Аммиак (nh3), гидразин (n2h4), гидроксиламин (nh2oh)

и их многочисленные неорганические и органические производные.

Кислородные соединения азота. Азот образует большое число оксидов N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅ и очень неустойчивые N₄O и NO₃. Стандартная энергия Гиббса G⁰ образования всех оксидов больше нуля. Поэтому при обычных условиях непосредственным взаимодействием азота с кислородом оксиды получить нельзя. Однако анализ термодинамических характеристик образования молекулы NO (H⁰=180,6 кДж/моль, S⁰=24 Дж/(мольК)) свидетельствует о том, что реакция протекает с возрастанием энтропии и возможна при высокой температуре, так как с увеличением температуры G=HTS может стать меньше нуля.

Действительно, взаимодействие азота с кислородом с образованием NO происходит при 3000⁰С:

N₂ + O₂  2NO,

В природе NO образуется в атмосфере при грозовых разрядах, а также при сгорании топлива в высокофорсированных бензиновых двигателях. И в том и другом случаях реакция протекает с затратой энергии.

Азотистая кислота – HNO₂ – известна только в растворе. Водные растворы окрашены в голубой цвет, при небольшом нагревании или концентрировании растворов кислота разлагается:

3HNO₂ HNO₃ + H₂O + 2NO.

HNO₂  слабая кислота (К_a=510^–4).

Соли азотистой кислоты – нитриты – устойчивы. Нитриты щелочных металлов при нагревании даже возгоняются без разложения. Нитриты хорошо растворимы в воде и частично гидролизуются:

NO₂^– + H₂O  HNO₂ + OH^– .

Азотная кислота – HNO₃ – бесцветная жидкость (t_пл.=41,6⁰С, t_кип.=+84+87⁰С), которая на свету или при хранении частично разлагается с выделением NO₂:

4HNO₃  4NO₂ + O₂ + 2H₂O,

и окрашивается продуктами разложения в бурый цвет.

В водных растворах HNO₃  типичная кислота и реагирует с основаниями с образованием солей (нитратов):

HNO₃ + NaOH  NaNO₃ + H₂O.

Она растворяет почти все металлы, кроме Au, Pt, Ru, Ir, Rh, Os. Являясь сильным окислителем, HNO₃ окисляет металлы благодаря нитрат-иону. Продукты восстановления азотной кислоты определяются её концентрацией, силой восстановителя и температурой.

Некоторые металлы (Al, Cr, Ti, Fe и др.) в азотной кислоте пассивируются из-за образования плотных оксидных плёнок.

Азотная кислота окисляет многие неметаллы (обычно до кислородсодержащих кислот), а также соли, в состав которых входят ионы-восстановители:

S + 2HNO₃  H₂SO₄ + 2NO,

3Fe(NO₃)₂ + 4HNO₃  3Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O,

3NiS + 8HNO₃  3S + 3Ni(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот с объёмным соотношением 1:3 называется «царской водкой». В царской водке растворяются золото, платина, сульфид ртути(II) с образованием хлоридных комплексов:

Au + 3HNO₃ + 4HCl  H[AuCl₄] + 3NO + 6H₂O.

В этой смеси кислот HNO₃ выполняет функцию окислителя, а HCl  функцию комплексующего реагента. Комплексообразование существенно понижает окислительно-восстановительные потенциалы металлов и тем самым облегчает их окисление^:

E⁰ (Au³⁺/Au) = +1.52 B, E⁰ ([AuCl₄]^/Au) =+ 1,00 B.

На том же принципе работает смесь конц. HNO₃ с HF. Её применяют для растворения малоактивных d-металлов IVVI групп, Be, B и Si, имеющих высокое сродство к фтору:

3Si + 4HNO₃ + 18HF  3H₂[SiF₆] + 4NO + 8H₂O.

Нитраты – соли азотной кислоты или N₂O₅, известны почти для всех металлов и существуют в виде безводных соединений (NaNO₃, AgNO₃), а также в виде кристаллогидратов (Ca(NO₃)₂4H₂O, Ni(NO₃)₂6H₂O). Нитраты щелочных, щелочноземельных металлов и аммония называют селитрами. Практически все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.

ФОСФОР

В свободном состоянии фосфор в природе не встречается. Основными минералами фосфора являются фосфорит  Ca₃(PO₄)₂ и апатиты  Ca₅(PO₄)₃X, где Х= F , Cl, OH. Фосфор входит в состав животных организмов и составляет минеральную часть костных тканей, а его органические производные участвуют в процессах обмена веществ и накопления энергии.

Простое вещество. Фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, из них важнейшие – белый, красный и чёрный фосфор.

В обычных условиях все модификации фосфора энергично реагируют с галогенами:

2P + 5Cl₂  2PCl₅,

а при нагревании окисляются серой:

4P + 3S  P₄S₃

В последней реакции образуются также другие сульфиды с общей формулой  P₄S_x, где х=3, 5, 7, 9, 10).

Кислотами-окислителями фосфор окисляется до ортофосфорной кислоты:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O  3H₃PO₄ + 5NO.

Растворы сильных окислителей взаимодействуют со всеми модификациями фосфора, например, в лаборатории остатки белого фосфора нейтрализуют перманганатом калия:

3P₄ + 20KMnO₄ + 8H₂O  20MnO₂ + 8K₂HPO₄ + 4KH₂PO₄.

При взаимодействии с металлами фосфор способен выступать окислителем, образуя фосфиды:

2P + 3Ca  Ca₃P₂ (при нагревании).

Водородные соединения фосфора. Непосредственно с водородом фосфор не реагирует. Однако при растворении фосфора в щелочах (см. выше) или обработке фосфидов водой 

Ca₃P₂ + 6H₂O  3Ca(OH)₂ + 2PH₃,

выделяется очень ядовитый, с неприятным запахом бесцветный газ фосфин  РН₃ (t_кип.=87,7⁰С) с примесью дифосфина  Р₂Н₄.

Оксиды фосфора. Фосфор образует два устойчивых оксида Р₂О₃ и Р₂О₅. Они имеют ярко выраженный кислотный характер.

Кислоты фосфора. Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот, в которых формальные степени окисления изменяются от +1 до +5. Однако во всех кислотах фосфор пятивалентен.

Фосфористая кислота – Н₂[HPO₃] – бесцветное очень гигроскопичное кристаллическое вещество, хорошо растворяющееся в воде.

Ортофосфорная кислота Н₃РО₄ (обычно её называют просто фосфорной кислотой)  снегообразное, очень гигроскопичное вещество (t_пл.=42⁰С). В воде хорошо растворяется с большим выделением теплоты.

В отличие от многих других производных фосфора Н₃РО₄ не ядовита, но при попадании на кожу вызывает ожоги. Ортофосфорная кислота является электролитом средней силы (К_a1=7,610^3, К_a2=6,210^8, К_a3=4,410^13) и образует средние соли (М₃РО₄) и два ряда кислых солей: М₂НРО₄ и МН₂РО₄