В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от –3до +5. Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. Фосфор чаще проявляет в соединениях степень окисления +5.
Распространённость в природе
Азот. Земная атмосфера служит основным источником этого важнейшего элемента, ведь объёмная доля простого вещества азота в воздухе составляет 78 %. В природе азот встречается также в месторождениях селитр — солей азотной кислоты (NaNO3 — чилийская, или натриевая, селитра; KNO3 — калийная селитра). Азот входит в состав белков и необходим для роста растений, развития животных. Круговорот азота в природе (рис. 64) — важнейшее звено в жизнедеятельности нашей планеты.
Фосфор в природе встречается только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция Ca3(PO4)2.
Рис. 64. Круговорот азота в природе
202
Неметаллы
Соединения, содержащие фосфор, являются постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. Особенно много фосфора содержат кости и зубы. После отмирания растительных и животных организмов содержащийся в них фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется
круговорот фосфора в природе.
Часть фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой тканях. Производные фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот — ДНК
иРНК, осуществляющих передачу наследственных свойств организма. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком
ихлебом, образуется АТФ — аденозинтрифосфорная кислота.
Простые вещества
Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью (одна -связь и две -связи). Энергия тройной связи велика и составляет 946 кДж/моль. Такое большое её значение свидетельствует о высокой прочности молекулы. Поэтому разрыв связей и образование атомов из молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000 С. Высокая прочность связи в молекулах азота обусловливает его химическую инертность.
Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор состоит из молекул P4, имеющих форму пирамиды (рис. 65, а). Молекулярное строение этого вещества обусловливает его лекгоплавкость и летучесть. При нагревании под давлением белый фосфор переходит в чёрный, который по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит.
а
б
Рис. 65. Строение белого (а) и красного (б) фосфора
Азот и форсфор
203
Простое вещество красный фосфор имеет полимерную структуру, в которой каждый атом связан с тремя другими атомами ковалентными связями
(рис. 65, б).
Аллотропные модификации фосфора в уравнениях химических реакций обозначают символом Р.
Физические свойства азота и фосфора приведены в таблице 17. Азот плохо растворим в воде.
Таблица 17. Физические свойства азота и фосфора
Агрегатное
Темпера-
Темпера-
Вещество
состояние
Цвет
Запах
тура
тура
при обычных
плавления,
кипения,
условиях
С
С
Азот N2
Газ
Бесцветный
Без запаха
–210
–196
Фосфор
Твёрдое
Белый, в темно-
Чесночный
44
281
белый
вещество
те на воздухе
P4
светится зеле-
новато-жёлтым
цветом
Фосфор
Твёрдое
Красно-бурый
Без запаха
590
Возгоня-
красный
вещество
до фиолетового
ется око-
Р
ло 400
Фосфор
Твёрдое
Чёрно-фиоле-
Без запаха
—
—
чёрный
вещество
товый с метал-
Р
лическим блес-
ком
Химические свойства простых веществ азота и фосфора также суще-
ственно различаются. Вспомним, как они реагируют с простыми веществами — водородом, кислородом и металлами (табл. 18). При взаимодействии с кислородом азот и фосфор проявляют восстановительные свойства, а в реакциях с металлами и водородом — окислительные.
Все приведённые в таблице реакции осуществляются как с белым, так и с красным фосфором, но с белым фосфором они протекают энергичнее.
204
Неметаллы
Таблица 18. Химические свойства азота и фосфора
Веще-
Взаимодействие
Взаимодействие
Взаимодействие
ство
с кислородом
с водородом
с металлами
Азот
Образует оксид азо-
При нагревании под давле-
При нагревании об-
та(II) при темпера-
нием в присутствии катали-
разуются нитриды:
туре около 3000 С:
затора образуется аммиак:
3 Mg + N
=t Mg N
2
N2 + O2 =t 2NO
t, p, кат.
2
3
2NH3
N2 + 3H2 −−−−−−−−−−−−
Фосфор
Горит в кислороде:
Не взаимодействует
При нагревании об-
4P + 3O2
= 2P2O3;
разуются фосфиды:
4P + 5O2
= 2P2O5
3 Mg + 2P =t Mg3P2
Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина PH3 и других соединений фосфора с водородом. Эти газообразные вещества образуются при разложении органических соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты — продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «приведения».
Применение простых веществ
Основная область применения азота — производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при хранении ценных произведений живописи и рукописей.
Красный фосфор применяется в производстве спичек. Кроме того, фосфор нужен для получения соединений, которые служат исходными веществами для производства лекарственных препаратов, ядохимикатов и пестицидов. Введение фосфора в состав сплавов металлов увеличивает их жаропрочность и стойкость к истиранию.
