14. Азот и его соединения gamma

1.

Азот и Фосфор: Введение
Добро пожаловать в мир азота и фосфора — двух важнейших
элементов, играющих ключевую роль в химии и биологии.

2.

Подгруппа Азота и Фосфора:
Общая Характеристика
Определение
Элементы 15-й группы
Периодической таблицы.
Внешний Электронный
Слой
ns²np³ — пять валентных
электронов.
Степени Окисления
От -3 до +5, демонстрируя
как окислительные, так и
восстановительные
свойства.

3.

Аллотропия Фосфора
Фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, каждая со своими уникальными свойствами.
Белый Фосфор
Красный Фосфор
Черный Фосфор
Молекулярная кристаллическая
Полимерная структура, менее
Атомная кристаллическая
решётка, очень
реакционноспособен, чем белый.
решетка, наиболее стабильная
реакционноспособен, ядовит.
форма.

4.

Получение Азота
Азот можно получить как в лабораторных, так и в промышленных условиях.
В Лаборатории
В Промышленности
Разложение дихромата аммония: (NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O
Основной метод — сжижение воздуха с последующей фракционной перегонкой.
Разложение нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O
Сжигание аммиака: 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O
Восстановление меди из оксида аммиаком: 3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

5.

Получение Фосфора
Фосфор получают в печи восстановлением фосфата кальция углём в присутствии SiO₂.

6.

Химические Свойства Азота
Азот — относительно инертное вещество, но проявляет и окислительные, и
восстановительные свойства.
С активными металлами и металлами средней активности. Образуются
нитриды (MgxNy). В нитридах у азота с.о. -3.
3Mg + N₂ = Mg₃N₂
Из неметаллов N₂ реагирует только с кислородом и водородом.
N₂ + O₂ = 2NO
N₂ + 3H₂ = 2NH₃
Нитриды реагируют с водой
Образуются гидроксид металла и аммиак.
Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃
Нитриды реагируют с кислотами
Образуется соль металла и соль аммония.
Mg₃N₂ + 8HCl = 3MgCl₂ + 2NH₄Cl
N₂ не реагирует с концентрированными кислотами и щелочами любой
концентрации.

7.

Химические Свойства Фосфора
Белый фосфор очень реакционноспособен, проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.
С Металлами
С Кислородом
Фосфор реагирует с активными металлами и металлами средней активности. Образует фосфиды .
Самовоспламеняется на воздухе, образуя два разных оксида.
В фосфидах у фосфора с.о. -3
С избытком кислорода: P₄ + 5O₂ = 2P₂O₅
P + 3Li = Li₃P
С недостатком кислорода: P₄ + 3O₂ = 2P₂O₃
Фосфиды реагируют с водой — образуются гидроксид металла и фосфин (PH₃).
Пример: Li₃P + 3H₂O = 3LiOH + PH₃
Фосфиды реагируют с кислотами — образуется соль металла и фосфин.
Пример: Li₃P + 3HCl = 3LiCl + PH₃
С Галогенами
С Кислотами-Окислителями
Реагирует, например, с I₂ только до степени окисления +3.
Образует ортофосфорную кислоту.
С хлором: P + 5Cl₂ = 2PCl₅
С концентрированной азотной кислотой:
С иодом: P + 3I₂ = 2PI₃
P + 5HNO₃(конц) = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O
С концентрированной серной кислотой:
2P + 5H₂SO₄(конц) = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O
С Щелочами
Образуются гипофосфит и фосфин
P₄ + 3NaOH + 3H₂O = 3NaH₂PO₂ + PH₃

8.

Аммиак NH₃: получение
Получение
В лаборатории: Действие щелочей на соли аммония;
нитриды металлов с водой.
Реакция хлорида аммония с гидроксидом кальция при
нагревании:
2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O
В промышленности: Процесс Габера (синтез из азота и
водорода).
Реакция Габера: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

9.

Химические Свойства Аммиака
Взаимодействие с водой (слабое основание)
Взаимодействие с кислотами
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
NH₃ + HCl = NH₄Cl
Горение аммиака
Взаимодействие с углекислым газом и водой
С катализатором (Pt): 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O (при Pt, 800-900°C)
NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃
Без катализатора: 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O (при высокой температуре)
2NH₃ + H₂O + CO₂ → (NH₄)₂CO₃

10.

Аммиак — Восстановитель
NH₃ — восстановитель! Азот из N⁻³ окисляется как правило до N₂
Реакции окисления аммиака:
1
С оксидом меди: 3NH₃ + 3CuO → 3Cu + 3H₂O + N₂↑
2
С перманганатом калия: 2KMnO₄ + 2NH₃ → 2KOH + N₂↑ + 2MnO₂ + 2H₂O
3
С пероксидом натрия: 3Na₂O₂ + 2NH₃ → 6NaOH + N₂↑

11.

