Получение фосфора

Оксиды азота

Азот образует полный ряд достаточно устойчивых оксидов:

N₂O; NO; N₂O₃ NO₂ N₂O₅

Кислородные соединения азота
Оксид	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O5
DH^0298, кДж/моль	+81,5	+90,4	+86,6	+33,9	+13,3
Формула кислоты	-	-	HNO2	-	HNO3
Название кислоты	-	-	азотистая	-	азотная
Название солей	-	-	нитриты	-	нитраты

Оксид азота (II) легко окисляется на воздухе:

2 NO + O₂ = 2 NO₂

Демонстрация:

окисление NO в цилиндре

Оксид азота (IV) обратимо димеризуется:

+150⁰С -11⁰С

2 NO₂ ----- -----® N₂O₄ DH⁰₂₉₈ = -55 кДж

бурый бесцветный

Демонстрация:

зависимость равновесия мономер «димер от температуры

Из соединений азота (III) наиболее устойчивы нитриты. В кислой среде нитриты проявляют восстановительные и окислительные свойства:

2 HNO₂ + O₂ = 2 HNO₃

2 HNO₂ + 2 HI = I₂ + 2 NO + 2 H₂O

3 HNO₂ «HNO₃ + 2 NO + H₂O

Демонстрация:

реакции нитрита с восстановителем и окислителем

Нитриты добавляют в колбасы и мясные продукты для сохранения розового цвета.

В круговороте азота в природе чрезвычайно важны нитраты. В сухом климате они накапливаются в местах окислительного гниения органических остатков (например, чилийская селитра NaNO₃ образовалась из птичьего “гуано”). Практически все нитраты растворимы, поэтому для накопления их нужен сухой климат (см. дополнение 2).

Нитраты и азотная кислота проявляют окислительные свойства:

4 KNO₃ + 5 C = 2 K₂CO₃ + 3 CO₂ + 2 N₂ горение без доступа воздуха

Ag + 2 HNO₃ (50-70%) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O растворение серебра

При использовании «дымящей» HNO₃ (более 90%):

5 HNO₃ + P_(кр.) = H₃PO₄ + 5 NO₂ + H₂O горение без доступа воздуха

При реакции азотной кислоты с металлами состав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты; обычно образуется несколько продуктов окисления азота. Примеры «чистых» реакций:

Cu + 4 HNO₃ (50-70%) = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

3 Cu + 8 HNO₃ (30%) = 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O (примесь NO₂)

4 Zn + 10 HNO₃ (5%) = 4 Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

Демонстрация:

растворение меди в азотной кислоте

Если вещество сочетает в себе азот в минимальной и максимальной степенях окисления, оно обычно способно к самопроизвольному разложению.

Такая реакция идет сравнительно медленно с нитратом аммония, к которому добавлен катализатор – 5-8% по массе бихромата калия:

NH₄NO₃ = N₂ + 2 H₂O + 0,5 O₂ DH⁰₂₉₈ = -119 кДж

NH₄NO₃ = N₂O + 2 H₂O DH⁰₂₉₈ = -37 кДж

Нитрат аммония способен и к детонации – распространению со сверхзвуковой в данном веществе скоростью зоны быстрой экзотермической химической реакции, следующей за фронтом ударной волны.

Еще легче детонируют органические нитроэфиры и нитросоединения, например, циклотриметилентринитрамин (гексоген) (CH₂N-NO₂)₃.

Демонстрации:

а) каталитическое разложение нитрата аммония;

б) горение тротила

Cырьем служит фосфат кальция (фосфоритовый концентрат). Его нагревают в смеси с кварцевым песком и коксом в электрической печи при температуре около 1300°С.

2Ca₃(PO₄)₂ + 6SiO₂ + 10C = 6CaSiO₃ + 10CO + P₄

При нагревании с растворами щелочей белый фосфор диспропорционирует с образованием фосфина (с примесью водорода) и соли фосфиновой (фосфорноватистой) кислоты:

2P₄ + 6 KOH + 6H₂O = 2PH₃ + 6 KH₂PO₂

Дата добавления: 2014-12-16