Фосфор. Оксиды.Кислоты. Соли фосфоросодержащие

Оксид фосфора(V) P2O5 (или P4O10) образуется при горении фосфора на воздухе.

4Р + 5О2 → 2Р2О5

Твердое кристаллическое вещество Р2О5 гигроскопично и используется как водо-отнимающее средство. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холоду метафосфорную кислоту НРО3, имеющую полимерное строение, или при нагревании ортофосфорную кислоту Н3РО4. P2O5 + H2O → 2HPO3 P2O5 + 3H2O 2H3PO4

Осадок метафосфата серебра AgPO3 – белого цвета, осадок ортофосфата серебра Ag3PO4 – желтого цвета. В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4

Кислородные соединения фосфора При недостатке воздуха или медленном окислении белого фосфора получают ядовитый фосфористый ангидрид Р2О3 точнее (Р4О6), а при избытке воздуха или в кислороде фосфорный ангидрид Р4О10.

4Р + 3О2 = 2Р2О3; 4Р + 5О2 = 2Р2О5 в воде растворяется с образованием ортофоcфористой кислоты Р2О3 + 3H2О = 2H3РО3

Н3РО3 – фосфористая кислота, максимум двухосновная, т.к. атом водорода, связанный непосредственно с фосфором, не способен к замещению, ее изображают нередко формулой Н2[НРО3] средней силы, соли – фосфиты. 2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н20

Фосфористый ангидрид белое кристаллическое вещество, очень ядовитое. На воздухе при нагревании он окисляется в оксид фосфора(V) – белые кристаллы. Р2О3 + О2 →Р2О5; Р2О5 не может быть получен дегидратацией фосфорных кислот из-за высокой экзотермичности реакции его с водой. На этом основано применение Р2О5 как осушителя. В зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) Р2О5 образует несколько типов фосфорных кислот. Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4; КН3РО4=7,5*10-3 средней силы кислота

Ион РО4 3- имеет тетраэдрическую конфигурацию вследствие sp3 гибридизации атомных орбиталей. При упаривании ортофосфорной кислоты образуется дифосфорная (пирофосфорная) кислота. Дифосфорная кислота более сильная, чем ортофосфорная, она четырехосновная. При недостатке воды образуется полимерная метафосфорная кислота, в виде стеклообразной массы, хорошо растворимой в воде.

56)Водородные соединения азота. Аммиак. Строение молекулы. Получение и свойства. Нитриды. Амиды и имиды. С водородом азот образует два соединения: аммиак NH3 и гидразин N2H4 (H2N – NH2).

Наибольшее значение имеет аммиак. В лаборатории получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом натрия: NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода N2 + 3H2 ↔ 2NH3 ∆ Н0 = - 82,4

Равновесие обратимой реакции смещается вправо действием высокого давления ≈ 30МПа.

Наличие неподеленной пары определяет основные свойства аммиака, который может присоединять протон, образуя ион аммония NH4

NH4OH ↔ NH4 + OH–

В кислороде аммиак горит без катализатора: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6 H2O, а в присутствии катализатора платины 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются растворы солей аммония, содержащие ион NH3 + HCl = NH4Cl

NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

При замещении в молекуле аммиака 3-х атомов водорода получаются нитриды, содержащую группу N-3, 2-х атомов водорода – имиды NН-2, одного атома водорода - амиды NН2

2 NH3 + 6Na = 2Na3N +3H2 нитрид натрия

NH3 +2Na = Na2HN + H2 имид натрия

NH3+ Na = NaHN + H2 амид натрия

NH3 всегда - восстановитель, окисляется до N2 или NO.

CuO + NH3 → Cu +N2 +H2O

На этом свойстве основано применение NH3 и его солей в процессе пайки металлов – снятие оксидной пленки с поверхности.

CuO + NH4Cl = Cu +N2 +HCl + H2O

CuO + NH4Cl = Cu + CuCl2 +H2O

Реагирует с более сильными окислителями

NH3 + KMnO4 + H2SO4 → N2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Аммиак участвует в реакциях комплексообразования, где NH3 является лигандом – донором электронов.

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4

57.Водородные соединения азота Гидразин. Гидроксиламин. Получение и свойства. ОВР с участием гидразина и гидроксиламина. С водородом азот образует два соединения: аммиак NH3 и гидразин N2H4 (H2N – NH2). Молекула гидразина N2H4 достаточно устойчива, несмотря на эндотермичность ∆Н0 = 50,2 кДж/моль. Гидразин – жидкость. При растворении в воде образует гидраты N2H4 · H2O и N2H4 ·2H2O

Соли гидразония – N2H4 · HCl (N2H5Cl); N2H4 · H2SO4 (N2H6SO4)

При взаимодействии с О2 выделяется большое количество тепла

N2H4 + O2 = N2 + 2H2O ∆H0 = – 621,5 кДж/моль

N2H4 и его производные – сильные восстановители N2H4 + 2I2 = N2 + 4HI

Может диспропорционировать: N2H4 + Zn + 4HCl = ZnCl2 + 2NH4Cl

При взаимодействии с HNO2 можно получить азотистоводородную кислоту HN3. N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O

HN3 – непрочная жидкость; ее соли (азиды) также непрочные соединения

Гидроксиламин является важным промежуточным продуктом химической промышленности. Кроме того, в настоящее время концентрированные и высокочистые водные растворы гидроксиламина, почти не содержащие примесей (в частности, примесей металлов), находят применение в процессах очистки полупроводниковых плат.

Гидроксиламин и его соли являются токсичными веществами. Гидроксиламин при комнатной температуре обычно кристаллизуется. При нагревании кристаллы гидроксиламина становятся взрывоопасными, а водные его растворы очень нестабильны и быстро разлагаются. По этой причине обычно сначала получают растворы стабильных солей гидроксиламина, а растворы свободного гидроксиламина готовят непосредственно перед промышленным использованием, чтобы исключить их транспортировку. Однако при необходимости перевозки и/или хранения этих растворов возникает проблема подбора и введения стабилизирующих агентов. Разработаны стабилизаторы, предлагаемые для введения в растворы свободного гидроксиламина. В качестве таких стабилизаторов предлагается широкий спектр соединений, в частности [патент США 5783161, кл. С 01 В 021/20, опуб. 1998.07.21], аминопроизводные формулы N(А1R1)(А2R2)(А3R3), например, тиоацетамид, тиомочевина или 1,2-диаминоциклогексан-N,N,N’,N’-тетрауксусная кислота, и другие.

ОВР: Гидразин — является восстановителем.
4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 → 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O
В молекуле гидразина атомы азота имеют неподеленные электронные пары. Именно эти пары и определяют способность гидразина к реакциям присоединения по донорно акцепротному механизму. Например, гидразин реагирует с кислотами с образованием солей гидразина (основные свойства): N2H4 + 2HCl = N2H6Cl2
Гидроксиламин - имеет неподеленную электронную пару и подобно гидразину способен вступать в реакции присоединения

NH2OH + HCl → [NH3OH]Cl
степень окисления азота в гидроксиламине -1 поэтому он проявляет как восстановительные свойства 4NH2OH + O2 = 6H2O + 2N2 так и окислительные свойства NH2OH + H2S → NH3 + S + H2O