Уравнение реакции аммиака с фосфором

Фосфор. Химия фосфора и его соединений

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии :

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P₄. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой . Формула красного фосфора P_n, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300 о С без доступа воздуха.

Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор , который очень хорошо проводит электрический ток.

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов , прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например , метафосфорную кислоту.

4HPO₃ + 10C → P₄ + 2H₂O + 10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот :

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal₃ и PHal₅:

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например , кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

Еще пример : натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P + 3Na → Na₃P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например , азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Серная кислота также окисляет фосфор:

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют фосфор:

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например , оксид серебра (I) :

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Или с гидроксидом кальция:

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH₃ – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5 о .

У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Фосфиды

Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов .

Способы получения фосфидов

Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами . При этом фосфор проявляет свойства окислителя.

Например , фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:

Фосфор взаимодействует с натрием:

P + 3Na → Na₃P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3 .

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) – это кислотный оксид . Белые кристаллы при обычных условиях. Пары состоят из молекул P₄O₆.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода :

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P₂O₃ (P₄O₆) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P₂O₃ реакции диспропорционирования.

Например , оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

Например , N₂O окисляется кислородом:

3. С другой стороны Р₂О₃ проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например , оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями .

Например , оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

Еще пример : оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H₃PO₄, мета-фосфорную HPO₃, пиро-фосфорную H₄P₂O₇.

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.) .

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например , концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Химические свойства

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая) .

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

HPO₄ 2– ⇄ H + + PO₄ 3–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

4. При нагревании H₃PO₄ до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , фосфорная кислота реагирует с магнием:

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H₃PO₃ — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Например , гидролизом хлорида фосфора (III):

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H₃PO₃ в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Например , при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:

2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р -3 ) и фосфорную кислоту (Р +5 ):

3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства .

Например , H₃PO₃ окисляется перманганатом калия в кислой среде:

Еще пример : фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра.

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Например , фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами . Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.

Например , гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами , но не реагируют с фосфорной кислотой.

Например , дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N₂. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N₂ является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P₄, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P_n. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р₂O₅:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Урок 14. Азот и фосфор

Строение атома и свойства азота

Азот — элемент пятой группы второго периода Периодической системы Менделеева.

Задание 14.1. Опишите строение атома этого элемента.

Имея на внешнем энергетическом уровне пять электронов, азот является типичным неметаллом, т. е. способен и принимать и отдавать электроны:

Задание 14.2. Составьте формулы простейших соединений азота с высшей (+5) и низшей (–3) степенями окисления (в случае затруднений см. урок 3).

Задание 14.3. Определите степени окисления азота в соединениях:

В своих соединениях атом азота может проявлять любые степени окисления от –3 до +5. Свойства некоторых из этих соединений будут рассмотрены ниже.

Простое вещество — азот N₂ — составляет 4/5 Земной атмосферы. Азот в виде соединений (белков) входит в состав всех живых существ. Неорганических соединений азота в земной коре очень мало: 0,002 % по массе.

Вопрос. Какой тип химической связи соединяет атомы азота в его молекуле N₂?

Поскольку в этой молекуле объединяются одинаковые атомы — связь ковалентная неполярная:

Кроме того, это — тройная связь, на разрыв которой требуется затратить очень много энергии. Поэтому при нормальных условиях азот не реагирует ни с одним веществом, кроме лития. При определённых условиях (нагревание, присутствие катализатора) азот реагирует с некоторыми металлами и неметаллами:

Задание 14.4. Расставьте коэффициенты. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет азот в этих реакциях.

Поскольку атом азота в молекуле азота N₂ имеет промежуточную степень окисления 0, в химических реакциях он может быть и окислителем и восстановителем:

Так как азот с трудом вступает в химические реакции, он относится к инертным газам и используется там, где нужно изолировать что-либо от окислительного действия кислорода: внутри баллона лампочки накаливания, атмосфера нефтехранилища и т. д.

Очень низкая температура кипения жидкого азота (–195,8 °C) позволяет быстро замораживать пищевые продукты и сохранять их в таком виде длительное время.

