Теоретичний мінімум.

Нітроген належить до р-елементів VА-групи другого періоду. Будова зовнішньої електронної оболонки атома 2s²2р³. Завдяки наявності п'яти зовнішніх електронів вищий позитивний ступінь окиснення азоту +5, нижчий -3.

Велика частина азоту знаходиться в природі у вільному стані, вільний азот є головною складовою частиною повітря, яке містить 78,2%(об.) азоту. Загальний вміст нітрогену в земній корі становить 0,04% (мас.).

Азот – безбарвний газ, що не має запаху, малорозчинний у воді, хімічно малоактивний через наявність потрійного зв'язку в його молекулі. Проте при нагріванні починає реагувати з багатьма металами; з воднем азот вступає у взаємодію при високих температурах, тиску і при наявності каталізатора. Реакція з киснем починається при 3000-4000 ⁰С.

Нітроген утворює декілька сполук з Гідрогеном; з них щонайбільше значення має амоніак – безбарвний газ із різким запахом, добре розчинний у воді. Розчин амоніаку у воді називають нашатирним спиртом. Взаємодія амоніаку з водою призводить до утворення гідратів амоніаку і частково йона амонію:

NH₃ + H₂O ↔ NH₃ * H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-.

Водний розчин амоніаку являє собою слабку основу. Розчини солей, які утворені аміаком і сильними кислотами мають кислу реакцію. Гідроліз йона амонію полягає в зворотному переході протона від йона амонію до молекули води:

NH₄⁺ +H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺.

При додаванні лугу до водного розчину солі амонію відбувається процес, який можна виразити рівнянням:

NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₃ + H₂O.

При нагріванні розчин амоніаку випаровується, в чому неважко переконатися за запахом. Таким чином, наявність будь-якої амонійної солі в розчині можна визначити при нагріванні розчину з лугом.

В амоніаку нітроген має низький ступінь окиснення -3 і володіє тільки відновними властивостями.

Нітроген утворює з оксигеном ряд оксидів, властивості яких наведені в таблиці 12.1

Таблиця 12.1. – Оксиди азоту та їх властивості

Ступінь окислення азоту в оксиді	Формула оксиду	Агрегатний стан за стандартних умов, колір	Кислотно- основні властивості
+1	N2O	Безбарвний газ	Солей не утворюють
+2	NO	Безбарвний газ
+3	N2O3	Синя рідина	Кислотний
+4	NO2	Червоно-бурий газ	Кислотний
+5	N2O5	Безбарвні кристали	Кислотний

Нітратна кислота. Чиста нітратна кислота HNO₃ – безбарвна рідина густиною 1,51 г/см³. Нітратна кислота належить до числа найбільш сильних кислот, в розбавлених розчинах вона повністю розпадається на іони.

Нітратна кислота – один з енергійних окисників, діє майже на всі метали. Схеми взаємодії нітратної кислоти з металами наведені в таблицях 12.2 і 12.3.

Таблиця 12.2. - Взаємодія розбавленої азотної кислоти з металами

HNO3(розб) (окисник N+5)
Активні	Середньої активності		Малоактивні
реагують	реагують пасивується Тi	реагують: Cu,Hg,Ag	не реагують: Ru, Os, Rh, Ir, Pt
Кислота відновлюється переважно до таких продуктів:
NH4NO3	N2, N2O	NO		-

Таблиця12.3. - Взаємодія концентрованої азотної кислоти з металами

HNO3(конц) (окисник N+5)
Активні	Середньої активності		Малоактивні
реагують	реагують, реагують і пасивуються Al, Ti, Cr, Fe	Реагують Cu, Hg, Ag	не реагують: Au, Ru, Os, Rh, Pt
Кислота відновлюється переважно до NO2

Багато неметалів, зокрема сірка і фосфор, легко окиснюються нею, перетворюючись на відповідні кислоти:

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO.

Солі азотної кислоти називаються нітратами. Найбільш важливе значення мають нітрати калію, натрію, кальцію і амонію, які на практиці називають селітрами і використовують як добрива.

Фосфор - хімічний елемент 15-ї групи (за застарілою класифікації - головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи; має атомний номер 15. Один з поширених елементів земної кори: його вміст становить 0,08-0,09% її маси. Концентрація в морській воді 0,07 мг / л. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні. Міститься в тваринних тканинах, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук ( АТФ, ДНК), є елементом життя.

Елементарний фосфор у звичайних умовах являє собою кілька стійких аллотропических модифікацій. Зазвичай виділяють чотири модифікації простого речовини - білий, червоний, чорний і металевий фосфор.

Хімічна активність фосфору значно вище, ніж у азоту. Хімічні властивості фосфору визначаються його аллотропной модифікацією. Білий фосфор дуже активний, в процесі переходу до червоного і чорного фосфору хімічна активність різко знижується. Білий фосфор на повітрі світиться в темряві, світіння обумовлене окисленням парів фосфору до нижчих оксидів.