звичай синтез амоніаку проводять при температурі							реакцію, оскільки при більш низькій температурі
близько +500 °С та тискові 25—35 МПа. Темпе-							рівноважний стан формується впродовж досить
ратуру підвищують для того, щоб прискорити							тривалого часу.
	схема установки для добування амоніаку
	Підігріта до потрібної тем-						2	4
ператури суміш азоту й водню						1		3
стискається до необхідного ти-
ску		за	допомогою		компресо-			Fe
ра (1). Потім суміш проходить
очищення у вугільному фільтрі
й масловіддільнику (2) для вилу-
чення слідів вакуумного масла та								5
пилу. Очищена суміш подається
в	реактор			(3),	заповнений
каталізатором.Урезультатітакої
реакціїутворюєтьсяблизько30%								NH3
амоніаку. Далі суміш амоніаку
та непрореагованих азоту й вод-						N2 H2
ню надходить у холодильник (4).
Оскільки амоніак має досить ви-								6
соку		температуру			конденсації			N2+ H2
(–33			°С),		порівняно
з реагентами, у холодильнику
він конденсується й тим самим відокремлюється від реагентів. З виходу (5) надходить рідкий амоніак,
а по трубі (6) у систему повертаються реагенти.
	Такий циклічний метод використання реагентів забезпечує 95% вихід амоніаку.

Оксиди нітрогену

Нітроген утворює оксиди, перебуваючи у всіх ступенях окиснення, тобто існують нітроген(I) оксид N2O, нітроген(ІІ) оксид NO, нітроген(ІІІ) оксид N2O3, нітроген(IV) оксид NO2, нітроген(V) оксид N2O5.

властивість

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O5

Зовнішній

Безбарвний

Безбарвний газ

Темно-синя рі-

Бурий газ

Безбарвна

крис-

вигляд

газ

дина

талічна речовина

при н. у.

Тпл

–91 °С

–164 °С

–101 °С

–11 °С

Трозкл= +33 °С

Ткип

–86 °С

–152 °С

+3 °С

+21 °С

Кислот-

Несолетвор-

Несолетворний

Кислотний ок-

Кислотний ок-

Кислотний ок-

но-основні

ний оксид

оксид

сид. Відповідає

сид. Відповідає

сид. Відповідає

властивості

HNO2

HNO2

та HNO3

HNO3

Окисно-від-

Окисник

Виступає і окис-

Переважають

Виступає

Сильний окис-

новні влас-

ником, і віднов-

окисні власти-

і окисником,

ник

тивості

ником

вості

і відновником

Методи до-

Прожарю-

Із простих речо-

Утворюється

За

реакцією

Добувають

від-

бування

вання амо-

вин при +3000 °С,

при спільній

міді з концент-

щепленням

води

ній нітриту:

або за реакцією

конденсації NO

рованою

HNO3:

від нітратної кис-

NH

NO

2

=

міді з 30%-ю HNO :

та NO :

Cu + 4HNO

=

лоти за допомо-

4

3Cu + 8HNO3 =

3

2

3

гою P2O5:

= N

O + 2H

2

O

NO + NO

2

= N O

3

= Cu (NO

)

2

+

2

= 3Cu (NO3) 2 +

2

3

2HNO3 + P2O5 =

+ 2NO2 + 2H2O

+ 2NO + 4H2O

= N2O5 + 2HPO3

Стійкість

Розкладається

Дуже стійкий

Стійкий

Стійкий

Розкладається із

при температу-

сильним вибухом

рі понад 300 °С

129

нітроген(II) оксид

Нітроген(II) оксид являє собою безбарвний газ із низькими температурами плавлення

й кипіння (Тпл = –164 °С, Ткип = –152 °С). Він погано розчиняється у воді. З лугами та кислотами-

неокисниками нітроген(ІІ) оксид не взаємодіє. Для промислового використання його добувають каталітичним окисненням амоніаку:

4NH3 +5O2 Pt→4NO +6H2O.