Вхимических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от –3 до +5.
Вмолекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью.
Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению молекул, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор активнее красного.
Азот и фосфор проявляют как восстановительные, так и
окислительные свойства.
Аммиак. Соли аммония
205
Вопросы и задания
1.Запишите формулу электронной конфигурации внешнего электронного уровня атома азота.
2.Из приведённого перечня выпишите в два столбика характеристики фосфора как химического элемента и как простого вещества: а) проявляет переменные степени окисления –3, 0, +3, +5; б) входит в состав зубной ткани преимущественно в виде фосфата кальция; в) при нагревании на воздухе воспламеняется; г) красный фосфор имеет полимерную структуру; д) входит в состав белков; е) белый фосфор активнее красного.
3.Определите степени окисления атомов азота в следующих соединениях: N2, NH3, N2O, HNO3, N2O5, NO. Какие из перечисленных веществ обладают только окислительными свойствами?
4.Простое вещество фосфор получают восстановлением углеродом из фосфа-
та кальция в присутствии песка (SiO2). Продуктами реакции являются фосфор, силикат кальция и оксид углерода(II). Составьте уравнение этой реакции. Рассчитайте массу фосфата кальция, необходимого для получения фосфора химическим количеством 5 моль, если его выход равен 90 %.
5.Как можно доказать, что белый, красный и чёрный фосфор являются аллотропными модификациями одного и того же химического элемента?
6.Определите массу соединения, которое получится при взаимодействии металлического магния массой 7,2 г с азотом.
7.Расставьте коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций:
а) P + H2SO4(конц) → H3PO4 + SO2 + H2O; б) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO;
в) P + Cl2 → PCl3.
Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.
§ 42. Аммиак. Соли аммония
Среди соединений азота с водородом одним из важнейших является аммиак NН3. Химическая связь между атомами азота и водорода в молекуле аммиака NН3 является ковалентной полярной, общие электронные пары сильно смещены к атому азота, степень окисления которого в аммиаке равна –3.
Молекула NН3 имеет форму тригональной пирамиды (рис. 66), в вершине которой расположен атом азота, а в основании — атомы водорода.
Рис. 66. Схема строения молекулы аммиака
Рис. 67. Получение аммиака в лаборатории
206
Неметаллы
Физические свойства аммиака
Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде и спирте. При 0 C в одном объёме воды растворяется около 1200 объёмов аммиака, при 20 C — 700 объёмов. Раствор аммиака в воде с массовой долей NН3, равной 25 %, называют аммиачной водой, а 3%-ный водный раствор — нашатырным спиртом.
Аммиак сжижается под небольшим давлением (температура его кипения равна –33,4 C). Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. При испарении он активно поглощает тепло и поэтому широко используется в качестве охлаждающего агента в промышленных холодильных установках.
В твёрдом виде аммиак существует при температурах ниже –80 С в виде бесцветных кристаллов.
Получение аммиака
Вприроде аммиак образуется при гниении, разложении и сухой перегонке органических соединений, содержащих азот (например, белков, аминокислот или мочевины). Человек в процессе жизнедеятельности производит около 17 г аммиака в сутки, корова — 1 т в год.
Влаборатории аммиак впервые
получен в 1774 году английским химиком Дж. Пристли при нагревании смеси твёрдых веществ — хлорида аммония (нашатыря) NH4Cl и гидроксида кальция (гашёной извести) Ca(OH)2 (рис. 67):
2NH4Cl + Ca(OH)2 =t =t 2NH3↑ + 2H2O + CaCl2.
Эту реакцию до сих пор используют для получения небольших количеств аммиака в лабораторных условиях. В промышленности синтез аммиака осуществляют из азота и водорода на железном катализаторе при температуре 420–500 С и давлении 30–100 МПа. Эта реакция яв-
ляется обратимой и экзотермической, т. е. происходит с выделением теплоты:
t, p, кат.
3H2 + N2
−−−−−−−−−−−−
2NH3 + Q.
Аммиак. Соли аммония
207
Химические свойства аммиака
Аммиак характеризуется высокой реакционной активностью. Наличие атома азота в степени окисления –3обусловливает его восстановительные свойства. С другой стороны, атом азота в молекуле аммиака имеет неподелённую электронную пару, которая может принимать участие в образовании ковалентной химической связи по донорно-акцепторному механизму.
Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с различными окислителями, в частности с кислородом. В зависимости от условий проведения реакция аммиака с кислородом протекает по-разному. В кислороде аммиак горит с образованием азота:
4NH3 + 3O2 =t 2N2 + 6H2O,
а в присутствии катализатора (платина, оксиды железа или хрома) образуются оксид азота(II) и вода:
t, кат.
