1.8.3. Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент.

2. Азот как простое вещество.

3. Аммиак.

4. Соли аммония.

5. Оксиды азота.

6. Азотная кислота и ее соли.

7. Кругооборот азота в природе.

8. Фосфор как химический элемент.

9. Фосфор как простое вещество.

10. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

11. Оксиды фосфора.

12. Фосфорная кислота и ее соли.

13. Кругооборот фосфора в природе.

1. Азот (Нитроген) как химический элемент. Положение в ПС: №7, 2 период, 5 группа, главная подгруппа, А_r = 14. Состав атома: 7p, 7e^-, 7n. Заряд ядра +7, два электронных слоя: 2e^-, 5e^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p³.

Н а внешнем слое 5 электронов, слой не завершён, но близок к завершению, радиус атома маленький (всего два слоя) => высокая ЭО, азот типичный неметалл. Три e^- неспаренные, характерная валентность (III), но наличие не поделенной пары электронов делает возможным образование еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Т.е. максимальная валентность азота равна четырем. Характерна отрицательная степень окисления -3, положительные степени окисления проявляют в соединениях с кислородом и фтором (+1, +2, +3, +4, +5).

Распространение в природе: 0,04% по массе на Земле. Встречается в свободном состоянии (в виде простого вещества в воздухе (78% по объему)); неорганических минералов практически не образует, известны только чилийская селитра (NaNO₃) и индийская селитра (КNO₃). Органоген, содержание в организме человека 3,1% по массе, входит в состав всех белков, нуклеиновых кислот и некоторых липидов.

2. Азот как простое вещество. Строение молекулы: N₂

Химическая связь ковалентная неполярная, очень прочная, т.к. образована тремя парами электронов. Даже при 3000^оС распадается одна из тысячи молекул.

Физические свойства: Газ, без цвета, запаха и вкуса. Температура кипения -196^оС, плавления -210^оС. Плохо растворим в воде и органических растворителях. Немного легче воздуха.

Химические свойства: Инертен (химически малоактивен). Типичный неметалл, может быть и окислителем и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом

N₂ + Mg Mg₃N₂ – нитрид магния (при нагревании)

N₂ + Li → Li₃N – нитрид лития (при н.у.)

N₂ + H₂↔ NH₃ – аммиак (температура 500 ^оС, повышенное давление, катализатор платина):

Как восстановитель взаимодействует с кислородом:

N₂ + O₂→ NO – оксид азота (II) (температура более 3000^оС, электрический разряд)

Получение:

1) в промышленности из воздуха (фракционная перегонка);

2) в лаборатории чаще всего термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + H₂O

Применение:

1) газообразный азот используют для создания инертной атмосферы (плавление металлов, перекачка топлива, электрические лампы…);

2) жидкий азот в криогенной технике для создания низких температур (медицина – кожные заболевания, хранение органов и тканей, пищевая промышленность – продукты глубокой заморозки, техника – холодильники, явления сверхпроводимости и сверхтекучести…);

3) для получения аммиака, а из него всех азотсодержащих неорганических и органических веществ.

3. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Форма молекулы – пирамида треугольная, связи ковалентные полярные, электронная плотность смещена к азоту, у азота неподеленная пара электронов, высокая ЭО => молекула аммиака является диполем, т.е. полярная. Между молекулами существует достаточно сильное взаимодействие, водородные связи.

Физические свойства: При н.у. – газ, бесцветный, с резким характерным запахом. Температура кипения 33,5^оС ниже нуля, температура плавления минус 78^оС. При повышенном давлении легко сжижается, при испарении поглощает много тепла. Очень хорошо растворим в воде (при 20^оС в 1л растворяется 700 л аммиака, насыщенный раствор имеет массовую долю аммиака 25%) и органических растворителях. Намного легче воздуха. Физиологическое действие: раздражает слизистые, вызывает отек, раздражает рецепторы верхних дыхательных путей, оказывает возбуждающее действие на ЦНС.

Х имические свойства:

1) Аммиак проявляет свойства оснований. Неподеленная пара электронов азота и его высокая ЭО приводит к тому, что молекула аммиака может присоединить протон. Эта частица имеет вакантную орбиталь и образует с азотом ковалентную полярную связь по донорно-акцепторному механизму. Поэтому при взаимодействии с водой (растворении) происходит процесс:

N H₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- и в растворе появляется избыток ионов гидроксила, т.е. щелочная среда. Раствор аммиака в воде является щелочью, т.е. растворимым основанием. Но это слабый электролит, равновесие смещено в сторону молекул аммиака (К_д = 10^-5). Водный раствор аммиака называют иногда гидроксидом аммония, это слабое и нестойкое основание, оно существует только в растворе, поэтому формулу [NH₄OH] пишут в квадратных скобках, имея в виду ее условность. Но не только раствор аммиака, но и сам аммиак может давать реакции характерные для оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами, и при этом образуются соли.

NH₃ + HCl ↔ NH₄Cl – хлорид аммония

NH₃ + HNO₃ ↔ NH₄NO₃…

2) Аммиак в ОВР всегда ведет себя как восстановитель (азот в нем находится в самой низкой для него с.о.). Наиболее важные реакции такого типа — это взаимодействие с кислородом и восстановление оксидов металлов.

А) NH₃ + O₂→ N₂ + H₂O – горение

Б) NH₃ + O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление, Pt

В) NH₃ + CuO→ N₂ + H₂O + Cu

Г) NH₃ + Fe₂O₃ → N₂ + H₂O + Fe

Получение:

1 ) в промышленности – синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂↔ 2NH₃ + Q – эта реакция обратимая, экзотермическая, гомогенная

Оптимальные условия процесса (по принципу Ле Шателье):

А) 4 моль ↔ 2 моль, т.е. в прямой реакции давление уменьшается, в обратной – увеличивается => необходимо повысить давление, чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака;

Б) прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая, значит нельзя использовать очень высокую температуру, чтобы равновесие не сместилось к простым веществам, но чтобы скорость реакции была достаточно большой надо повысить температуру хотя бы до 450-500^оС;

В) эта реакция каталитическая и протекает только в присутствии катализатора, идеально – платины, но чаще используют губчатое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Основные принципы производства аммиака:

- принцип теплообмена;

- принцип циркуляции.

П рименение:

1) жидкий аммиак как хладагент в холодильниках;

2) водный раствор аммиака:

- 10% раствор называют «нашатырным спиртом» и используют в медицине (потеря сознания, алкогольное отравление, обработка рук и инструмента, стеклянной посуды…), в домашнем хозяйстве (стирка, мытье окон, выведение пятен, чистка ковров, ювелирных изделий…);

- разбавленный раствор – как азотное удобрение;

3) аммиак – сырье для получения минеральных удобрений (карбамид, аммиачная селитра и т.д.), анилина (красители, нитробензол, лаки, краски, ВВ и т.д.), азотной кислоты и ее солей, соды и т.д. Именно с этого вещества начинается получение ВСЕХ органических и неорганических соединений, которые использует человек.