Получение:

• Путём дегидратации азотной кислоты HNO₃ с помощью P₂O₅:

• Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:

(по другим данным, тут будет образовываться хлорид серебра и хлорнитрат);

• Путём взаимодействия оксида азота(IV) с озоном:

Химические свойства:Типичный кислотный оксид. N2o5 легко летуч и крайне неустойчив. Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:

Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

АЗОТНАЯ КИСЛОТА.

Азотная кислота — одно из важнейших соединений азота: в больших количествах она расходуется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ и органических красителей, служит окислителем во многих химических процессах, используется в производстве серной кислоты по нитрозному способу, применяется для изготовления целлюлозных лаков, кинопленки.

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

Чистая азотная кислота HNO3— бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см3, при —42 °С застывающая в прозрачную кристаллическую массу. На воздухе она, подобно концентрированной соляной кислоте, «дымит», так как пары ее образуют с влагой воздуха мелкие капельки тумана.

Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно разлагается:

4HNO3=4NO2↑ + O2↑ + 2Н2O

Чем выше температура и чем концентрированнее кислота, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диоксид азота растворяется в кислоте и придает ей бурую окраску.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н⁺ и NO3^-.

Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота— один из энергичнейших окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера при кипячении с азотной кислотой постепенно окисляется в серную кислоту, фосфор — в фосфорную. Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную HNO3, ярко разгорается.

Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые металлы — в оксиды.

Концентрированная HNO3 пассивирует некоторые металлы, Еще Ломоносов открыл, что железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется в холодной концентрированной HN03. Позже было установлено, что аналогичное действие азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под действием концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние.

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна +5. Выступая в качестве окислителя, HNO3 может восстанавливаться до различных продуктов:

NO2, N2O3, NO, N2O, N2, NH4NO3.

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например, с медью, выделяется NO. В случае более активных металлов— железа, цинка — образуется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами — цинком, магнием, алюминием — с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.

Для иллюстрации приведем схемы реакций окисления некоторых металлов азотной кислотой :

Сu + HNO3 (конц) —> Cu(NO3)2 + N02↑ + Н2O

Сu + HNO3 (разбавл.) —> Сu(NO3)2 + NO↑ + Н2O

Mg + HNO3 (разбавл.) —> Mg(NO3)2 + N2O↑ + Н2O

Zn + HNO3 (очень разбавл.) —> Zn (NO3)2 + NH4NO3 + H2O

При действии азотной кислоты на металлы водород, как правило, не выделяется.

При окислении неметаллов концентрированная азотная, кислота, как и в случае металлов, восстанавливается до NO2, например

S + 6HNO3 = H2S04 + 6N02↑ + 2Н2O

Более разбавленная кислота обычно восстанавливается до NO, Например:

ЗР + 5HNO3 + 2Н2O = ЗН3РO4 + 5NO↑

Приведенные схемы иллюстрируют наиболее типичные случаи взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами. Вообще же, окислительно-восстановительные реакции, идущие с участием HNO3, протекают сложно.

Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3—4 объемов концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Царская водка растворяет некоторые металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой, в том числе и «царя металлов» — золото. Действие ее объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азо-та(III), или хлорида нитрозила, NOCI:

HNO3 + ЗНСl = Сl2 + 2Н2O +NOCl

Хлорид нитрозила является промежуточным продуктом реакции и разлагается:

2NOCl = 2NO + Сl2

Хлор в момент выделения состоит из атомов, что и обусловливает высокую окислительную способность царской водки. Реакции окисления золота и платины протекают в основном согласно следующим уравнениям:

Au + HNO3 + ЗНСl = АuСl3 + NO↑ + 2Н2O

3Pt + 4HN03 + 12НСl = 3PtCl4 + 4NO↑ + 8H2O

С избытком соляной кислоты хлорид золота (III) и хлорид платины (IV) образуют комплексные соединения Н[АuСl4] и H2[PtCl6].

На многие органические .вещества азотная кислота действует так, что один или несколько атомов водорода в молекуле органического соединения замещаются нитрогруппами — NO2. Этот процесс называется нитрованием и имеет большое значение в органической химии.

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитриты:

2KNO3 = 2KNO2 + O2↑

Нитраты большинства остальных металлов при нагревании распадаются на оксид металла, кислород и диоксид азота. Например:

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2↑

Наконец, нитраты наименее активных металлов (например, серебра, золота) разлагаются при нагревании до свободного металла:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2↑

Легко отщепляя кислород, нитраты при высокой температуре являются энергичными окислителями. Их водные растворы, напротив, почти не проявляют окислительных свойств.

СТРОЕНИЕ НИТРАТ-ИОНА.

Свободный ион NO3- в газовой фазе имеет геометрическое строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N—О 0,121 нм. В кристаллических и газообразных нитратах ион NO3- в основном сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространств, строение нитратов.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ НИТРАТОВ.

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды, соли.

СОВРЕМЕННЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ.

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %.

АЗОТНЫЕ УДОБРЕНИЯ.

Наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами.

