2. Химия неметаллов

Лабораторная работа № 11

Тема: Химические свойства неметалла IIIA подгруппы - бора

Цель работы: изучение химических свойств единственного неметалла IIIA подгруппы – бора

Краткая теория: Химические свойства бора и его соединений

Б

5

B

бор

ор (В) входит в главную подгруппу III группы

периодической системы. На внешнем электронном

слое атомов три электрона:

B ns²np¹

B* ns¹np²

Поскольку на предпоследнем уровне бора всего два электрона, его свойства резко отличаются от свойств других элементов подгруппы - он единственный неметалл в III A подгруппе. Хотя формально бор проявляет степень окисления +3 в оксидах и галогенидах, однако ион В⁺³ неизвестен. В образовании ковалентных связей с неметаллами участвуют три sp² -гибридных облака возбужденного атома бора, поэтому соединения бора со степенью окисления +3 имеют плоско - треугольное строение.

В соединениях с металлами - боридах - бор является акцептором электронов: Mg₃B₂, AlB и др.

При обычных условиях простое вещество бор - твердое вещество ( t_пл = 2075 °С). Кристаллическое строение бора особенное. Оно не является характерным ни для металлов, ни для неметаллов. В нем реализуется большее число связей (>4), природа которых не является ни типично металлической, ни обычной ковалентной. Кристалл бора состоит из икосаэдров - правильных двадцатигранников с 12 вершинами. При обычных температурах бор весьма инертен. При высоких температурах он становится активным, взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, азотом, углеродом, водородом и многими металлами.

Бор медленно реагирует с такими сильными окислителями, как фтор, горячая концентрированная азотная кислота и царская водка. Аморфный бор постепенно растворяется при кипячении в концентрированной щелочи:

2B + 2NaOH + 2H₂O = 2NaBO₂ + 3H₂

Диаграмма Латимера для бора:

B F₄^- -1,295

-0,888

H ₃BO₃ B

[ B(OH)₄]^1- -1,822

Триоксид бора В₂О₃ - кислотный оксид. Известны три его гидратные формы - борные кислоты Н₃ВО₃ – ортоборная кислота

НВО₂ – метаборная кислота

Н₂В₄О₇ – тетраборная кислота

О ртоборная кислота образуется при действии воды на В₂О₃. Это слабая одноосновная кислота. Н₃ВО₃ + Н₂О [В(ОН)₄]^- + Н⁺ ;

К₁ = 5,8  10^-10.

При нагревании Н₃ВО₃ постепенно теряет воду, переходя сначала в метаборную кислоту НВО₂, а затем в тетраборную Н₂В₄О₇ и, наконец, в В₂О₃.

Н ₂В₄О₇ + 5 Н₂О 4 Н₃ВО₃ 4 НВО₂ + 4 Н₂О

Соли борной кислоты - бораты- отвечают по составу метаборной или тетраборной кислотам.

При действии любой сильной кислоты на бораты образуется Н₃ВО₃ :

Na₂B₄O₇ + 2HCl  H₂B₄O₇ + 2NaCl

+ H₂B₄O₇ + 5 H₂O  4 H₃BO₃

N a₂B₄O₇ +2HCl + 5 H₂O  4 H₃BO₃ + 2 NaCl

В воде растворимы лишь бораты щелочных металлов. Их растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. Наиболее важные соединения бора - борная кислота H₃BO₃ и бура Na₂B₄O₇* 10 H₂O_.

Водные растворы буры обладают сильно щелочной (рН >>7) реакцией вследствие их гидролиза, который протекает в две стадии:

1 ) B₄O₇^2- + 3 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 BO₂ ^–

Na₂B₂O₇ + 3 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 NaBO₂

2 ) 2 BO₂ ^- + 4 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 OH^-

2 NaBO₂ + 4 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 NaOH

Бура - сырье для синтеза других соединений бора, её применяют при пайке металлов и для приготовления глазурей, эмалей и специального термостойкого стекла для химической посуды.

Бор очень сильный комплексообразователь - акцептор электронов, так как имеет свободные р-орбитали; образует устойчивые комплексы: LiBH₄, HBF₄, KBF₄

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атома В, валентные электроны, степени окисления.

2. Структура и свойства простого вещества – бора:

- окислительная и восстановительная активность бора, значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов окисления и восстановления;

- взаимодействие с металлами;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и кислот бора:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении и водными растворами щелочей.

4. Свойства солей борных кислот:

- растворимость в воде, гидролиз;

- взаимодействие с сильными кислотами;

- образование эфиров со спиртами.