У лабораторних масштабах нітроген(II) оксид добувають дією 30% нітратної кислоти на металічну мідь:

3Cu +8HNO3 →3Cu(NO3 )2 +2NO +4H2O.

При розряді блискавки він утворюється з азоту та кисню атмосфери. Цей газ є одним із головних джерел сполук нітрогену в ґрунті Землі:

N2 +O2 електророзряд→2NO.

На повітрі швидко окиснюється, при цьому утворюється бурий газ:

2NO +O2 →2NO2 .

Нітроген(II) оксид проявляє окисні властивості: 2NO +2SO2 → N2 +2SO3 ,

NO +3CrCl2 +3H2O → NH2OH +3CrCl2 (OH).

Його застосовують для виробництва сульфатної та нітратної кислот.

нітроген(IV) оксид

Нітроген діоксид являє собою газ

(Тпл = –11 °С, Ткип = +21 °С) характерного бурого кольору з неприємним, «пекучим» запахом. NO2

зазвичай добувають окисненням нітроген монооксиду киснем повітря, або взаємодією міді з концентрованою нітратною кислотою, або термічним розкладом нітратів малоактивних металів:

2NO +O2 →2NO2 ,

Cu +4HNO3 → Cu(NO3 )2 +2NO2 +2H2O,

2Pb(NO3 )2 t→2PbO +4NO2 +O2 .

Газ реагує з водою, при цьому проходить реакція диспропорціонування:

2NO2 +H2O HNO2 +HNO3.

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):

2NO2 +2NaOH → NaNO2 +NaNO3 +H2O.

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

NO2 +NO2 N2O4.

N2O4 — це безбарвна рідина, при нагріванні розкладається на дві молекули нітроген(II) оксиду.

Нітроген діоксид використовують при виробництві нітратної кислоти як гарний нітрувальний агент (речовина, що дозволяє додати в сполуку

NO2).

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.

O

H O N

O

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

Нітратнакислотазанормальнихумовявляєсо-

боюбезбарвну,важкудимнурідину (ρ =1,52 г/см3 ) , 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 будьяких 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:

4HNO3 hv, t→4NO2 ↑ +2H2O +O2 ↑.

Нітратна кислота вступає у взаємодію з іншими речовинами по-різному, залежно від концентрації кислоти, від температури суміші й від ступеня роздрібнювання кристалічних речовин.

взаємодія з металами

Нітратна кислота — дуже сильна кислота. У водних розчинах вона повністю дисоціює за такою схемою:

HNO3 H+ +NO3−.

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:

2Na +2H2O →2NaOH +H2 ↑,

HNO3 +NaOH → NaNO3 +H2O.

Вінших випадках утворюється нітрат металу,

анітратна кислота відновлюється до різних продуктів. Продукти взаємодії показані на схемі:

130

Нітратна кислота HNO3

Концентрована

Розведена

Au, Fe, Al,

Пасивні

Активні

Пасивні

Активні

Cr, Pt

метали

метали

метали

метали

Реакція

NO2

NO2

NO

NH4+

не прохо-

і NO

і N2

і N2O

дить, або

метал па-

сивується

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: Fe +HNO3(конц.) ×→,

Ag +2HNO3(конц.) → AgNO3 +NO2 ↑ + H2O, 3Mg +8HNO3(конц.) →3Mg(NO3 )2 +2NO ↑ + 4H2O, 4Mg +10HNO3(розб.) →4Mg(NO3 )2 +N2O ↑ +5H2O, 5Sn +12HNO3(дуже розб.) →5Sn(NO3 )2 +N2 ↑ +6H2O, 4Zn +10HNO3(дуже розб.) →

→4Zn(NO3 )2 +NH4NO3 +3H2O.

Насправді при відновленні нітратної кислоти утворюється не якийсь конкретний продукт, асумішусілякихпродуктіввідновлення—амоніа- ку, азоту, оксидів Нітрогену та водню. У рівняннях реакції записують продукт, який переважає.