Нитрат натрия NaNO3, или натриевая селитра, иногда называемая также чилийской селитрой, встречается в большом количестве в природе только в Чили.

Нитрат калия KNO3, или калийная селитра, в небольших количествах также встречается в природе, но главным образом получается искусственно при взаимодействии нитрата натрия с хлоридом калия.

Обе эти соли используются в качестве удобрений, причем нитрат калия содержит два необходимых растениям элемента: азот и калий. Нитраты натрия и калия применяются также при стекловарении и в пищевой промышленности для консервирования продуктов.

Нитрат кальция Ca(NO3)2, или кальциевая селитра, получается в больших количествах нейтрализацией азотной кислоты известью; применяется как удобрение.

Нитрат аммония NH4NO3 – аммиачная селитра.

Все эти селитры применяются как азотные удобрения.

ФОСФОР.

Фосфор в природе. Получение и свойства фосфора. Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,1 % (масс.). Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается. Из природных соединений фосфора самым важным является ортофосфат кальция Ca3(PO4)2, который в виде минерала фосфорита иногда образует большие залежи. Часто встречается также минерал апатит, содержащий, кроме Са3(Р04)2, еще CaF2 или СаСl2. Огромные залежи апатита были открыты в двадцатых годах нашего столетия на Кольском полуострове. Это месторождение по своим запасам самое большое в мире.

Фосфор, как и азот, необходим для всех живых существ, так как он входит в состав некоторых белков как растительного, так и животного происхождения. В растениях фосфор содержится главным образом в белках семян, в животных организмах — в белках молока, крови, мозговой и нервной тканей. Кроме того, большое количество фосфора содержится в костях позвоночных животных в основном в виде соединений ЗСа3(РO4)2∙Са(ОН)2 и ЗСа3(РO4)2∙СаСO3∙Н2O. В виде кислотного остатка фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот — сложных органических полимерных соединений, содержащихся во всех живых организмах. Эти кислоты принимают непосредственное участие в процессах передачи наследственных свойств живой клетки.

ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ ФОСФОРА.

Фосфор может существовать в трех кристаллических модификациях: стабильный фиолетовый и две метастабильные – белый I и белый II (рис. 4). Очевидно, что взаимные превращения метастабильных модификаций являются энантиотропными(Взаимные превращения кристаллических модификаций, самопроизвольные как в прямом, так и в обратном направлении в зависимости от условий, на-зываются энантиотропными.).

Напротив, относительно устойчивое равновесие в системе «фиолетовый

фосфор – белый фосфор I» всегда самопроизвольно смещается в сторону только

стабильной модификации – фиолетового фосфора.

Действительно, согласно диаграмме состояния давление пара над белым

фосфором I при любой температуре метастабильного равновесия всегда выше

давления пара над фиолетовым фосфором:

Р(Б,I) > Р(Ф), а потому всегда справедливо условие

µ P_(Б,I) > µ P_(Ф), и самопроизвольным будет переход

Р(Б,I) → Р(Ф), в то время как обратный переход всегда будет термодинамически невозможным.

Взаимные превращения кристаллических модификаций, которые могут

протекать самопроизвольно только в одном направлении, называются монотропными.

СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА С ВОДОРОДОМ, ИХ СВОЙСТВА, ПОЛУЧЕНИЕ.

С водородом фосфор образует газообразный фосфористый водород, или фосфин, РН3. Его можно получить кипячением белого фосфора с раствором щелочи или действием соляной кислоты на фосфид кальция Са3Р2:

Са3Р2 + 6НС1 = ЗСаСl2 + 2PH3↑

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Разложение йодида фосфония:

Разложение фосфоновой кистоты:

или её восстановление:

Фосфин — бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый.(Одновременно с фосфином иногда образуется небольшое количество жидкого дифосфина P2H4, пары которого самовоспламеняются на воздухе). При его горении образуются фосфорный ангидрид и вода:

2РН3 + 4O2 = Р2O5 + ЗН2O

Основные свойства выражены у фосфина слабее, чем у аммиака. Он образует соли только с наиболее сильными кислотами, например НСlO4, НСl. В этих солях катионом является ион фосфония РН4⁺. Примером может служить хлорид фосфония РН4Сl. Соли фосфония — очень непрочные соединения; при взаимодействии с водой они разлагаются на галогеноводород и фосфин.

Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s²) ниже, чем у азота (2s²) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH₄⁺ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Соли фосфина, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

РАЗЛИЧИЕ В СТРОЕНИИ И СВОЙСТВАХ АММИАКА И ФОСФИНА, СОЛЕЙ АММОНИЯ И ФОСФОНИЯ.

Неодинаковые свойства фосфина и аммиака связаны со следующими особенностями строения этих соединений. Прежде всего длина связи N—Н (1,014 А) значительно меньше, чем длина связи Р—Н (1,42 А). В то же время полярность молекулы NH3 (дипольный момент 1,47 D) существенно превышает полярность фосфина (дипольный момент 0,55 D). Это объясняется отсутствием у фосфина 5р3-гибридиза-ции валентных электронов, характерной для NH3.

