Азот, фосфор

Разбор сложных заданий в тг-канале:

Химические свойства азота.

Азот ( $N$ ) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$ ) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$ ).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$ . Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$ .

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$ , атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$ . Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$ . Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ( $NH_4NO_3, KNO_3$ ) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот

Соединения азота

Аммиак

Оксиды азота

Азотная кислота

1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула.
2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами):

N_2+3H_2⇄2NH_3

$N_2+3Mg=Mg_3N_2
3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом):

N_2+O_2=2NO

Получение
1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха.
2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония:

NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O

1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ.
2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания:

NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}

3. Схема электронного строения иона аммония:

4. Взаимодействует с кислотами:

$NH_3+H^{+}=NH_4^+$

5. Проявляет восстановительные свой ства:

$2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$

$4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$

Получение

1. В промышленности:

$N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$

2. В лаборатории:

$2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$

1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре:

$2NO+O_2=2NO_2$

2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$

Образуются при взаимодействии:

1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда:

$N_2+O_2=2NO$

2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора:

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$

3) меди с азотной кислотой:

а) концентрированной:

$Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$

б) разбавленной:

$3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$

1. Неустойчива, разлагается под действием света:

$4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$

2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе:

$HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$

3. Взаимодействует с основными оксидами:

$CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$

$CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$

4. Взаимодействует с основаниями:

$Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$

$Fe(OH)3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$

5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

Получение

1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$

2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании:

$2NaNO{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ( $P$ ) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$ ), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$ , а вот соединение фосфин ( $PH_3$ ) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$ . Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор

Соединения фосфора

Оксид фосфора (V)

Фосфорная кислота

1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый.

2. Горит в кислороде:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

(проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре:

$P_4+3O_2=2P_2O_3$

Получение

$2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$

1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета.

2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя

- с водой:

$P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$

- со щелочами:

$P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$

- с основными оксидами:

$P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$

Получение

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде.

2. Слабая трехосновная кислота:

$H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$

3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком:

$H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$
$H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$
$H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$
$H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$
4. Взаимодействует с основными оксидами:

$2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$
5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат):

$Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$
Получение в промышленности:

1) по реакции оксида фосфора (V) с водой:

$P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$
2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

$Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

<< Халькогены

Углерод, кремний >>

Составим твой персональный план подготовки к ЕГЭ

Хочу!

Азот, фосфор

Химические свойства азота.

Химические свойства фосфора.

Бесплатный интенсив по химии

Составим твой персональный план подготовки к ЕГЭ

Начни онлайн-курс ЕГЭ по химии прямо сейчас