Разложение Солей Аммония
Разложение солей аммония зависит от природы аниона.
1
Соль не содержит аниона-окислителя
Разложение без изменения степени окисления азота, выделяется аммиак.
(NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃
(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O
2
Соль с анионом-окислителем
Разложение сопровождается изменением степени окисления азота иона аммония.
Разложение нитрата аммония:
2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O
Разложение нитрита аммония:
NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O
3
Образование нитрита аммония при нагревании
При образовании нитрита аммония при нагревании он разлагается на N₂ и воду. В реакции образуется
нитрит аммония, поэтому в уравнении пишут N₂ и H₂O как продукты.
NaNO₂ + NH₄I → NaI + N₂↑ + 2H₂O

12.

Оксиды Азота
Оксиды азота — это соединения азота с кислородом, которые играют важную роль в химии и окружающей
среде. Основные оксиды азота:
N₂O
NO
N₂O₃
NO₂
N₂O₅
Каждый оксид имеет уникальные свойства и применение в промышленности и медицине.

13.

Оксид Азота (I) — N₂O — Несолеобразующий оксид
Бесцветный газ. Обладает наркотическим эффектом, используется для наркоза в медицине. Используется как окислитель в ракетном топливе. При вдыхании в малых концентрациях вызывает опьянение и сонливость. Известен как
"веселящий газ".
Классификация оксида:
Не реагирует с водой, оксидами металлов, щелочами
N₂O + H₂O = (не реагирует)
Не восстанавливает оксиды до металлов
N₂O + CuO = (не реагирует)
N₂O + KOH = (не реагирует)
! N₂O не реагирует с O₂
N₂O - окислитель (при нагревании):
Восстанавливается до N₂:
N₂O + H₂ → N₂ + H₂O
N₂O + Mg → N₂ + MgO
N₂O + 2Cu → N₂ + 2CuO
3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O
N₂O + H₂O + SO₂ → N₂ + H₂SO₄
N₂O + C → N₂ + CO
5N₂O + 2P → 5N₂ + P₂O₅

14.

Оксид Азота (II) — NO несолеобразующий
Бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет (буреет) из-за окисления до диоксида азота NO₂.
Получение
1) В природе:
2) В промышленности:
Образуется из азота и кислорода под действием
Каталитическое окисление аммиака:
электрического разряда (например, во время грозы):
NO - несолеобразующий
Не реагирует с водой, оксидами металлов, щелочами
Не восстанавливает оксиды до металлов
NO + H₂O = (не реагирует)NO + K₂O = (не реагирует)NO + KOH = (не реагирует)
NO как восстановитель:
Легко окисляется кислородом, превращаясь в бурый газ NO₂:

15.

Оксид Азота (III) — N₂O₃
Общие свойства: Устойчив только при низких температурах. При более высоких температурах разлагается.
Классификация оксида:
N₂O₃ + H₂O \rightarrow 2HNO₂
N₂O₃ + Na₂O \rightarrow 2NaNO₂
N₂O₃ + NaOH \rightarrow NaNO₂ +
(кислотный оксид)
(реагирует с основными
H2O (реагирует со щелочами)
оксидами)
N₂O₃ — это кислотный оксид, образующий азотистую кислотe при взаимодействии с водой.

16.

Оксид Азота (IV) — NO₂
Ядовитый бурый газ. Известен как "лисий хвост" из-за своего цвета.
Получение:
1) Окисление оксидов азота кислородом или озоном:
2) Действие концентрированной азотной кислоты на
неактивные металлы (например, медь):
3) Разложение нитратов металлов (правее магния в ряду
активности) и нитрата лития:
2NO + O₂ → 2NO₂
4HNO₃(конц.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂
NO₂ + H₂O (тёплая) → HNO₃ + NO
NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃
Классификация оксида:
NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂ (кислотный оксид)
NO₂ + NaOH → NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O
NO₂ + NaOH + O₂ → NaNO₃ + H₂O
NO₂ как окислитель:
Восстанавливается до N₂ или NO:
2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂
2NO₂ + 2C → N₂ + 2CO₂

17.

Оксид Азота (V) — N₂O₅
Общие свойства: Белое кристаллическое вещество. Сильный окислитель. Очень гигроскопичен (поглощает влагу из воздуха). Легко разлагается при
нагревании.
Получение:
1) Дегидратация азотной кислоты:
2) Окисление NO₂ озоном:
4HNO₃ → 2N₂O₅ + 2H₂O (при нагревании и в присутствии P₂O₅)
2NO₂ + O₃ → N₂O₅ + O₂
Классификация оксида:
N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃ (кислотный оксид)
N₂O₅ + Na₂O → 2NaNO₃
N₂O₅ — это ангидрид азотной кислоты и самый сильный окислитель среди оксидов азота.
N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

18.

Азотная кислота HNO₃
Сильная одноосновная
При обычных условиях:
На свету частично
кислота-гидроксид
бесцветная, дымящая на
разлагается, имеет
воздухе жидкость
буроватый оттенок
Диссоциирует почти нацело
Формула: HNO₃

19.

Получение Азотной Кислоты
В лаборатории
В промышленности
Вытеснением из нитратов концентрированной
Из аммиака постадийно:
серной кислотой:
1. Каталитическое окисление аммиака
2. Окисление NO до NO₂ кислородом воздуха
3. Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка
кислорода

20.

