Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Азот, фосфор






Азот (1s22s22p3) и фосфор (1s22s22p63s23p3) являются типичными элементами VА подгруппы. Они относятся к неметаллам, являются электронными аналогами, в невозбужденном состоянии имеют по 3 неспаренных электрона и проявляют валентность, равную трем. У азота четыре валентные орбитали, которые могут находиться в состоянии sp3-, sp2 -или sp- гибридизации, и максимальная валентность азота может быть равна 4.

Фосфор на валентном уровне имеет незаполненные 3d-орбитали, поэтому его валентность повышается до 5 и возможны sp3d2, sp3d- и sp3 - типы гибридизации. При химических реакциях азот и фосфор не теряют электронов и не превращаются в катионы. Незначительное сродство к электрону объясняет их неспособность превращаться в элементарные анионы.

В обычных условиях азот встречается в виде простого вещества N2 - бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде и органических растворителях,

tкип. = -195, 8°C. Молекула N2 исключительно прочна (Едисс. = 945 кДж/моль) за счет тройной связи между атомами азота Nº N и поэтому N2 обладает низкой реакционной способностью.

Элементарный фосфор химически более активен, чем азот и в свободном состоянии в природе не встречается. Атомы фосфора объединяются в двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и полимерные Р2n - молекулы. Молекулы Р2 (аналогичные N2) существуют лишь при температурах выше 1000°С, распад на атомы начинается лишь выше 2000°С. Известны несколько аллотропных модификаций фосфора. Белый фосфор - кристаллический порошок, ядовит, самовозгорается на воздухе при 50 °С, поэтому хранят его под водой и в темноте. При длительном нагревании (280 - 340°С) переходит в красный фосфор - кристаллический порошок, устойчив (температура самовозгорания более 250 °С), не ядовит, химически инертен, используется в спичечном производстве. Черный фосфор можно получить из белого при t=200°С и Р=12000 атм. Черный фосфор химически устойчив, не ядовит, температура самовозгорания более 400°С. В технике белый фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500°С:

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

При обычных условиях на воздухе тонко измельченный белый фосфор самовоспламеняется:

Р4 + 5О2 = 2Р2О5

При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III):

Р4 + 3 О2 = 2Р2О3

При взаимодействии с хлором фосфор образует хлориды фосфора (III) и (V), которые легко гидролизуются:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3

2P +5Cl2 = 2PCl5,

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl

Азот и фосфор при нагревании с металлами образуют нитриды и фосфиды - электропроводные твердые термостойкие кристаллы с высокими температурами плавления. Например, при взаимодействии с кальцием азот образует нитрид кальция, который легко гидролизуется с образованием аммиака NH3:

3Ca + N2 = Ca3N2

Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3

Фосфор при взаимодействии с активными металлами образует фосфиды, например:

3Li + P = Li3P

Фосфиды разлагаются с образованием фосфина РН3 – ядовитого газа плохо растворимого в воде:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде и раствор имеет щелочную среду:

 

NH3 + H2O NH4OH NH4+ + OH-

 

NH4OH - слабое основание, поэтому все соли аммония гидролизуются. Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:

(NH4)3PO4 3NH3­ + H3PO4

NH4NO3 N2O­ + 2H2O

NH4NO2 N2 + 2H2O

C кислородом азот образует целый ряд оксидов, отвечающих степеням окисления: +1, +2, +3, +4, +5. Далее, в таблице 1, приведена характеристика этих оксидов и их свойств.

Высшие оксиды азота являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют следующие кислоты:

N2O3 + H2O = 2HNO2

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

N2O5 + H2O = 2HNO3

Азотистая кислота непрочная и при нагревании разлагается по уравнению

2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Азот проявляет различные степени окисления и для его соединений характерны окислительно-восстановительные реакции (см. диаграмму Латимера для азота).

Соли азотистой кислоты (нитриты) разлагаются при действии сильных кислот:

2KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + NO + NO2 + H2O

В кислой среде под действием анионов-окислителей (ClO3--, MnO4, Cr2O72) нитриты окисляются по схеме

NO2- + H2O - 2e = NO3- + 2H+ (j°NO3-/ NO2- = 0, 93 В),

а при действии восстановителей (I-, S2-, Fe2+ и т.д.) - восстанавливаются:

NO2- + 2H+ - 1e =NO + H2O (j°NO2- / NO = 0, 99 В)

Наиболее важными соединениями азота являются азотная кислота и её соли - нитраты. С химической точки зрения HNO3 - сильная кислота и сильный окислитель. В зависимости от концентрации HNO3 и химической активности реагирующего с ней вещества продукты восстановления самой кислоты могут быть разными. Металлы, стоящие правее водорода, восстанавливают азотную концентрированную кислоту до NO2, а разбавленную - до NO по схемам:

NO3- (конц.) + 2H+ + 1e ® NO2 + H2O

NO3- (разб.) + 4H+ + 3e ® NO + 2H2O

 







© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.