Действительно, валентный угол HNH в NH3 близок к 109° (107,3°), что свидетельствует о тетраэдрическом расположении трех связен N—Н и неподеленной пары электронов. Напротив, в РН3 углы между связями Р—Н равны 93,5°, т. е. близки к 90°, что говорит о р-характере этих связей, или об отсутствии 5р3-гибридизации. Следовательно, неподеленная пара электронов (3s2) у фосфора в РН3 располагается на s-орбитали, имеет сферическую симметрию. Такое строение фосфина чрезвычайно затрудняет образование донорно-акцепторных связей с его участием как донора электронов. Именно затрудненная 5p3-гибридизация орбиталей атома фосфора, таким образом, обусловливает слабость донорных свойств фосфина И соответственно его плохо выраженные основные свойства.

Основные свойства выражены у фосфина слабее, чем у аммиака.( объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s²) ниже, чем у азота (2s²) в аммиаке). Он образует соли только с наиболее сильными кислотами, например НСlO4, НСl. В этих солях катионом является ион фосфония РН4⁺. Примером может служить хлорид фосфония РН4Сl. Соли аммония устойчивее солей фосфония. Соли фосфония — очень непрочные соединения; при взаимодействии с водой они разлагаются на галогеноводород и фосфин.

Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака.

ФОСФИДЫ, ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ.

Фосфиды — бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления.

Большинство фосфидов представляют собой соединения фосфора с типичными металлами, которые получаются прямым взаимодействием простых веществ:

Na + P_{(красн.)} → Na₃P + Na₂P₅ (200 °C)

Фосфид бора можно получить как прямым взаимодействием веществ при температуре около 1000 °C, так и реакцией трихлорида бора с фосфидом алюминия:

BCl₃ + AlP → BP + AlCl₃ (950 °C)

Фосфиды металлов — неустойчивые соединения, которые разлагаются водой и разбавленными кислотами. При этом получается фосфин и, в случае гидролиза, — гидроксид металла, в случае взаимодействия с кислотами — соли.

Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2PH₃

Ca₃P₂ + 6HCl → 3CaCl₂ + 2PH₃

При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются. Плавятся под избыточным давлением паров фосфора.

Фосфид бора BP, наоборот, тугоплавкое (t_пл. 2000 °C, с разложением), весьма инертное вещество. Разлагается только концентрированными кислотами-окислителями, реагирует при нагревании с кислородом, серой, щелочами при спекании.

Из фосфидов нашли широкое применение GaP и InP как полупроводниковые и оптоэлектронные материалы. Кроме того, их применяют в сцинтилляционных счетчиках, фотоэлектронных умножителях, а также в солнечных батареях. Твердые растворы GaP - InP служат источником лазерного излучения в определенном диапазоне длин волн.

СОЕДИНЕНИЕ ФОСФОРА С ГАЛОГЕНАМИ, ИХ СТРОЕНИЕ.

Фосфор непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества теплоты. Образует три- и пентагалогениды. Практическое значение имеют главным образом соединения фосфора с хлором. Хлорид фосфора(III), или треххлористый фосфор, РСl3 получается при пропускании хлора над расплавленным фосфором. Он представляет собой жидкость, кипящую при 75 °С.

При действии воды РСl3 полностью гидролизуется с образованием хлороводорода и фосфористой кислоты Н3РO3:

РСl3 + ЗН2O = Н3РО3 + ЗНСl

При пропускании хлора в треххлористый фосфор получается хлорид фосфора(V), или пятихлористый фосфор, РСl5, который при обычных условиях образует твердую белую массу. Пятихлористый фосфор тоже разлагается водой с образованием хлороводорода и фосфорной кислоты. Аналогичные соединения фосфор образует с бромом, иодом и фтором; однако для иода соединение состава PI5 неизвестно.

Молекулы РГ₅ имеют структуру тригональной бипирамиды с атомом фосфора в центре в состоянии sp³d-гибридизации.

Пространственное строение галогенидов РГ₃ отвечает треугольным пирамидам с атомом Р в вершине в состоянии sp³d-гибридизации.

. В твердом состоянии все тригалогениды образуют кристаллы с молекулярной структурой.

Хлориды фосфора применяются при синтезах различных органических веществ.

ОКСОГАЛОГЕНИДЫ ФОСФОРА.

Галогениды и оксогалогениды фосфора - крупнотоннажные продукты химического производства, использующиеся в синтезе фосфорорганических пестицидов. Они относятся к классу высокотоксичных для млекопитающих соединений.

При частичном гидролизе пентагалогенидов фосфора образуются оксогалогениды:

Пентогалогениды фосфора при незначительном нагревании реагируют с фосфорным ангидридом, образуя оксогалогениды:

6PCl5 + P4O10 = 10POCl3

ФОСФОРНЫЙ АНГИДРИД, СТРОЕНИЕ ЕГО МОЛЕКУЛЫ.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид, Р205 образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы. Плотность его пара соответствует формуле Р4О10.

Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой и потому применяется как очень сильное водоотнимающее средство. На воздухе оксид фосфора(V), притягивая влагу, быстро превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.