Азот и фосфор
ot;царская водка". Она растворяет даже золото и
платину, которые не растворяются в азотной, а тем более в соляной
кислоте. Ее окислительная активность обусловлена снижением редокс -
потенциала растворяющихся металлов, т. е. усилением их
восстановительных свойств за счет образования прочных хлоридных
комплексов:
Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О
Соли азотной кислоты - нитраты - известны почти для всех металлов.
Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в воде. В кислых
водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем
азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают
окислительными свойствами. Сильными окислителями они являются в
расплавах, когда происходит разложение с выделением кислорода. Оксид
азота (+5) при взаимодействии со 100%-ным пероксидом водорода образует
пероксоазотную (надазотную) кислоту:
N2О5 + 2Н2О2 = 2НNО4 + Н2О
Пероксоазотная кислота нестойка, легко взрывается, водой полностью
гидролизуется:
О
Н-О-О-N + Н2О = Н2О2 + НNО3
О
Соединения с неметаллами
Известны все галогениды азота NГ3. Трифторид NF3 получают
взаимодействием фтора с аммиаком:
3F2 + 4NН3 = 3 NН4F + NF3
Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают
пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы
фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой.
К различным химическим реагентам и к нагреванию NF3 весьма устойчив.
Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы и
реакционноспособны. NCl3 образуется при пропускании газообразного
хлора в крепкий раствор хлорида аммония:
3Cl2 + NН4Сl = 4НСl + NCl3
Трихлорид азота представляет собой легколетучую (tкип = 71 град.С)
жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев или удар сопровождается
взрывом с выделением большого количества теплоты. При этом NCl3
распадается на элементы. Тригалогениды NBr3 и NI3 еще менее стабильны.
Производные азота с халькогенами очень неустойчивы вследствие их
сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при нагреве и ударе
взрываются.
Соединения с металлами
Солеобразные нитриды получают прямым синтезом из металлов и азота.
Водой и разбавленными кислотами солеобразные нитриды разлагаются:
Мg3N2 + 6N2 = 3Мg(ОН)2 + 2NH3
Са3N2 + 8НСl = 3СаСl2 + 2NH4Сl
Обе реакции доказывают основную природу нитридов активных металлов.
Металлоподобные нитриды получают нагреванием металлов в атмосфере
азота или аммиака. В качестве исходных веществ могут применяться
оксиды, галогениды и гидриды переходных металлов:
2Та + N2 = 2ТаN; Мn2О3 + 2NH3 = 2МnN + 3Н2О
СrCl3 + NH3 = СrN + 3НСl; 2ТiН2 + 2NH3 = 2ТiN +5Н2
Применение азота и азотсодержащих соединений
Область применения азота очень велика - производство удобрений,
взрывчатых веществ, нашатырного спирта, который используют в
медицине. Азотсодержащие удобрения являются самыми ценными. К таким
удобрениям относится аммиачная селитра, мочевина, аммиак, натриевая
селитра. Азот является неотъемлемой часть белковых молекул, поэтому он
и необходим растениям для нормального роста и развития. Такое важное
соединение азота с водородом, как аммиак, используют в холодильных
установках, аммиак, циркулируя по замкнутой системе труб, при своем
испарение отнимает большое количество теплоты. Калийная селитра идет
на производство дымного пороха, а порох используют в охотничьих
ружьях, для разведки рудных ископаемых, залегающих под землей. Без
дымный порох получают из пироксилина - сложного эфира целлюлозы и
азотной кислоты. Органические взрывчатые вещества на основе азота
используют для прокладки тоннелей в горах (тротил, нитроглицерин).
Фосфор
История открытия фосфора
Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в поисках
"философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи с углем без
доступа воздуха. Выделенное вещество светилось на воздухе и затем
загоралось. За это свойство Брандт дал ему название "фосфор", т.е.
носящий свет ("светоносец").
После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом,
т.к. содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И лишь
после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ получение
фосфора из костей, стало возможным получение его в значительных
количествах.