4NH3 + 5O2 ===== 4NО + 6H2O.
Смесь аммиака с кислородом или воздухом может взрываться.
Без изменения степени окисления атомов азота протекают реакции соединения аммиака с водой и кислотами.
Так, при растворении аммиака в воде происходит образование гидрата аммиака NH3 · H2О, который частично диссоциирует, образуя катионы аммония NH4+ и гидроксид-ионы ОН–:
NH3 + H2О NH3 · H2О NH4+ + ОН–.
Поскольку реакция обратима, то в растворе помимо этих ионов содержатся молекулы гидрата аммиака и воды. Раствор аммиака в воде пахнет аммиаком, который из него улетучивается при нахождении на открытом воздухе или при нагревании. За счёт присутствия гидроксид-ионов водные растворы аммиака проявляют свойства слабого основания.
Основные свойства аммиака проявляются и при его взаимодействии с кислотами. Например, при реакции аммиака с серной кислотой могут образовываться как кислые, так и средние соли:
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4;
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.
гидросульфат аммония
сульфат аммония
Соли аммония
Соли аммония диссоциируют в водных растворах с образованием катионов аммония и анионов кислотных остатков. Они взаимодействуют с кислотами,
208
Неметаллы
основаниями и другими солями, если соблюдаются условия протекания реакций обмена.
Взаимодействие солей аммония со щелочами служит качественной реакцией на ион аммония NH4+, так как в результате этой реакции образуется газ с характерным запахом — аммиак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3↑ + H2O;
NH4+ + OH– = NH3↑ + H2O.
Лабораторный опыт 7
Обнаружение ионов аммония в растворе
Получите у преподавателя пробирку с хлоридом (сульфатом) аммония и добавьте к нему раствор гидроксида натрия объёмом 1–2 см3. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, второй конец которой держите в пробирке над водой с несколькими каплями фенолфталеина.
Отметьте изменение цвета индикатора, которое свидетельствует о щелочной среде раствора аммиака в воде.
Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о проделанной работе.
Для солей аммония характерны и некоторые специфические свойства. В частности, все соли аммония неустойчивы при высоких температурах. Например, хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl при нагревании разлагается с выделением аммиака:
NH4Cl =t NH3↑ + HCl↑.
Применение аммиака и его солей (рис. 68)
Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. Ежегодно в мире производят более 150 млн тонн этого вещества. Крупнейшим производителем аммиака в Республике Беларусь является ОАО «Гродно Азот».
Аммиак в основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина, аммофос), азотной кислоты, соды (по аммиачному методу), красителей, взрывчатых веществ, полимеров и др. Водный раствор аммиака применяется в медицине и фармацевтической промышленности, а также в животноводстве — для аммонизации кормов.
В качестве слабой щёлочи водный раствор аммиака применяют для выведения пятен, чистки ковров и ювелирных изделий.
Аммиак. Соли аммония
209
Рис. 68. Применение аммиака и его солей
Вдыхание малых доз аммиака стимулирует работу сердца и нервной системы, поэтому аммиак дают нюхать при обмороках и отравлениях, например угарным газом СО.
Соли аммония в основном применяют в качестве минеральных удобрений.
Аммиак — бесцветный газ, хорошо растворим в воде. Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с
различными окислителями.
Аммиак вступает в реакции присоединения с водой и кислотами.
210
Неметаллы
Вопросы и задания
1.Выпишите из текста параграфа уравнения реакций аммиака с кислородом. Для каждой из них укажите окислитель и восстановитель.
2.Объясните, почему при получении аммиака в лаборатории его собирают в пробирку, перевёрнутую вверх дном? Можно ли собирать аммиак путём вытеснения воды? Почему?
3.Определите объём (н. у.) аммиака, который выделится при реакции хлорида аммония с гашёной известью массой 500 г, если выход продукта составляет 95 %.
4.Составьте уравнения реакций аммиака с водой и соляной кислотой. Рассчитай-
те химическое количество ионов аммония, образующихся при реакции аммиака объёмом (н. у.) 1,12 дм3 с соляной кислотой.
5.Рассчитайте молярную концентрацию и массовую долю соли в растворе, полу-
ченном при добавлении хлорида аммония химическим количеством 4 моль в воду массой 200 г. Плотность полученного раствора равна 1 г/см3.
6.Запишите в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах уравнения
реакций между следующими соединениями: а) NH4NO3 и KOH; б) NH4Cl и AgNO3. Назовите вещества.
7.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую-