5. Нахождение в природе и получение простого вещества бора.

6. Получение и применение бора и его соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение борной кислоты из тетрабората натрия (буры)

Налить в пробирку 1 мл горячего насыщенного раствора буры (Na₂B₄O₇) и добавить в неё примерно 10-15 капель концентрированной HCl.

Поставить пробирку в стакан с холодной водой, по мере охлаждения раствора наблюдать образование кристаллов борной кислоты.

Опыт 2. Получение и исследование свойств борной кислоты

а) В пробирку насыпать несколько кристалликов (1-2 микрошпателя) борной кислоты Н₃ВО₃, добавить около 1 мл дистиллированной воды и нагреть на спиртовке до растворения кристаллов. Охладить раствор, испытать среду синим лакмусом и универсальным индикатором. Сделать вывод о силе борной кислоты.

б) К полученному в опыте 2а раствору борной кислоты добавить один микрошпатель порошка магния. Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции взаимодействия ортоборной кислоты с магнием, учитывая, что получается метаборат магния.

Опыт 3. Гидролиз раствора тетрабората натрия (буры)

Определить рН среды водного раствора тетрабората натрия путем нанесения 1 капли раствора на полоску универсального индикатора. Какова реакция среды? Написать уравнение ступенчатого гидролиза тетрабората натрия. Как влияет разбавление раствора на гидролиз буры?

Контрольные вопросы

1. Дать краткую характеристику бора, исходя из его положения в периодической системе и строения атома.

2. Какие степени окисления характерны для бора?

3. Какие соединения бор образует с кислородом; с водородом; с водородом и кислородом?

4. В чем проявляется сходство химических свойств бора и кремния? Написать уравнения реакций.

5. Какие соединения образует бор с азотом? Какова их структура и свойства?

6. Произойдет ли реакция между фторидом бора и аммиаком? Ответ мотивировать.

7. Объяснить, почему атом бора образует ион тетрафтороборат и не образует гексафтороборат-иона.

8. Написать уравнения реакций взаимодействия бора с концентрированной азотной кислотой; с водным раствором щелочи.

9. К какому типу относится связь между атомами в соединениях: фторид бора, оксид бора, борид магния ?

10. Как осуществить следующие превращения:

B₂O₃  B  H₃BO₃  Na₂B₄O₇  B₂O₃? Написать уравнения реакций.

11. Составить уравнения гидролиза буры ( тетрабората натрия); определить реакцию раствора.

12. Почему хлорид бора дымит во влажном воздухе?

13. Описать электронное строение молекулы диборана. Одинаковы ли свойства атомов водорода, входящих в состав молекулы диборана?

14. Что происходит при нагревании ортоборной кислоты? Написать уравнения реакции.

15. Написать формулы метабората натрия, тетрабората натрия и борида натрия. Как они взаимодействуют с водой?

16. Что образуется при нейтрализации ортоборной кислоты щелочью ?

17. Написать уравнение реакции тетрабората натрия с соляной кислотой.

18. При взаимодействии боратов с концентрированной серной кислотой и метиловым спиртом освобождающаяся ортоборная кислота образует борнометиловый эфир. Написать уравнения реакций.

19. Как протекает гидролиз фторида бора?

20.Почему оксид бора не реагирует с соляной кислотой, но хорошо растворим в плавиковой кислоте? Написать уравнение реакции.

Лабораторная работа № 12

Тема: Химические свойства неметаллов IVA подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств неметаллов IVA подгруппы – углерода и кремния

Краткая теория: Химические свойства неметаллов IVA подгруппы и

их соединений

Углерод, кремний

У

6

C

углерод

глерод (С) и кремний (Si) входят в IVА подгруппу

периодической системы Д.И.Менделеева. Атомы

этих элементов имеют на внешнем электронном

слое ns²np² – электроны, способные к образованию

химических связей.

Углерод и кремний не образуют отрицательно заряженных ионов, вследствие малого сродства их атомов к электрону. Положительные ионы не образуются из – за большой энергии ионизации атомов. Характерной особенностью углерода и кремния, вследствие одинаково выраженной тенденции к потере и приобретению электронов, является их способность взаимодействовать со многими элементами, образуя неполярные соединения с ковалентными связями. В соединениях углероду и кремнию свойственны степени окисления +4 и –4, углерод проявляет и степень окисления +2. При химических реакциях они проявляют слабые восстановительные (в реакциях с окислителями) и окислительные (в реакциях с восстановителями) свойства:

Э – 4 е = Э ⁺⁴

Э – 2 е = Э⁺²

Э + 4 е = Э^-4

В нормальных условиях простые вещества углерод и кремний – твердые вещества с высокой температурой плавления. Структурной единицей кристаллической решетки являются атомы, образующие пространственную трехмерную каркасную решетку; в которой атомы связаны ковалентными связями за счет орбиталей в sp³-гибридном состоянии. Аллотропическое видоизменение углерода – графит, имеет слоистую структуру, в которой атомы углерода находятся в sp² – гибридном состоянии.