Особенности фосфора
Второй типический элемент типический элемент в пятой группе
является неметаллом. Наивысшая степень окисления, которую может
проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие фосфор в степени
окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же
время соединения фосфора +5 в растворах окислителями не являются.
Кислородные соединения фосфора более устойчивы, чем таковые азота.
Водородные же соединения менее стабильны.
Природные соединения и получение фосфора
По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и
хлор. В отличие от азота фосфор встречается в природе только в виде
соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х -
фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого
является Са3(РО4)2. Кроме того, фосфор входит в состав некоторых
белковых веществ и содержится в растениях и организмах животных и
человека.
Из природного фосфорсодержащего сырья свободный фосфор получают
высокотемпературным восстановлением (1500 град.С) коксом в присутствии
песка. Последний связывает оксид кальция в шлак - силикат кальция. В
случае восстановления фосфорита суммарная реакция может быть
представлена уравнением:
Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2
Образующийся угарный газ и парообразный фосфор поступают в холодильник
с водой, где происходит конденсация с образованием твердого белого
фосфора.
Физические и химические свойства
Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные молекулы Р4,
имеющие форму тетраэдра. При более высоких температурах происходит
термическая диссоциация и в смеси возрастает содержание двухатомных
молекул Р2. Распад последних на атомы фосфора наступает выше 2500
град.С.
Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет
молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы
молекулы Р4. Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч,
легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных
растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма
реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с
кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на
воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор
хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень
токсичен.
При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор
переходит в красную модификацию. Красный фосфор представляет собой
полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде, менее токсичное,
чем белый фосфор. Окисляется красный фосфор труднее белого, не
светится в темноте и воспламеняется лишь при 250 град.С.
Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор.
Его получают аллотропным превращением белого фосфора при температуре
220 град.С и давлении 1200 МПа. По внешнему виду он напоминает графит.
Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из
гофрированных слоев. Как и в красном фосфоре, здесь каждый атом
фосфора связан ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между
атомами фосфора 0,387 нм. Белый и красный фосфор - диэлектрики, а
черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны 0,33 эВ. В
химическом отношении черный фосфор наименее реакционноспособен,
воспламеняется лишь при нагревании выше 400 град.С.
Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с
металлами: 3Са + 2Р = Са3Р2
Как восстановитель фосфор выступает в реакциях с активными неметаллами
- галогенами, кислородом, серой, а также с сильными окислителями:
2Р + 3S = Р2S3 2Р + 5S = Р2S5
С кислородом и хлором взаимодействует аналогично.
Р + 5НNО3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О
В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует:
8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2
Фосфорсодержащие кислоты и их соли
Химический оксид фосфора (+3) имеет кислотную природу:
Р2О3 + 3Н2О = 2Н3РО3
Фосфористая кислота - бесцветные легкоплавкие хорошо растворимые в
воде кристаллы. По химическому строению она представляет собой
искаженный тетраэдр, в центре которого находится атом фосфора с sр3 -
гибридными орбиталями, а вершины заняты двумя гидроксогруппами и
атомами водорода и кислорода. Атом водорода, непосредственно
соединенный с фосфором, не способен к замещению, а потому фосфористая
кислота максимум двухосновна и нередко ее изображают формулой
Н2[НРО3]. Фосфористая кислота - кислота средней силы. Соли ее -
фосфиты получают взаимодействием Р2О3 со щелочами:
Р2О3 + 4NаОН = 2Nа2НРО3 + Н2О
Фосфиты щелочных металлов и кальция легко растворимы в воде.
При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:
4Н3РО3 = РН3 + 3Н3РО4
Фосфористая кислота окисляется многими окислителями, в том числе
галогенами, например:
Н3РО3 + Сl2 + Н2О = Н3РО4 + 2НСl
Получают обычно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфора:
РГ3 + 3Н2О = Н3РО3 + 3НГ
При нагревании однозамещенных фосфитов получаются соли пирофосфористой
(дифосфорист
| |  скачать работу |
Азот и фосфор |