Важнейшими органическими соединениями азота являются белки, которые входят в состав любого живого организма. Но большинство живых существ не могут получать белки из атмосферного азота (связывать азот). Для этого нужны его соединения. Важнейшими неорганическими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и их соли.

Аммиак и соли аммония

Аммиак NH₃ — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.

Задание 14.5. Составьте электронную и графическую формулы аммиака и определите тип химической связи в этой молекуле.

Поскольку связь N-Н сильно полярна, аммиак очень хорошо растворяется в полярном растворителе (воде) и реагирует с нею:

Вопрос. Какую реакцию среды имеет полученный раствор?

В результате этой реакции в растворе появляется избыток ионов ОН – , поэтому раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную среду и проявляет свойства слабого основания. Называется это основание «гидроксид аммония», и ему приписывают формулу NH₄OH. Поскольку это щёлочь (растворимое основание), получаемая из летучего вещества (газа), её называют «летучей щёлочью».

Вопрос. Будет ли аммиак, а также его водный раствор реагировать с кислотами? щелочами?

Проявляя основные свойства, аммиак реагирует только с кислотами и не реагирует со щелочами:

В результате таких реакций образуются соли аммония, в которых вместо катиона металла имеется одновалентный катион аммония NH₄ + . Соли аммония имеют ряд особенностей:

1. Соли аммония, как соли слабого основания, реагируют со щелочами:

Задание 14.6. Составьте уравнение этой реакции в ионномолекулярном виде. Не забудьте, что гидроксид аммония — слабое основание.

Если такая реакция идёт при нагревании, то получается аммиак в виде газа. Это лабораторный способ получения аммиака:

Кроме того, появляется характерный запах — качественный признак присутствия солей аммония в смеси. Эту реакцию используют для получения аммиака в лаборатории.

Вопрос. Будут ли соли аммония подвергаться гидролизу?

2. Соли аммония, как соли слабого основания, подвергаются гидролизу:

Вопрос. Какая реакция среды получается в результате данного процесса?

Задание 14.7. Составьте уравнение реакции гидролиза нитрата аммония. Какой цвет имеет лакмус в этом растворе?

3. Соли аммония, как соли летучего основания, разлагаются при нагревании. При этом может выделяться аммиак:

Но если соль образована кислотой, анион которой является сильным окислителем, аммиак не выделяется:

Почему в этом случае не выделяется аммиак? Возможно, что сначала процесс идёт как обычно:

Но поскольку азотная кислота — окислитель, а аммиак — восстановитель, они тут же реагируют друг с другом. При разложении нитрата аммония возможны и другие продукты реакции:

Задание 14.8. Составьте электронный баланс для реакций (1) и (2), укажите окислитель и восстановитель.

Вопрос. Почему атом азота в аммиаке проявляет восстановительные свойства? Может ли этот атом принимать электроны?

Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень окисления –3 и поэтому способен только отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому аммиак легко реагирует с окислителями, например с кислородом, и горит:

Реакция (3) практического смысла не имеет: зачем возвращать в атмосферу азот, который только что с таким трудом был превращён в аммиак? Зато реакция (4) каталитического окисления аммиака используется при получении азотной кислоты. Кроме того, аммиак и его соли применяются как азотные удобрения, а нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей.

Азотная кислота и её соли

Азотную кислоту получают в три стадии. Первая — каталитическое окисление аммиака. Полученный бесцветный газ NO окисляют в бурый газ NO₂:

Эта реакция идёт даже при нормальных условиях. Полученный бурый газ NO₂ очень ядовит, имеет резкий запах. Растворением его в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту:

Азотная кислота — очень сильный электролит, в растворе полностью диссоциирует на ионы:

Вопрос. Какие свойства проявляет атом азота азотной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

Поскольку атом азота в азотной кислоте находится в высшей степени окисления +5, азотная кислота — сильный окислитель. Она окисляет и простые и сложные вещества:

Органические вещества, входящие в состав бумаги, хлопка, скипидара, могут загореться при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. Не удивительно поэтому, что при взаимодействии металлов с азотной кислотой не удаётся получить водород в качестве продукта реакции:

Действительно, водород — восстановитель, а азотная кислота — окислитель, и они легко реагируют друг с другом в момент выделения водорода. В результате таких реакций образуются оксиды азота или аммиак, который образует с азотной кислотой соль аммония:

Обратите внимание.

