁺⁴O₂, N₂⁺⁴O₄, N₂⁺⁵O₅. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид  азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N₂O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):                                                  

2NO +O₂ = 2NO₂

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при  взаимодействии разбавленной азотной  кислоты и меди:

                      3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO            

Оксид азота (II) получают  также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.

Оксид азота (IV) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO₂ получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:                              

 Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O + 2NO₂       

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:                               

2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂   + O₂                

При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:                      

                2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

HNO₂ малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO₂ в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):                                      

3NO₂ + H₂O =2HNO₃ + NO

В избытке  образуется только азотная кислота:                                        

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид  серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).                                           

    Азотная кислота.

Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:                                     

KNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + KHSO₄

Реакция протекает  при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO₃).

В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота воздуха. Весь процесс  получения азотной кислоты можно  разбить на три этапа:

1.   Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:                    

4NH₃ + 5O₂ = 4NO +6H₂O

2.   Окисление кислородом воздуха NO до NO₂:                    

2NO + O₂ =2NO₂

3.   Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода:                      

      4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86^оС.

Химические свойства. В HNO₃ валентность азота равна 4, степень окисления +5

Разбавленная  азотная кислота проявляет все  свойства кислот. Она относится к  сильным кислотам. В водных растворах  диссоциирует:

                                       HNO₃        H⁺ +NO₃^—

Под действием  теплоты и на свету частично разлагается:     

4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂ O   +  O₂

Поэтому хранят её в прохладном месте.

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит  в том, что она является сильным  окислителем и взаимодействует  почти со всеми металлами.

Применение. Большие количества её расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная  применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.  

При взаимодействии азотной кислоты, с металлами  водород, как правило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота  же, в зависимости от концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений: 

 +5             +4         +3            +2         +1         0          -3      -3

HNO₃ ---- NO₂ ----HNO₂ ---- NO ---- N₂O ----N₂ ---- NH₃(NH₄NO₃)

Образуется  также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и  продукт, образовавшийся в результате реакции:

Концентрированная азотная кислота не действует  на железо, хром, алюминий, золото, платину  и тантал, при взаимодействии с  другими тяжелыми металлами образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксид азота (I).

Разбавленная  азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными металлами, а также с цинком и железом с образованием NH₃(NH₄NO₃). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,                                   

   Конц.                          

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ H₂O                                      

 Разб.                         

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Достаточно  активный металл цинк в зависимости  от концентрации азотной кислоты  может восстанавливать ее до оксида азота (I) N₂O, свободного азота N₂ и даже до аммиака NH₃, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH₄NO₃. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO₃ (очень разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Азотная кислота  взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:                                      

 3P + 5HNO₃ + H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO                                      

C + 4HNO₃ = CO₂ + H₂O + 4NO₂

Одноосновная  кислота образует только соли, называемые нитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO₃ – натриевая селитра, KNO₃ – калийная селитра, NH₄NO₃ – аммиачная селитра, Ca(NO₃)₂ – кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO₃ применяется для приготовления черного пороха.                                         

   

                                                       Фосфор.

Фосфор –  аналог азота, т. к.  электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s²p³. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.

Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор – бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров  фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый  фосфор переходит в красный.

Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и  сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием  белого фосфора при очень большом  давлении.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240^оС. При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800^оС фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800^оС молекулы диссоциируют:

 Р₄                    2Р₂. Последние при температуре выше 2000^оС распадаются на атомы:

Р₂              2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р₂, Р₄ и полимерные вещества.

Фосфор соединяется  со многими простыми веществами –  кислородом, галогенами, серой и  некоторыми металлами, проявляя окислительные  и восстановительные свойства:                           

 2P + 3S =P₂S₃            2P + 3Ca = Ca₃P₂

Реакции с  белым фосфором идут легче, чем с  красным. Соединения фосфора с металлами  называются фосфидами; они легко  разлагаются водой с образованием фосфина РН₃ – очень ядовитого газа с чесночным запахом:

                                      Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃ 

По аналогии с NH₃ фосфин способен к реакциям присоединения:                                                  

 РН₃ + НI = РН₄I                                           

 Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р₂О₃ – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5^оС. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р₂О₅ – белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.

Оксиды и  все кислородные соединения фосфора  намного прочнее аналогичных  соединений азота, что следует объяснить  ослаблением неметаллических свойств  у фосфора по сравнению с азотом.                                             

 Фосфорные кислоты.

Оксид фосфора (V) взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО₃, последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н₃РО₄, при нагревании Н₃РО₄, образуется дифосфорная кислота Н₄Р₂О₇.                                         

3Р₄О₁₀ + 6Н₂О = 4Н₃(РО₃)₃                                         

 Н₃(РО₃)₃ + 3Н₂О = 3Н₃РО₄                             

            2Н₃РО₄ = Н₄Р₂О₇ + Н₂О

Наибольшее  практическое значение имеет фосфорная  кислота, т. к. её соли – фосфаты –  используются в качестве удобрений.  

Фосфорная кислота  – белое твердое вещество. С  водой смешивается в любых  соотношениях. В отличие от азотной  кислоты не является окислителем  и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью  степени окисления +5 из всех возможных  для фосфора.         

 Азот  и фосфор – это главные элементы  жизни, они находятся в человеческом  организме и необходимы для  роста и питания каждому.