Благодаря атомной ковалентной – каркасной структуре этих веществ в обычных условиях они весьма инертны. При высоких температурах углерод становится активным по отношению к большинству металлов и многим неметаллам. Соединения углерода очень распространены и чрезвычайно разнообразны. В земной коре содержание углерода невелико, всего около 0,1% вес. Он входит в состав многих минералов, большей частью которых являются карбонаты (CaCO₃ – известняк, мрамор; [(CuOH)₂CO₃] – малахит). В атмосфере углерод содержится в виде CO₂, который в растворенном состоянии присутствует во всех природных водах. Углерод входит в состав веществ, образующих ткани живых организмов (органические соединения), и продуктов их разрушения (каменный уголь, торф, нефть и др.).

Строение и свойства органических соединений рассматриваются в органической химии. С металлами углерод образует соединения – карбиды. Их получают прокаливанием металлов или их оксидов с углеродом:

4Al + 3C  Al₄C₃

Ca + 2C  CaC₂

Карбиды легко разлагаются водой:

Al₄C₃ + 12H₂O  4Al(OH)₃ + 3CH₄

метанид

CaC₂ + 2H₂O  Ca(OH)₂ + C₂H₂

ацетиленид

При нагревании углерод легко реагирует с кислородом воздуха:

C + O₂  CO₂

При недостатке кислорода и при высокой температуре идет реакция

2C + O₂ = 2CO

или

C + CO₂ = 2CO

Диоксид углерода (углекислый газ) СО₂ - в обычных условиях газ без цвета и запаха, довольно инертный. При повышенных температурах взаимодействует с активными восстановителями:

CO₂ + Mg = 2MgO + C + 815 кДж

В лабораторных условиях получают диоксид углерода действием соляной кислоты на мрамор:

CaCO₃ + 2HCl  CaCl₂ + CO₂ + H₂O

В промышленных условиях CO₂ получается при обжиге известняка:

CaCO₃  CaO + CO₂

Оксид углерода CО (угарный газ) очень ядовит, также не имеет цвета и запаха. Является сильным восстановителем и используется для восстановления металлов из руд, например в доменном процессе:

Fe₃O₄ + 4 CO  3Fe + 4CO₂

Оксид углерода (II) не кислотообразующий оксид. Диоксид углерода растворяется в воде (1:1 по объему) и при растворении взаимодействует с ней с образованием угольной кислоты:

C O₂ + H₂O H₂CO₃

H₂CO₃ – кислота очень слабая и существует только в водных растворах. Как двухосновная кислота диссоциирует на ионы в две ступени:

1 . H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^- K₁ = 4,5  10^-7

2 . HCO₃^1- H⁺ + CO₃^2- K₂ = 4,8  10^-11

Угольная кислота образует два ряда солей – средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Карбонаты щелочных металлов (K₂CO₃ – поташ, Na₂CO₃ - сода) при нагревании не разлагаются, а CaCO₃ и MgCO₃ – разлагаются по уравнению

t

MgCO₃  MgO + CO₂

Карбонаты щелочных металлов в водных растворах, подвергаясь гидролизу, имеют высокое значение рН (8,5 - 12).

Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании разлагаются по схеме

2NaHCO₃  Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Тяжелые и менее активные металлы образуют в основном нерастворимые в воде карбонаты.

При высоких температурах углерод взаимодействует с серой с образованием сероуглерода:

С + 2S  CS₂

Сероуглерод – хороший растворитель. С азотом реакция завершается образованием дициана (ядовитый газ) 2C + N₂  C₂N₂, который превращается в циановодород (синильную кислоту):

C₂N₂ + H₂  2HCN

В отличие от углерода атомы кремния имеют свободные атомные орбитали на 3d-подуровне, поэтому в комплексных соединениях координационное число кремния равно шести (например, H₂[SiF₆] – кремнийфтористоводородная кислота). Кремний является вторым (после кислорода) по распространенности элементом (27% вес от массы земной коры). Если углерод можно рассматривать как основной элемент для всей органической жизни, то кремний играет такую же роль для твердой оболочки Земли, которая представляет собой смесь различных соединений кремния с кислородом и другими элементами.

