Кислородные соединения азота.

Формула оксида	Строение	Получение и применение	Физические свойства	Химические свойства
1.Оксид азота (I) N21+ O	:N-=N+=O: или : O-N=N: линейное sp-гибридизация	NH4NO3=t=N2O +2H2 O Смесь 80% N2O+ 20%O2для наркоза	Бесцветный газ, хорошо растворим в воде, со слабым запахом и сладковатым вкусом.	Как окислитель: N2 O + H2 =H2 O + N2 Не реагирует ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами!!!
2.Оксид азота (II) N2+ O	N----O нелокализованная п связь 1 eнаходится на разрыхляющей 2п орбитали	1. 4NH3+5O2=t= 4NO+ 6H2O 2. N2 + O2 =Эл.заряд= 2NO 3. Cu +HNO3(р) = Cu(NO3)2+ H2O + NO	Бесцветный газ, мало растворим в воде, токсичен!	1) Как восстановитель: NO + O2 = NO2 2) Как окислитель: 2NO + 2 Zn +4 HCl = N2 + 2ZnCl2 + 2H2 O 3) Реакция диспропорционирования NO = NO2 + N2 O 4) Реакция присоединения: NO + Cl2 = NOCl2 хлористый нитрозил NO + Fe = Fe (NO)4 карбонил железа
3.Оксид азота (III) N23+ O3 Азотистый ангидрид	O=N–N-O O нелокализованная п связь	1. NO+NO2=охлажден=N2O3 2. 2NO· 1\2O2= N2O3	Твердое вещество при низких t, при высокихt, жидкое вещество, темно – синего цвета.	1) Взаимодействие с водой: N2 O3 + H2 O = 2HNO2 (соли нитриды - слабое основание) 2) Взаимодействие с NaOH: N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
4. Оксид азота (IV) N4+ O2 (N2O4 )	О О NN О О нелинейная форма	1. 2NO+O2=2NO2 2. Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O	Газ бурого цвета, ядовит	1) как окислитель неметаллы: BSPCAsокисляются до соответствующих высших кислот:H3BO3,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H3AsO4. 2) Реакции диспропорционирования: NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 2NO2 + KOH = KNO2 + KNO3 + H2O 3) При охлаждении 2NO2 = -11о = N2 O4 бурый бесцветный

Продолжение табл. 18

5. Азотистая кислота HN3+ O2	H-O-N = O	1 N2 O3 + H2 O = 2HNO2 2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2	Бесцветная жидкость, слабая одноосновная кислота (соли – нитриты)	Как окислитель: 8HNO2 + 6KI = 3I2 + 6KNO2 + N2 + 4H2O 2) Как восстановитель: 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5HNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4
5. Оксид азота (V) N2 5+O5 Aзотный ангидрид	O O || || N O N || || O O	1) 2NO2 + O2 = N2O5 + O2 2) 2HNO3=P2O5= N2O5+ H2O	Бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде.	1) N2O5 +H2O = 2HNO3 2) Как окислитель: 2N2O5 =t= 4NO2 + O2
6. Азотная кислота HN5+O3	O || H – O - N || O	1) 4NH3 + 5O2 =Pt,t=4NO + 6H2 O 2) 2NO + O2=kat= 2NO2 3) 2NO2 + H2 O = HNO2 + HNO3 4) HNO3=t=HNO3 +2NO + H2O Потребитель: производство удобрений и пороха: порох это смесь KNO3 + C + S = K2SO4 + K2S+ CO2+ CO + N2	Бесцветная жидкость HNO3кислота сильная, в водных растворах полностью диссоциирует (соли нитраты)	На свету разлагается: 4HNO2 = 4NO2 + O2 + 2H2O 2) Только окислитель. в реакциях с Me: - мало активные Me(Cu,Ag,Hg) +HNO3(разб)= соль +NO+H2O малоактивные Me+HNO3(kонц)= соль +NO2+ H2O - Meсредней активности (Mg) +HNO3(pазб)= соль +NOилиNO2+H2O Meсредней активности: 4Mg + 10HNO3(конц)= 4Mg(NO3)2+N2O+ 5H2O - очень активные Me(Ca,Sr,Ba,Na,Zn) +HNO3(pазб) = соль +NH4NO3 +H2O Co+HNO3= соль +N2+H2O - Fe,Cr,Al+HNO3(конц)≠ пассивация - «Царская водка» смесь HNO3иHClрастворяютAuи Pt: Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O В реакциях с неметаллами: (B,C,Si,P,As,S) +HNO3= соответствующие кислоты S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 3P + 5HNO3(разб) + 2Н2О = 3Н3РО4 + 5NO