Специфические Свойства Азотной Кислоты
Азотная кислота в любой концентрации реагирует с металлами после водорода в ряду активности, кроме платины и
золота.
Кислота-окислитель в любой
Со всеми металлами кроме золота и
концентрации
платины
Никогда не выделяется водород!
Реакции с металлами:
Феррохром с конц. HNO₃:
пассивация, реагируют при
нагревании, образуется NO₂
Феррохром с разбавленной
HNO₃:
Железо с разбавленной HNO₃:
Al + HNO₃(разб) = нитрат Al + (N₂O
может давать NH₄NO₃, N₂O, NO
или NH₄NO₃) + H₂O

21.

Азотная кислота с неметаллами
PSIC - Фосфор, Сера, Иод, Углерод - неметаллы, реагирующие с азотной кислотой
Азотная кислота активно реагирует с большинством неметаллов, выступая в роли сильного окислителя. Продукты реакции зависят от концентрации
кислоты и природы неметалла.
Фосфор (P)
Сера (S)
Фосфор реагирует с азотной кислотой, образуя фосфорную кислоту.
При реакции концентрированной азотной кислоты с серой образуется
Концентрированная кислота дает диоксид азота, разбавленная — оксид
серная кислота, диоксид азота и вода. При использовании разбавленной
азота (II) или другие продукты.
кислоты продукты могут отличаться.
Иод (I₂)
Углерод (C)
Иод реагирует с концентрированной азотной кислотой, образуя
Углерод (например, в виде графита или угля) при нагревании окисляется
иодноватую кислоту и диоксид азота.
концентрированной азотной кислотой до углекислого газа.
В этих реакциях азотная кислота восстанавливается до различных оксидов азота, а неметаллы окисляются до своих высших кислородсодержащих кислот или окси

22.

23.

Разложение нитратов при Нагревании
1
2
1) Активные металлы (кроме Li до Mg
невключительно):
2) От магния включительно до меди
(включительно) и Li:
Образуют нитрит + O₂
Образуют оксид металла в высшей степени
При более сильном нагревании (выше 500°C)
окисления + NO₂ + O₂
нитраты Mg, Sr, Ca, Ba разлагаются до оксида
Примечание: нитрат железа (II) всегда разлагается
металла, NO₂ и O₂
до оксида в высшей степени окисления
3
3) После меди:
Образуют металл + NO₂ + O₂

24.

Окислительные Свойства Нитратов
Реакция алюминия с нитратом в щелочной среде:
Особенность: Алюминий реагирует с щелочью, образуется водород, который в момент выделения является очень сильным восстановителем. Он восстанавливает азот до минимальной степени окисления (NH₃).
Важно: Эта реакция встречалась в ЕГЭ !

25.

Азотистая Кислота HNO₂
Общие свойства:
Одноосновная, слабая,
Существует только в
Разлагается без нагревания и
неустойчивая кислота
разбавленных растворах
при нагревании
Получение:
Из нитритов вытеснением, например, из нитрита серебра:
Двойственный характер:
Слабый окислитель (восстанавливается до NO или
N₂)
Сильный восстановитель (окисляется до HNO₃)

26.

Окислительные Свойства Азотистой Кислоты
HNO₂ как окислитель восстанавливается до NO или N₂:
Реакция с йодидом в кислой среде:
Реакция с сульфатом железа (II):
Примечание: В этих реакциях азот восстанавливается из степени окисления +3 до +2 (NO)

27.

Восстановительные Свойства Азотистой Кислоты
HNO₂ как восстановитель (окисляется до HNO₃):
Реакция с хлором и водой:
Примечание: В этой реакции азот окисляется из
степени окисления +3 до +5 (HNO₃), а хлор
восстанавливается из 0 до -1 (Cl⁻)

28.

Нитриты - Окислители и Восстановители
Окисление нитритов до нитратов:
Нитриты окисляются галогенами, кислородом, пероксидом водорода и другими окислителями до нитратов:
Восстановление нитритов в кислой среде:
Нитриты восстанавливаются до NO:
Реакция нитрита аммония:

29.

Задание 1 (ЕГЭ 2023) - Соответствие Реагентов и Продуктов
Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами их взаимодействия:
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА:
1
Cu и разбавленная HNO₃
2
Fe и концентрированная HNO₃
3
NH₃ и O₂ (при катализаторе)
4
KNO₂ и KI в кислой среде
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ:
1
NO↑ и H₂O
2
NO₂↑ и H₂O
3
N₂↑ и I₂
4
NO↑ и I₂
5
N₂ и H₂O
Ответ: А-1, Б-2, В-1, Г-4

30.

Задание 2 (ЕГЭ 2024) - Реакция Ионного Обмена
Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена:
Предложенные вещества:
1.
Сульфид натрия
2.
Азотная кислота
3.
Хлорид железа (III)
4.
Оксид кальция
5.
Нитрат серебра
Задача:
Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции между выбранными веществами.
Решение:
Выбираем: Сульфид натрия (Na₂S) и Нитрат серебра (AgNO₃)
Молекулярное уравнение:
Полное ионное уравнение:
Сокращённое ионное уравнение: