Хімічні властивості азоту

За рахунок високої стійкості молекули проста речовина поводиться досить пасивно. За звичайних умов азот вступає в реакцію тільки з металічним літієм:

При нагріванні азот взаємодіє з деякими металами та неметалами, при цьому утворюються нітриди, сполуки, в яких Нітроген проявляє ступінь окиснення –3:

В електричному розряді азот реагує з киснем, при цьому утворюються оксиди Нітрогену II та IV. За рахунок цього під час грози повітря, а згодом і ґрунт, збагачується складними сполуками Нітрогену:

Хімічні властивості всіх алотропних модифікацій фосфору однакові, за винятком того, що білий фосфор активніший, ніж червоний, а червоний активніший, ніж чорний. Таким чином, речовину фосфор при складанні хімічних реакцій будемо записувати просто як P. Червоний і чорний фосфор реагують із киснем повітря при підвищеній температурі, а білий — навіть при кімнатній температурі:

Білий фосфор при повільному окисненні киснем повітря випромінює світло. Це відбувається внаслідок того, що в процесі окиснення енергія, яка виділяється, витрачається на випромінювання світла. Це явище називають хемілюмінесценцією.
Фосфор реагує з деякими неметалами-окисниками, при цьому можуть утворюватися похідні Фосфору з різним ступенем окиснення. Це залежить від кількості речовини-окисника. При надлишку окисника утворюються сполуки Фосфору (V), а при нестачі — Фосфору (III):

Фосфор вступає у взаємодію з багатьма активними металами. При цьому утворюються фосфіди металів. Фосфіди — це сполуки, в яких атом Фосфору виявляє ступінь окиснення –3:

Більшу частину добутого в промисловості азоту використовують для виробництва амоніаку. Багато азоту йде для виробництва нітратних добрив, які добувають із повітря при електричному розряді. За рахунок своєї інертності азот часто застосовують для створення інертної атмосфери в різних промислових процесах, для заповнення ламп розжарювання, для заповнення вільного місця в термометрах та барометрах. У металургії азот використовують при загартовуванні сталі, тому що на поверхні розпеченого металевого лиття утворюється тугоплавкий і стійкий ферум нітрид.

Фізичні властивості амоніаку

Амоніак являє собою безбарвний газ із дуже різким характерним запахом. Саме амоніак надає запаху медичному препарату, який називають «нашатирний спирт». Температури його фазових переходів дорівнюють: Тпл=–78 °С і Ткип=–33 °С. У рідкому стані між молекулами амоніаку утворюються стійкі водневі зв’язки, чим пояснюються високі температури кипіння та плавлення:

Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при +20 °С в 1 літрі води розчиняється 700 літрів амоніаку, а при 0 °С — 1180 літрів.

Хімічні властивості амоніаку

Четвертий зв’язок між Нітрогеном та Гідрогеном в йоні амонію утворюється за донорно-акцепторним механізмом. Йон амонію має форму правильної трикутної піраміди (тетраедра), у вершинах якої перебувають атоми Гідрогену, а в її центрі — атом Нітрогену.

Солі амонію

За рахунок гідролізу розчини солей амонію проявляють слабокислу реакцію:

Солі амонію при нагріванні розкладаються за різними механізмами:

Застосування амоніаку

Амоніак переважно використовують як реагент для виробництва більш складних хімічних сполук, таких як нітратна кислота, сода, різні солі амонію. Багато амоніаку використовують для виробництва різних органічних сполук, що містять атоми Нітрогену. Сьогодні амоніак широко використовують у холодильних установках. Іноді амоніак використовують як рідке добриво.

Якісна реакція на йон амонію

Оскільки майже всі солі амонію добре розчиняються у воді, то для виявлення амоніаку вивчають запах досліджуваного розчину, в який попередньо додають луг. У разі присутності в розчині йонів амонію, при підлуговуванні виділяється амоніак, запах якого легко виявити:

Амоніак в лабораторії одержують :

Нітроген (II) оксид являє собою безбарвний газ із низькими температурами плавлення й кипіння (Т _пл =–164 °С, Ткип =–152 °С). Він погано розчиняється у воді.

На повітрі швидко окиснюється, при цьому утворюється бурий газ:

Нітроген (II) оксид проявляє окисні властивості:

Нітроген діоксид являє собою газ (Т_пл=–11 °С, Ткип =+21 °С) характерного бурого кольору з неприємним, «пекучим» запахом.
Газ реагує з водою, при цьому проходить реакція диспропорціонування:

У результаті цієї реакції утворюється сильна нітратна кислота HNO3  та слабка нестійка нітритна кислота HNO2. При взаємодії бурого газу з розчином лугу утворюються дві солі — нітрат (сіль нітратної кислоти) і нітрит (сіль нітритної кислоти):

Нітроген діоксид при низьких температурах помітно димеризований (тобто дві однакових молекули з’єднуються в одну):

Нітратна кислота

У молекулі нітратної кислоти HNO3   Нітроген перебуває в ступені окиснення +5, але при цьому проявляє валентність, що дорівнює 4. Будова молекули нітратної кислоти зображена нижче.

Пунктиром показана валентність, розподілена між двома атомами Оксигену й атомом Нітрогену; отже, електрони при утворенні зв’язку розподілені не між двома атомами, а між трьома.

Фізичні властивості нітратної кислоти

Нітратна кислота за нормальних умов являє собою безбарвну, важку димну рідину, яка кристалізується при температурі –42 °С, а кипить при температурі +83 °С. Ця кислота має їдкий характерний запах. У твердому стані HNO3  є безбарвною кристалічною масою. При температурі близько +25 °С вона набуває червоного забарвлення унаслідок виділення бурого газу NO₂ . Нітратна кислота змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Як і сульфатна кислота, вона енергійно поглинає вологу, тобто проявляє гігроскопічні властивості.

Хімічні властивості нітратної кислоти

Нітратна кислота — нестійка сполука. Якщо концентровану кислоту опромінювати денним світлом або нагрівати, то вона стає червоною. Це відбувається за рахунок розкладання кислоти й утворення нітроген діоксиду:

Взаємодія з металами

При взаємодії нітратної кислоти з металами водень виділяється тільки тоді, коли нітратна кислота дуже розведена (близько 1 %) й реагує з лужними металами. При цьому спочатку відбувається реакція взаємодії металу з водою, а вже потім нейтралізація утвореного лугу кислотою:

Завдяки тому, що концентрована нітратна кислота пасивує металічне залізо, її транспортують у сталевих бочках і цистернах. Нижче наведені приклади реакцій нітратної кислоти різної концентрації з деякими металами:

Взаємодія зі складними сполуками

Нітратна кислота вступає у взаємодію з різними складними сполуками. За рахунок проявлення кислотних властивостей, HNO₃   реагує з основами та основними оксидами:

У промисловості нітратну кислоту добувають розчиненням нітроген діоксиду у воді в присутності надлишку кисню. NO2  добувають каталітичним окисненням амоніаку:

Невеликі кількості нітратної кислоти в лабораторіях добувають за такою реакцією:

Нітратну кислоту застосовують у багатьох галузях промисловості. Одне з головних застосувань HNO₃   — це добування нітратних добрив. Нітратну кислоту також використовують для виготовлення різних вибухових речовин (порох, тротил, нітро гліцерин тощо), лікарських препаратів, яскравих барвників, штучних волокон (наприклад, нітроцелюлози, або «штучного шовку»). Її також застосовують як окисник ракетного палива.
Нітрати широко використовують у народному господарстві. Амоній нітрат NH4NO3 застосовують як азотне добриво та при виробництві вибухових речовин (він входить до складу амоналу); калій нітрат KNO3  (калійна селітра) застосовують при виготовленні пороху (у чорному поросі міститься близько 75% KNO3 ) і як добриво, а ще в харчовій промисловості та при виробництві скла. Багато інших нітратів застосовують як добрива в сільському господарстві.
Усі нітрати при нагріванні розкладаються. Однак, залежно від активності металу, розклад може проходити в різних напрямках. Наприклад, нітрати металів, що перебувають в електрохімічному ряді напруг правіше магнію (літій Li, калій K, барій Ba, кальцій Ca і натрій Na), розкладаються на нітрит і кисень:

Нітрати, утворені металами середньої активності, що розташовані між міддю та магнієм включно (магній Mg, алюміній Al, марганець Mn, хром Cr, цинк Zn, залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni, олово Sn, свинець Pb і мідь Cu), розкладаються на оксиди металів, нітроген діоксид та кисень:

Нітрати малоактивних металів (ртуть Hg, срібло Ag, платина Pt та золото Au) розкладаються на чистий метал, нітроген діоксид та кисень:

Оксиди фосфору

Фосфор (V) оксид P2O5 (фосфатний ангідрид) у звичайних умовах є білою, дуже гігроскопічною речовиною. Густина твердого фосфатного ангідриду дорівнює 2,3 г / см3 . При його нагріванні до +359 °С відбувається фазовий перехід із твердого стану в газоподібний, оминаючи рідкий. Такий фазовий перехід називають сублімацією.

Хімічні властивості фосфатного ангідриду

Фосфор (V) оксид дуже активно взаємодіє з водою. При цьому може утворюватися три кислоти: метафосфатна (HPO3), пірофосфатна (H4P2O7) або ортофосфатна (H3PO4). Продукти реакції залежать від кількості води:

Фізичні властивості ортофосфатної кислоти

При нормальних умовах ортофосфатна кислота являє собою безбарвну й розпливчасту на повітрі кристалічну сполуку із температурою плавлення +42 °С (65 %-й розчин кислоти замерзає тільки при –85 °С). У твердому стані й у розчині молекули ортофосфатної кислоти асоційовані за рахунок водневих зв’язків, і тому концентровані розчини мають високу в’язкість.

Більшість металів не розчиняється у фосфатній кислоті внаслідок утворення нерозчинної щільної оксидної плівки на поверхні металу. У воді розчиняються тільки фосфати амонію та найбільш активних металів (Натрію, Калію).

Застосування фосфатної кислоти

Фосфатну кислоту здебільшого застосовують для добування фосфатних добрив. Окрім того, її використовують у лакофарбовій, металургійній та харчовій промисловості, а також для запобігання корозії металів.