1. Концентрированная азотная кислота не реагирует с алюминием, хромом и железом, так как образует на их поверхности прочную оксидную плёнку, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления (пассивирует его).
2. Азотная кислота реагирует даже с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений после водорода (водород и здесь НЕ выделяется!).
3. Продукт реакции зависит и от активности металла и от разбавления кислоты: чем активнее металл и чем разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается кислота, т. е. сильнее изменяется степень окисления атома азота (вплоть до –3).

Задание 14.9. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях реакций, пользуясь методом электронного баланса.

В любой из этих реакций образуется соль азотной кислоты — нитрат. Нитраты — это хорошо растворимые соли, применяемые часто в качестве удобрений (KNO₃, NH₄NO₃). Соединения азота используются в качестве удобрений, поскольку растения, как и человек, не способны усваивать азот воздуха, т. е. не способны превращать N₂ в органические соединения азота. А без этих соединений — аминокислот, белков, нуклеиновых кислот — жизнь в принципе невозможна.

При использовании таких удобрений следует помнить, что избыток нитратов в почве и растениях опасен для жизни, так как нитраты ядовиты!

Нитраты легко разлагаются при нагревании, причём продукты разложения зависят от активности металла. Так, нитраты очень активных металлов — селитры — разлагаются по схеме:

Задание 14.10. Составьте уравнение реакции разложения нитрата натрия.

Селитры входят в состав взрывчатых веществ. Так, нитрат калия входит в состав чёрного пороха. Действием на сухие нитраты концентрированной серной кислотой можно получить азотную кислоту.

Строение атома и свойства фосфора

Фосфор был получен и назван алхимиком Брандом*, который пытался найти философский камень.

* БРАНД Хённинг (ок. 1630–после 1710) — немецкий алхимик без специального образования, профессиональный военный.

Этот камень, по убеждению алхимиков, мог превращать металлы в золото, обладал магическими свойствами. В 1669 году Бранд из остатков прозаической мочи выделил вещество, которое светилось в темноте. Безусловно, такими свойствами мог обладать только философский камень! Увы, никакими чудодейственными свойствами это вещество не обладало, но способность свечения в темноте подарило веществу и химическому элементу имя: его назвали фосфор, что означает «несущий свет».

Задание 14.11. Составьте электронную схему строения атома фосфора, укажите распределение валентных электронов, возможные степени окисления.

Распределение валентных электронов атома фосфора:

Поэтому фосфор проявляет в соединениях степени окисления –3, +3 и +5.

Задание 14.12. Составьте формулы водородных соединений, оксидов и гидроксидов фосфора, которые соответствуют этим степеням окисления.

Ниже мы рассмотрим свойства этих соединений, но вначале следует описать свойства простого вещества.

Как и для углерода, для фосфора характерно несколько аллотропных модификаций. В природе они не встречаются ввиду высокой активности этого неметалла. Почему, собственно, светился фосфор, полученный алхимиком? Потому что это был белый фосфор. Он имеет состав Р₄. Это неполярное вещество, легко испаряется (возгоняется), причём пары белого фосфора окисляются на воздухе. При этом энергия химической реакции переходит в световую:

Полученный оксид проявляет ярко выраженный кислотные свойства, так как фосфор — активный неметалл, а степень окисления атома фосфора — высшая. Поэтому при попадании на кожу белого фосфора появляются глубокие, плохо заживающие ожоги. Кроме того, белый фосфор, его пары — токсичное вещество. Белый фосфор — желтоватое мягкое вещество, растворимое в неполярных растворителях.