взаємодія з неметалами

Нітратна кислота взаємодіє з багатьма неметалами. При цьому концентрована кислота відновлюється до нітроген діоксиду NO2, а розведена — до нітроген монооксиду NO:

S +6HNO3(конц.) →H2SO4 +6NO2 +2H2O,

S +2HNO3(розб.) →H2SO4 +2NO,

P +5HNO3(конц.) →HPO3 +5NO2 +2H2O , 3P +5HNO3(конц.) →3HPO3 +5NO +H2O, B +3HNO3(конц.) →H3BO3 +3NO2,

3C +4HNO3(розб.) →3CO2 +4NO +2H2O ,

4H2 +HNO3 → NH3 +3H2O.

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:

HNO3 +NaOH → NaNO3 +H2O,

3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3 )3 +3H2O,

2HNO3 +ZnO →Zn(NO3 )2 +H2O.

Нітратна кислота як окисник взаємодіє з багатьма сполуками, які здатні до окиснення:

Fe(NO3 )2 +2HNO3 → Fe(NO3 )3 +NO2 +H2O, 2KI +4HNO3 → I2 +2NO2 +2KNO3 +2H2O,

Na2SO3 +2HNO3 → Na2SO4 +2NO2 +H2O.

Чисту HNO3 або в суміші з концентрованою сульфатною кислотою використовують як гарний нітрувальний агент для добування нітрогеновмісних органічних сполук. Наприклад, для виробництва тротилу (або тринітротолуену) використовують суміш сульфатної та нітратної кислот:

C7H8 +3HNO3 H2SO4→C7H5 (NO2 )3 +3H2O.

методи добування нітратної кислоти

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

4NH3 +5O2 Pt, Cr2O3→4NO ↑ 6+ H2O,

2NO +O2 →2NO2 ,

4NO2 +O2 +2H2O →4HNO3 .

Невеликі кількості нітратної кислоти в лабораторіях добувають за такою реакцією:

NaNO3 +H2SO4 HNO3 +NaHSO4.

застосування нітратної кислоти

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, нітрогліцерин тощо), лікарських препаратів, яскравих барвників, штучних волокон (наприклад, нітроцелюлози, або «штучного шовку»). Її також застосовують як окисник ракетного палива.

нітрати

Нітрати — гарні окисники. Наприклад, така інертна речовина, як хром(III) оксид при сплавці з натрій нітратом утворює натрій хромат:

Cr2O3 + 6NaNO3 + 4NaOH =

= 2Na2CrО4 + 6NaNO2 + 2H2O.