Азот, наряду с углеродом, кислородом и водородом является одним из важнейших элементов биосферы, принимающим участие в биологическом круговороте. Большинство организмов из-за инертности молекулы азота не могут усваивать его непосредственно из атмосферы, а получают его из соединений: аммиака, нитритов, аминокислот. Содержание связанного азота в почве пополняется за счет деятельности азотфиксирующих бактерий, которые способны восстанавливать молекулярный азот. Затем из почвы азот в окисленной форме (нитриты, нитраты) попадает в растения, где восстанавливается до аммиака и аминокислот, попадающих затем в организм животных и человека. После ряда процессов азот в восстановленном виде опять поступает в почву, где вновь окисляется до нитратов и нитритов и снова попадает в растения. Круговорот (цикл) замыкается (Рис. 8).

N₂

_{азотфиксирующие}

^{бактерии}

^{нитрифицирующие бактерии}

NH₃ животные аминокислоты

растения

_{нитрифицирующие}

^{бактерии}

NO₂^-, NO^-₃

Рис. 8. Биологическая фиксация азота

Азот – важная составная часть всех белковых молекул, в значительной степени определяет их свойства и строение.

Газообразный азот применяют для синтезов аммиака, азотной кислоты, для создания инертной атмосферы в различных производствах. Гидразин (N₂ H₄) примененяется в качестве ракетного топлива.

Ряд соединений азота применяется в аналитической и фармацевтической практике для идентификации компонентов и примесей в реактивах и лекарственных препаратов. Например, аммиак используется для идентификации меди и определения примесей меди в препаратах на основе солей цинка; сместь нитрата натрия и карбоната натрия – для проведения реакций на подлинность фармпрепаратов (определение содержания мышьяка).

Ряд соединений азота применяется как самостоятельные лекарственные средства:

- азот (N₂) – инертный азот применяется в медицине при туберкулезе легких (пневмоторокс).

- N₂O – «веселящий газ» применяется в качестве наркотического средства (в малых дозах), как анестезирующее средство (в больших дозах).

- NaNO₂ – сосудорасширяющее средство при стенокардии.

- NH₃ (9,5-10,5% водный раствор – «нашатырный спирт») применяется наружно как антисептик и как сосудорасширяющее для возбуждения дыхания при обмороке.

NH₄Cl - хлорид аммония (нашатырь) применяется в медицине при отеках сердечного происхождения. Обладает отхаркивающим действием.

Фосфор по своим химическим и физическим свойствам является типичным неметаллом. Для него характерны следующие степени окисления: 0, -3, +1, +3, +5. Наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +5, поэтому под действием сильных окислителей в водном растворе все соединения фосфора окисляются до этого состояния. Для атома фосфора характерны типы гибридизации: sp³, sp³d, sp³d².

Нахождение в природе: Ca₃(PO₄)₂ - фосфорит, входит в состав живых организмов.

Электронная формула фосфора: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

3p

3s

Получают фосфор путем сплавления фосфорита с углем и песком:

2Ca₃(PO₄ )₂ + 10C + 6SiO₂ = 6CaSiO₃ + 10CO + P₄

Фосфор как простое вещество существует в нескольких модификациях:

- белый фосфор - бесцветное (белое), мягкое воскообразное вещество, легкоплавок, t_пл.=44,1⁰С, t_кип. = 275⁰С, летуч, растворяется в сероводороде и в ряде органических растворителей, ядовит. В узлах кристаллической решетки находятся молекулы P₄, такая молекула существует в виде пара и жидкости.

- красный фосфор имеет полимерную структуру, образуется при нагревании белого фосфора при температуре 300^OС.

- черный фосфор имеет полимерную структуру, получают путем нагревания белого фосфора до 200^OС.

Таким образом, молекулы красного и черного фосфора – это устойчивые модификации, к тому же красный фосфор химически активен. Поскольку данные модификации устойчивее белого фосфора, то они, в отличие от него, самовоспламеняются при температуре более 250^o С.

Фосфор активно реагирует с галогенами (фтором, хлором, бромом, йодом), образуя соответственно фторид фосфора (PF₃), хлорид фосфора (PCl₃, PCl₅), бромид фосфора (PBr₃), йодид фосфора (PI₃).

При комнатной температуре фосфор окисляется до P₂O₅ и P₄O₃. С серой образует соответствующие сульфиды: P₄S₃, P₄S₅. С активными металлами образует соли – фосфиды: Na₃P (фосфид натрия).

Под действием катализатора фосфор реагирует с водородом, образуя фосфин (гидрид фосфора):

Р₄ + 6Н₂ = 4РН₃

В окислительно-восстановительных реакциях фосфор может быть окислителем и восстановителем:

5HNO₃ + 3P + 2H₂ O = 3H₃PO₄ + 5NO

3|Р – 5е + 4Н₂О → РО₄^3- + 8Н⁺ - восстановитель, процесс окисления

5|NO₃^- + 3e + 4H⁺ → NO + 2H₂O - окислитель, процесс восстановления

4P + 3KOH + 3H₂O = H₃P + 3KH₂ PO₂

1|P + 3e + 3H₂O → H₃P + 3OH^- - окислитель, процесс восстановления

3|P – 1e + 2OH^- → H₂PO₂^- - восстановитель, процесс окисления

Фосфор при темпетаруре 700^o С и действии катализатора реагирует с водой, образуя фосфорную кислоту:

P₄+ 16H₂O = 4H₃PO ₄ + 10H₂

Соединение фосфора с водородом называется фосфин, фосфид водорода, фосфористый водород H₃P или PH₃. Это газ с неприятным запахом, ядовит, плохо растворим в воде, очень сильный восстановитель, тка как степень окисления фосфора в этом соединения низшая -3:

2PH₃ + 3O₂ = P₂O₃ + 3H₂O

1|2РН₃ – 12е + 6ОН^- → Р₂О₃ + 3Н₂О + 6Н⁺- восстановитель, окисление

3|O₂ + 4e + 2H⁺ → 2H₂O – окислитель, восстановление

В противоположность аммиаку реакции присоединения для фосфина не характерны. С водой и кислотами взаимодействует слабо, присоединение идет по донорно-акцепторному механизму:

РН₃ + Н₂О ↔ РН₄ОН ↔ РН₄⁺ + ОН^-

Это равновесие сильно сдвинуто влево. Основные свойства РН₄ОН слабее, чем у NН₄ОН. Соли фосфония известны только для немногих сильных кислот и являются весьма нестойкими:

РН₄Сl ↔ PH₃ + HCl разлагается при температуре -28⁰С

NH₄Cl ↔ NH₃ + HCl разлагается при сильном нагревании.

Получают фосфин путем нагревания белого фосфора с крепким водно-спиртовым раствором щелочи:

8P + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O = 2PH₃ + 3Ba(H₂PO₂)₂

Попутно получается также дифосфин:

6P 2Ba(OH)₂ + 4H₂O = P₂H₄ + 2Ba(H₂PO₂)₂

Дифосфин по строению молекулы похож на гидразин. Он очень неустойчив, на воздухе при комнатной температуре воспламеняется.

Строение и характеристика кислородсодержащих соединений фосфора представлена в табл. 19.

Фосфор – важнейший биогенный элемент, входит в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), являющейся биохимическим аккомулятором энергии в организме. Фосфорсодержащий фермент – фосфорилаза способствует не только распаду, но и синтезу полисахаридов в головном мозгу.

Фосфор используется как раскислитель при выплавке чугуна и стали, как заместительное средство в военной технике. P₂O₃ как осушитель, Na₃PO₄ умягчитель воды.

Таблица 19