Сначала изучите: Неметаллы и их соединения
Элементы VA группы (пниктогены) — азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi. Сверху вниз по группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: азот и фосфор — типичные неметаллы, а висмут — металл. Азот составляет 78 % воздуха по объёму и входит в состав белков и нуклеиновых кислот. Фосфор необходим для костей и зубов (фосфат кальция), АТФ и ДНК. Соединения обоих элементов — основа производства удобрений: в Узбекистане азотные и фосфорные удобрения выпускают заводы в Чирчике, Навои, Алмалыке. На экзамене особенно часто встречаются задачи на реакции азотной кислоты с металлами, разложение нитратов и соли фосфорной кислоты.
Валентные электроны ns² np³; степени окисления азота от −3 до +5: NH₃ (−3), N₂H₄ (−2), N₂ (0), N₂O (+1), NO (+2), HNO₂ (+3), NO₂ (+4), HNO₃ (+5)
У атома азота нет d-орбиталей, поэтому его валентность не превышает IV (в HNO₃ валентность азота IV, а степень окисления +5). У фосфора есть свободные 3d-орбитали, и он может быть пятивалентным.
В молекуле N₂ тройная связь (N≡N, одна σ- и две π-связи) — очень прочная (около 945 кДж/моль), поэтому при обычных условиях азот инертен: реагирует только с литием (6Li + N₂ → 2Li₃N). При нагревании он образует нитриды с магнием и кальцием, аммиак с водородом, а в электрическом разряде — NO с кислородом (N₂ + O₂ ⇌ 2NO, так происходит при грозе).
Получение: в промышленности — фракционной перегонкой жидкого воздуха; в лаборатории — нагреванием нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O.
Синтез аммиака (процесс Габера):
N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + Q (катализатор Fe, ≈ 450 °C, 200–300 атм)
Реакция экзотермическая и идёт с уменьшением объёма газов, поэтому по принципу Ле Шателье высокое давление смещает равновесие в сторону аммиака. При слишком низкой температуре реакция идёт медленно, поэтому выбирают компромиссную температуру. Водород получают из природного газа: CH₄ + H₂O → CO + 3H₂.
Свойства аммиака: бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха, очень хорошо растворим в воде (около 700 объёмов в 1 объёме воды). У азота есть неподелённая электронная пара, поэтому аммиак — основание:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻; NH₃ + HCl → NH₄Cl (белый дым)
Азот находится в степени окисления −3, поэтому аммиак — восстановитель: 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O (горение), каталитическое окисление 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (Pt) — первая стадия производства азотной кислоты.
В лаборатории аммиак получают нагреванием соли аммония со щёлочью: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O. Это и качественная реакция на ион аммония: чувствуется запах аммиака, влажный лакмус синеет. Соли аммония при нагревании разлагаются: NH₄Cl → NH₃ + HCl, NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O.
10,7 г хлорида аммония нагрели с избытком гидроксида кальция. Сколько литров аммиака (н.у.) выделится?
N₂O и NO — несолеобразующие оксиды; NO на воздухе сразу превращается в бурый NO₂: 2NO + O₂ → 2NO₂. NO₂ — ядовитый бурый газ, с водой и кислородом даёт азотную кислоту.
Промышленное получение азотной кислоты: NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ (4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃).
Азотная кислота — сильная кислота и сильный окислитель (азот +5). С металлами она никогда не выделяет `H₂`: роль окислителя выполняет не водород, а азот. Продукт зависит от концентрации кислоты и активности металла:
Конц. HNO₃ + малоактивный металл → NO₂ (бурый газ): Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
Разбавленная + малоактивный металл → NO: 3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
Очень разбавленная + активный металл → NH₄NO₃: 4Zn + 10HNO₃ → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
Конц. HNO₃ на холоду пассивирует Fe, Al, Cr (на поверхности образуется плотная оксидная плёнка), поэтому её перевозят в железных и алюминиевых ёмкостях. Au и Pt растворяются только в «царской водке» (HNO₃ : HCl = 1 : 3 по объёму). При составлении уравнения помните, что часть кислоты служит окислителем, а часть идёт на образование соли: при получении NO из меди из 8 моль кислоты восстанавливаются только 2.
12,8 г меди растворили в разбавленной азотной кислоте. Сколько литров NO (н.у.) выделится?
При нагревании нитраты разлагаются тремя способами в зависимости от положения металла в ряду активности:
Нитрат аммония — особый случай: NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O. Поскольку при нагревании нитраты выделяют кислород, они сильные окислители; калийная селитра входит в состав чёрного пороха.
Аллотропные модификации фосфора: белый фосфор (молекулы P₄, очень ядовит, самовоспламеняется на воздухе, светится в темноте, хранится под водой), красный фосфор (полимерного строения, устойчив, неядовит, на спичечном коробке), чёрный фосфор (похож на графит, полупроводник). Получение: Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C → 3CaSiO₃ + 2P + 5CO (электропечь).
4P + 5O₂ → 2P₂O₅; P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄; 2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид)
P₂O₅ — сильное водоотнимающее вещество (осушитель). H₃PO₄ — кислота средней силы, трёхосновная, без окислительных свойств; образует три ряда солей:
NaOH : H₃PO₄ = 1 : 1 → NaH₂PO₄; 2 : 1 → Na₂HPO₄; 3 : 1 → Na₃PO₄
При промежуточном соотношении образуется смесь двух солей. Качественная реакция на фосфат-ион: 3Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄↓ (жёлтый осадок).
При каком мольном соотношении KOH и H₃PO₄ эквивалентная масса образующейся соли равна 87?
Качество удобрения обычно выражают массовой долей N для азотных, P₂O₅ для фосфорных и K₂O для калийных.
Сожгли 4,96 г фосфора, полученный P₂O₅ поглотили раствором, содержащим 0,48 моль NaOH. Какая соль образуется?