В противоположность ему — красный фосфор достаточно инертное вещество, безвредное для человека, но при условии, что оно — абсолютно чистое. Примеси белого фосфора, которые довольно часто встречаются, делают его ядовитым. В чём причина такого разительного изменения свойств? В том, что красный фосфор и другие аллотропные модификации фосфора — являются неорганическими полимерами. И чем выше степень полимеризации, тем инертнее вещество, тем темнее цвет. В настоящее время кроме чёрного фосфора описаны свойства жёлтого, алого, фиолетового, коричневого и даже стеклообразного.

Чаще всего встречаются и используются белый, красный и чёрный фосфор. Рассмотрим свойства красного фосфора.

Красный фосфор — это красно-бурый аморфный порошок практически нерастворимый в воде и неполярных растворителях, поскольку это полимер. Степень полимеризации установить невозможно, поэтому химическая формула Р. В зависимости от того, происходит ли горение в избытке или недостатке кислорода, образуются разные оксиды:

Кроме того, фосфор реагирует с активными металлами и неметаллами:

Задание 14.13. Составить уравнение реакции фосфора с кальцием. Назвать полученное вещество.

Фосфиды, как и нитриды, силициды, разлагаются водой и кислотами. В результате образуется фосфин — ядовитый газ с неприятным чесночным запахом. Он способен самовоспламеняться на воздухе:

Именно огоньки-вспышки этого газа пугают прохожих на кладбищах, поскольку фосфин образуется при гниении белковых тел. А это означает, что фосфор, как и азот, — биогенный элемент. Биологические свойства соединений фосфора будут рассмотрены ниже.

Вышеперечисленные реакции подтверждают ранее установленное правило: атомы с промежуточной степенью окисления проявляют свойства и окислителя, и восстановителя. Восстановительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии с бертолетовой солью KClO₃:

Эта реакция начинается при лёгком нагревании, трении, а иногда и без причин. В результате может произойти сильная вспышка. Мы её наблюдаем всякий раз, как только чиркаем спичкой о спичечный коробок. В состав спичечной головки входит бертолетова соль KClO₃ и сера, а в состав намазки — красный фосфор и толчёное стекло.

Свойства и значение соединений фосфора

Как уже было показано выше, фосфор образует два вида оксидов Р₂О₃ и Р₂О₅. Это кислотные оксиды, образующие с водой фосфористую кислоту Н₃РО₃ и несколько фосфорных кислот. Состав фосфорных кислот отражает формула х Р₂О₅ · у Н₂О:

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

Или в суммарном виде:

Ортофосфорная кислота диссоциирует в три стадии:

Поэтому она образует три вида солей: КН₂РО₄ — дигидрофосфат, К₂НРО₄ — гидрофосфат, К₃РО₄ — фосфат. Эти соли, их растворы имеют разные свойства. Так, если большинство фосфатов нерастворимы в воде, кислые фосфаты имеют бОльшую растворимость.

Поскольку фосфор химически активен, в природе встречаются только нерастворимые соединения фосфора, в основном фосфаты. Они составляют основу таких минералов как апатиты и фосфориты. Основу фосфоритов составляет фосфат кальция, а в состав апатитов кроме него входят хлориды и фториды кальция.

Аналогичный состав имеют наши кости (фосфориты) и зубы (фторапатиты). В теле взрослого человека до 1,5 кг этого химического элемента. Таким образом, фосфор — биогенный элемент. Атомы фосфора входят в состав ДНК и РНК (нуклеиновых кислот), которые хранят и воспроизводят генетическую информацию. Кроме того, атомы фосфора входят в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), при гидролизе которой выделяется аккумулированная в этой молекуле энергия.

Фосфор в чистом виде получают при нагревании измельчённых фосфоритов с песком и коксом:

Полученный фосфор используется при изготовлении спичек и пиротехнических составов, ядохимикатов, СМС (синтетических моющих средств) и многого другого.

Выводы

Азот — это элемент жизни, поскольку он входит в состав любого живого организма в виде белков, нуклеиновых кислот. С другой стороны, газ азот обладает инертными свойствами, с трудом вступает в химические реакции, составляет основу атмосферы Земли. Фосфор совместно с азотом входит в состав ДНК, РНК, АТФ. Многочисленные соединения фосфора незаменимы в быту.