Вопрос 5. Аммиак, азотная кислота, нитраты калия и аммония; фосфор, фосфорная кислота, фосфорные удобрения.

Азот образует несколько соединений с водородом. Важным в практическом отношении водородным соединением азота является аммиак (NH₃) – бесцветный газ с резким запахом. При температуре минус 33,4 °C и атмосферном давлении аммиак переходит в жидкое состояние.

Атом азота в молекуле аммиака имеет одну неподелённую электронную пару и может участвовать в образовании связи по донорно-акцепторному механизму, например, с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате этого взаимодействия образуется ион аммония.

Соли аммония образуются при реакции аммиака с кислотами

Аммиак хорошо растворяется в воде. Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Взаимодействие аммиака с водой приводит к образованию гидроксида аммония; гидроксид аммония – слабое основание (К = 1,8×10–5):

В промышленности аммиак получают прямым синтезом из азота и водорода:

N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3

Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень окисления и поэтому проявляет только восстановительные свойства, окисляясь обычно до свободного азота. Например, аммиак горит в атмосфере кислорода:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O .

В присутствии катализатора (сплавы на основе платины) аммиак окисляется до NO:

4 NH3 + 5O2 4 NO + 6 H2O .

Эта реакция имеет промышленное значение в производстве азотной кислоты.

Атомы водорода в молекуле аммиака находятся в высшей степени окисления и проявляют свои окислительные свойства при взаимодействии аммиака со щелочными металлами:

2 NH3 + 2 Na (расплавленный) 2 NaNH2 + H2.

При замещении на металл одного атома водорода в молекуле NH3 образуются соединения, называемые амидами.

Соединения, которые можно рассматривать как продукт замещения двух атомов водорода в молекуле NH₃ на атомы металла, называются имидами

При полном замещении атомов водорода в молекуле аммиака атомами металла образуются нитриды.

Чистая азотная кислота HNO₃ – бесцветная жидкость, постепенно разлагающаяся на свету:

4 HNO₃ → 4 NO₂ + O₂ + 2 H₂O.

Вследствие этого концентрированные растворы азотной кислоты могут иметь бурую окраску. HNO₃ принадлежит к числу наиболее сильных кислот.

Характерным свойством азотной кислоты является её ярко выраженная окислительная активность. Большинство неметаллов окисляется концентрирован-

ной HNO₃ до высшей степени окисления; из галогенов азотной кислотой окисляется только йод (до степени окисления +5):

Сама HNO3 восстанавливается при этом до NO и (или) NO₂.

Азотная кислота окисляет почти все металлы (исключение Au, Pt, Ta, Rh, Ir), превращая их чаще всего в нитраты. Сама азотная кислота может восстанавливаться до NO₂, NO, N₂O, N₂, NH4⁺. Чем меньше концентрация кислоты и чем более активен металл, тем более глубоко протекает её восстановление. При реакциях металлов (особенно малоактивных) с концентрированной кислотой преимущественно выделяется NO₂:

При взаимодействии разбавленной HNO3 с малоактивными металлами, например, медью, серебром, свинцом, выделяется NO. В случае более активных ме-таллов (железо, цинк) азотная кислота восстанавливается до NO, N2O или N₂:

Сильно разбавленная HNO₃ взаимодействует с активными металлами (магний, кальций, порошкообразный цинк) с образованием нитрата аммония

При взаимодействии азотной кислоты с металлами выделения водорода чаще всего не наблюдается.

Концентрированная HNO₃ пассивирует некоторые металлы: железо, хром и алюминий не растворяются в холодной азотной кислоте.

Соли азотной кислоты – нитраты.

Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые называют селитрами (например, NaNO₃ – натриевая селитра, Сa(NO₃)₂ – кальциевая селитра, NH₄NO₃ – аммиачная селитра); их применяют в качестве минеральных удобрений.

Азотная кислота и нитраты также используются для изготовления взрывчатых средств и пиротехнических изделий.

При обычных условиях фосфор представляет собой твёрдое вещество.

Вследствие лёгкой окисляемости фосфор не встречается в природе в свободном состоянии. Наиболее важным природным соединением фосфора является минерал фосфорит Ca₃(PO₄)₂. Фосфор в свободном состоянии получают прокаливанием фосфорита с песком и углём в электрических печах без доступа воздуха с последующей конденсацией паров фосфора:

Свободный фосфор непосредственно взаимодействует со многими веществами: с кислородом, галогенами, активными металлами; в последнем случае образуются фосфиды металлов, аналогичные нитридам

Для фосфора известны несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный фосфор и другие.

При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе образуется оксид фосфора (V) – белое твёрдое вещество. Cостав молекул оксида фосфора (V) отвечает формуле P₄O₁₀, а не простейшей брутто-формуле P₂O₅. Оксид фосфора (V) очень гигроскопичен и поэтому является хорошим водоотнимающим средством. Гидратация оксида фосфора (V) представляет собой сложный процесс, промежуточными продуктами которого являются полимерные фосфорные кислоты. Конечный продукт гидратации P₂O₅ – ортофосфорная кислота H₃PO₄ . Поэтому P₂O₅ (P₄O₁₀) считают ангидридом фосфорной кислоты. H₃PO₄ – слабая трёхосновная кислота:

K₁ = 7,5×10^–3 ; K₂ = 6,2×10^–8 ; K₃ = 1,2×10^–13

Кроме орто-формы для фосфорной кислоты характерна также и мета-форма (HPO3)x. Метафосфорные кислоты (HPO₃)_x , например, (HPO₃)₄, имеют циклическое строение.

Часто при обсуждении состава метафосфорных кислот записывают простейшую формулу HPO₃.

H3PO4 и (HPO3)x – кристаллические вещества. Из полифосфорных кислот в кристаллическом состоянии выделена только простейшая дифосфорная (пирофосфорная) кислота – H4P2O7; её соли называются дифосфатами или пирофосфатами.

Несмотря на высшую степень окисления фосфора, ни сама фосфорная кислота, ни её соли – фосфаты – в растворах не проявляют окислительных свойств, что связано с высокой устойчивостью соединений фосфора в степени окисления +5.

В лабораторных условиях ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой.

Существуют два промышленных способа получения H3PO4: экстракционный и термический. Экстракционный метод заключается в обработке природных фосфатов серной кислотой с последующим отделением сульфата кальция и концентрированием фосфорной кислоты:

Ca3(PO4)3 + 3 H2SO4 3 CaSO4 + 2 H3PO4 .

При получении фосфорной кислоты термическим методом проводится восстановление фосфатов до чистого фосфора, сжигание фосфора и последующая гидратация фосфорного ангидрида.

Соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.