В свободном виде кремний в природе не встречается, получают его восстановлением двуокиси кремния углеродом или магнием при высоких температурах:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO

SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si

Кислоты на кремний при обычных условиях не действуют (за исключением смеси HF и HNO₃), щелочи переводят его в соли кремниевой кислоты (H₂SiO₃):

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂ 

Кремниевая кислота существует в виде нескольких форм:

H₄SiO₄ (2H₂O  SiO₂) – ортокремниевая кислота

H₂SiO₃ ( H₂O  SiO₂) – метакремниевая кислота

H₂Si₂O₅ (H₂O  2SiO₂) – дикремниевая кислота

Все эти формы кремниевой кислоты неустойчивы и довольно легко образуют неорганические полимеры с общей формулой хSiO₂  y H₂O, называемые поликремниевыми кислотами.

Кремниевые кислоты слабее угольной. Метакремниевая кислота диссоциирует ступенчато:

1 . H₂SiO₃ H⁺ + HSiO₃^- К₁ = 2 10^-10

2 . HSiO₃^- H⁺ + SiO₃^2- К₂ = 1 10^-12

Так как SiO₂ нерастворим в воде, кремниевые кислоты получают косвенным путем. Например: Na₂SiO₃ + H₂SO₄  H₂SiO₃ + Na₂SO₄ .

Соли кремниевых кислот называются силикатами. Получают их сплавлением SiO₂ с едкими щелочами и карбонатами калия или натрия:

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

SiO₂ + K₂CO₃ = K₂SiO₃ + CO₂

Большинство солей метакремниевой кислоты нерастворимо в воде. Силикаты натрия и калия растворимы в воде (растворимое стекло). Водные растворы силикатов щелочных металлов сильно гидролизованы и имеют

рН  12. Силикаты входят в состав стекла – это аморфный прозрачный сплав, образующийся при нагревании смесей карбонатов со многими силикатами или с SiO₂ . Например, оконное стекло получают при сплавлении белого песка (SiO₂) с содой (Na₂CO₃) и мелом (или известняком (CaCO₃)):

t

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂ 

t

Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂ 

Состав стекла приближенно выражается формулой Na₂O  CaO  6SiO₂. Силикаты также широко используются для производства строительной и декоративной керамики, цемента.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – неметаллов:

- окислительная и восстановительная активность неметаллов, значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов окисления и восстановления;

- взаимодействие с металлами;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам кислот, окисляющим ионом H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другим);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и кислот неметаллов IVA подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении и водными растворами щелочей.

4. Свойства солей неметаллов IVA подгруппы – угольной и кремниевых кислот:

- растворимость в воде, гидролиз;

- взаимодействие с сильными кислотами.

5. Нахождение в природе и получение простых веществ – неметаллов IVA подгруппы.

6. Получение и применение неметаллов IVA подгруппы и их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Образование угольной кислоты

а) В пробирку налить дистиллированной воды до 1/4 её вместимости, внести раствор лакмуса (или метилоранжа) и пропустить ток углекислого газа из аппарата Киппа. Наблюдать изменение окраски индикатора.

Написать уравнение образования и диссоциации угольной кислоты в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

б) Прокипятить раствор до восстановления первоначального цвета индикатора. Объяснить причины изменения цвета.

Написать уравнение распада угольной кислоты.

Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты

а) В сухие пробирки поместить по 1 микрошпателю: CaCO₃, Na₂CO₃, NaHCO₃. В каждую прибавить по 5-6 капель 1н раствора соляной кислоты.

Наблюдать характерное шипение выделяющегося газа. Написать уравнения реакции.

б) В пробирки внести по 4-5 капель растворов солей CaCl₂, BaCl₂, Pb(NO₃)₂. В каждую добавить такой же объем раствора Na₂CO₃. Что наблюдается? Составить уравнения реакций.

в) В пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли раствора фенолфталеина. Затем в каждую внести по одному микрошпателю сухих солей: в одну - NaHCO₃, в другую - Na₂CO₃. Отметить различие в интенсивности окраски индикатора. Объяснить наблюдения, используя табличные значения констант диссоциации (К_дис.) угольной кислоты. Составить уравнения гидролиза солей, рассчитать константы гидролиза.

г) В одну пробирку налить 3-4 капли раствора соли меди, в другую - столько же соли алюминия. Затем в каждую добавить по 2-3 капли карбоната натрия. Наблюдать выпадение в осадок соответственно (CuOH)₂CO₃ и Al(OH)₃, а также выделение углекислого газа в обеих пробирках. Объяснить наблюдения. Составить уравнения реакций, зная, что вода является участником реакции.