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,

131

нітрати металів, що перебувають в електрохіміч-					Оксиди Фосфору
ному ряді напруг правіше магнію (літій Li, калій
K, барій Ba, кальцій Ca і натрій Na), розкладають-					Фосфор утворює два оксиди — P2O3 та P2O5.
ся на нітрит і кисень:
					Це спрощені формули речовин. Насправді моле-
2NaNO3 t→2NaNO2 +O2 ↑.
					кули оксидів Фосфору мають такий склад: P				O	6	та
Нітрати, утворені металами середньої ак-					P4O10.			4
тивності, що розташовані між міддю та магнієм					Фізичні властивості
включно (магній Mg, алюміній Al, марганець Mn,
					оксидів Фосфору
хром Cr, цинк Zn, залізо Fe, кобальт Co, нікель
					Фосфор(III)	оксид	P2O3	(фосфітний
Ni, олово Sn, свинець Pb і мідь Cu), розкладають-
ся на оксиди металів, нітроген діоксид та кисень:					ангідрид) являє	собою легкоплавку речовину
2Cu(NO3 ) t→2CuO +	4NO2 ↑ + O2 ↑.				(Тпл = +24 °С, Ткип = +175 °С). Він розчиняється у де-
2					яких органічних розчинниках та в сірковуглецеві,
Нітрати малоактивних	металів (ртуть Hg,
					а також у фосфатній та фосфітній кислоті, й має
срібло Ag, платина Pt та золото Au) розкладають-
					різкий запах.
ся на чистий метал, нітроген діоксид та кисень:
					Фосфор(V)	оксид	P2O5	(фосфатний
2AgNO3 =2Ag +2NO2 ↑ + O2 ↑.
					ангідрид) у звичайних умовах є білою, дуже
					гігроскопічною речовиною. Густина твердого
кругообіг нітрогену в природі					фосфатного ангідриду дорівнює 2,3 г/см3. При
					його нагріванні до +359 °С відбувається фазо-
					вий перехід із твердого стану в газоподібний,
Нанашійпланетііснуєдвашляхизв’язування					оминаючи рідкий. Такий фазовий перехід нази-
					вають сублімацією.
азоту. Перший шлях полягає в потужному елек-
тричному розряді — блискавки. При цьому					хімічні властивості
з молекул кисню й азоту утворюється нова ре-
					оксидів Фосфору
човина — нітроген(ІІ) оксид, який окиснюється
					Обидва оксиди Фосфору є кислотними окси-
повітрям у нітроген діоксид й потрапляє в ґрунт
або води океану у вигляді нітратів та нітритів.					дами.
Другий шлях — це шлях засвоєння азоту нітро-					хімічні властивості фосфітного ангідриду
генфіксувальними бактеріями й водоростями.					P2O3 активно реагує з водою. При цьому утво-
Цим шляхом сполук Нітрогену утворюється мен-					рюється двохосновна фосфітна кислота H3PO3 се-
ше, ніж при розряді блискавки.					редньої сили:
Сполуки Нітрогену в ґрунті або в океані дуже					P2O3 +3H2O →2H3PO3.
швидко поглинаються тваринами й рослинами.					У твердому стані це безбарвна гігроскопічна
При відмиранні рослин або тварин сполуки Нітро-					кристалічна сполука з температурою плавлення
гену знову потрапляють у ґрунт або океан, і такий					+74°С.Уводнихрозчинахвідбуваєтьсядисоціація
цикл може тривати досить довго, доки сполуки					за схемою ( Ka = 2 10−3 , Ka		= 6 10−7):
Нітрогену не потрапляють до денітрифікувальних					1 H3PO3 H+2 +H2PO3−,
бактерій, які в результаті своєї життєдіяльності					H2PO3− H+ +HPO32−,
виділяють азот.
					H3PO3 2H+ +HPO32−.
Без зв’язаного Нітрогену життя на Землі
не існувало б. Завдяки блискавкам Нітроген по-					При реакції P2O3 з лугами утворюються солі
трапив у воду, де й зародилося життя. На почат-					фосфітної кислоти — фосфіти:
ку XX століття запаси Нітрогену в ґрунті стали					P2O3 +4NaOH →2Na2 (HPO3 )+H2O.
вичерпуватися. Це стало причиною різкого зни-
					Фосфор триоксид, фосфітна кислота та її
ження врожайності на полях. Населенню Землі
					солі проявляють чітко виражені відновні влас-
загрожував голод. Але вчені запропонували ви-
					тивості. Наприклад, фосфітна кислота віднов-
користати деякі хімічні сполуки як сільськогос-
					лює малоактивні	метали	з їхніх	водних	роз-
подарські добрива. І це дало змогу підвищити
					чинів:
врожайність.
					H3PO3 +CuSO4 +H2O → H3PO4 +Cu +H2SO4 .
Сьогодні нітратні добрива використовують
					Кисень повітря — триоксид окиснює в фос-
практично на всіх полях. Однак не слід забува-
					фор пентаоксид:
ти про те, що надлишок сполук Нітрогену так
					P2O3 +O2 → P2O5.
само викликає зниження врожайності, а всі стоки
з полів так чи інакше потраплять в океан, унаслі-					хімічні властивості фосфатного ангідриду
док чого може початися неконтрольований ріст					Фосфор(V) оксид дуже активно взаємодіє з во-
різних водних рослин, що у свою чергу призведе					дою. При цьому може утворюватися три кислоти:
до загибелі риби в морях та океанах.					метафосфатна (HPO3), пірофосфатна (H4P2O7) або

132