д) Собрать прибор из пробирки и газоотводной трубки. В пробирку поместить 2-3 микрошпателя малахита (карбоната гидроксомеди (II) [CuOH]₂CO₃). Газоотводную трубку опустить в пробирку с 7-10 каплями известковой воды и осторожно нагреть пробирку с малахитом. Наблюдать выделение газа, изменение цвета соли, появление капель воды на выходе из пробирки с солью и помутнение известковой воды.

Объяснить происходящие явления, написать уравнения реакций.

Опыт 3. Получение кремниевой кислоты

а) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата натрия и добавить 3 мл 20%-ного раствора соляной кислоты. Хорошо перемешать стеклянной палочкой. Вследствие образования кремниевой кислоты содержимое пробирки через некоторое время превращается в студнеобразную массу. Составить уравнения реакции. Сделать вывод о свойствах кремниевой кислоты.

б) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата натрия и пропустить в него углекислый газ из аппарата Киппа до появления студнеобразного осадка. Составить уравнение реакции.

Опыт 4. Гидролиз силикатов

В пробирку с 1 мл раствора метасиликата натрия внести 1-2 капли раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора. Какая среда в растворе соли? Составить уравнение реакции гидролиза по первой ступени.

Контрольные вопросы

1. Написать электронные формулы атомов углерода и кремния. Какие степени окисления характерны для этих элементов?

2. В чем сходство и различие в свойствах углерода и кремния?

3. Какого типа химические связи образует углерод в органических соединениях? В каком гибридном состоянии может находиться углерод?

4. Какие простые вещества образует углерод? Чем различаются их структуры?

5. Какие оксиды образуют углерод и кремний? Какие кислоты и соли им соответствуют?

6. Какую среду имеют водные растворы карбоната и гидрокарбоната натрия? Дать объяснение, составить уравнения реакций гидролиза.

7. Какая среда в водном растворе силиката натрия? Составить уравнение гидролиза.

8. Какие соединения углерода входят в состав: воздуха, горных пород, подземных вод?

9. Какие из следующих солей растворяются в соляной кислоте: хромат бария, карбонат бария, сульфат бария? Почему?

10. Какая из солей образует осадок при взаимодействии с соляной кислотой: силикат натрия, карбонат натрия, сульфат натрия?

11. С какими из указанных веществ будет взаимодействовать оксид углерода (П): MgO, O₂, H₂, Cl₂, KOH? Написать уравнения происходящих реакций.

12. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: CaCO₃  CaO  Ca(OH)₂  Ca₃(PO₄)₂ .

13. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) CO  CO₂  Na₂CO₃  CaCO₃ ;

б) Si SiO₂  H₂SiO₃ Na₂SiO₃ .

14. Coставить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) CH₄  CO₂  MgCO₃  MgCl₂ ;

б) Na₂SiO₃  H₂SiO₃  SiO₂  CaSiO₃ .

15. Какие полимерные кислоты образует кремний?

16. Приведите формулу оконного стекла. Написать уравнение реакции получения оконного стекла.

17. В колбах без этикеток находятся следующие соли: хлорид натрия, карбонат натрия и сульфат натрия. Как определить: в какой колбе какая соль?

18. Имеются три цилиндра, наполненные газами: оксидом азота (II), оксидом углерода (II), оксидом углерода (IV). Как определить: какой газ находится в каждом цилиндре?

19. Как доказать кислотный характер диоксида кремния?

20. Какой осадок образуется при добавлении к силикату натрия раствора нитрата аммония?

Лабораторная работа № 13

Тема: Химические свойства неметаллов VA подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств неметаллов V A подгруппы – азота и фосфора

Краткая теория: Химические свойства неметаллов V A подгруппы и их соединений

Азот, фосфор

А

7

N

азот

зот ( 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,

t_кип. = -195,8°C. Молекула N₂ исключительно прочна (Е_дисс. = 945 кДж/моль) за счет тройной связи между атомами азота N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 Р_2n - 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:

N H₃ + H₂O NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

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

( NH₄)₃PO₄ 3NH₃ + H₃PO₄

N H₄NO₃ N₂O + 2H₂O

N H₄NO₂ 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⁺ (_NO3^-_{/ NO2}^- = 0,93 В),

а при действии восстановителей (I^-, S^2-, Fe²⁺ и т.д.) - восстанавливаются :

NO₂^- + 2H⁺ - 1e =NO + H₂O (_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