Теоретичний мінімум

Нітроген належить до р-елементів VА-групи другого періоду. Будова зовнішньої електронної оболонки атома 2s²2р³. Завдяки наявності п'яти зовнішніх електронів вищий позитивний ступінь окиснення азоту - +5, нижчий -3.

Велика частина азоту знаходиться в природі у вільному стані, вільний азот є головною складовою частиною повітря, яке містить 78,2%(об.) азоту. Загальний вміст нітрогену в земній корі становить 0,04% (мас.).

Азот – безбарвний газ, що не має запаху, малорозчинний у воді, хімічно малоактивний через наявність потрійного зв'язку в його молекулі. Проте при нагріванні починає реагувати з багатьма металами; з воднем азот вступає у взаємодію при високих температурах, тиску і при наявності каталізатора. Реакція з киснем починається при 3000 - 4000 ⁰С.

Класифікація основних типів неорганічних сполук азоту за ступенями його окиснення подана в наведеною нижче таблиці 12.1.

Таблиця 12.1. – Класифікація основних типів неорганічних сполук азоту за ступенем його окиснення.

+5	+4	+3	+2	+1	0	-1	-2	-3
N2O5, HNO3, NaNO3	NO2	N2O3, HNO2, NaNO2, NF3	NO	N2O	N2	NH2OH	N2H4	NH3, Li3N, BN, Si3N4, I3N, NH4OH

Нітроген утворює декілька сполук з Гідрогеном; з них щонайбільше значення має амоніак – безбарвний газ із різким запахом, добре розчинний у воді. Розчин амоніаку у воді називають нашатирним спиртом. Взаємодія амоніаку з водою призводить до утворення гідратів амоніаку і частково йона амонію:

NH₃ + H₂O ↔ NH₃ * H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

Водний розчин амоніаку являє собою слабку основу. Розчини солей, які утворені аміаком і сильними кислотами мають кислу реакцію. Гідроліз йона амонію полягає в зворотному переході протона від йона амонію до молекули води:

NH₄⁺ +H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺

При додаванні лугу до водного розчину солі амонію відбувається процес, який можна виразити рівнянням:

NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₃ + H₂O

При нагріванні розчин амоніаку випаровується, в чому неважко переконатися за запахом. Таким чином, наявність будь-якої амонійної солі в розчині можна визначити при нагріванні розчину з лугом.

В амоніаку нітроген має низький ступінь окиснення (-3) і володіє тільки відновними властивостями.

Нітроген утворює з оксигеном ряд оксидів, властивості яких наведені в таблиці 12.2

Таблиця 12.2. – Оксиди азоту та їх властивості

Ступінь окислення Нітрогену в оксиді	Формула оксиду	Агрегатний стан за стандартних умов, колір	Кислотно- основні властивості
+1	N2O	Безбарвний газ	Солей не утворюють
+2	NO	Безбарвний газ
+3	N2O3	Синя рідина	Кислотний - HNO2
+4	NO2	Червоно-бурий газ	Кислотний - HNO2, HNO3
+5	N2O5	Безбарвні кристали	Кислотний - HNO3

Нітратна кислота. Чиста нітратна кислота HNO₃ – безбарвна рідина густиною 1,51 г/ мл. Нітратна кислота належить до числа найбільш сильних кислот, в розбавлених розчинах вона повністю розпадається на іони.

Нітратна кислота – один з енергійних окисників, діє майже на всі метали. Схеми взаємодії нітратної кислоти з металами наведені в таблицях 12.3

Таблиця 12.3. - Взаємодія концентрованої та розбавленої азотної кислоти з металами

Метали Кислота	Лужні та лужноземельні Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba	Активні та середньої активності Mg, Zn, , Mn	Неактивні Sn, Pb, Cu, Bi, Hg, Ag	Fe, Cr, Al, Ni, Co пасивують
HNO3 (конц.)	виділяється NO2	NO	NO2	-
HNO3 (розб.)	утворюється NH3, але в надлишку кислоти – NH4NO3	N2O, N2, NH4NO3	NO	N2O, N2, NH4NO3 утворюються солі металів

Багато неметалів, зокрема сірка і фосфор, легко окиснюються нею, перетворюючись на відповідні кислоти:

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO.

Солі азотної кислоти називаються нітратами. Найбільш важливе значення мають нітрати калію, натрію, кальцію і амонію, які на практиці називають селітрами і використовують як добрива.

Фосфор - хімічний елемент 15-ї групи (за застарілою класифікації - головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи; має атомний номер 15. Один з поширених елементів земної кори: його вміст становить 0,08-0,09 % її маси. Концентрація в морській воді 0,07 мг/л. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит та інші.

Елементарний фосфор у звичайних умовах являє собою кілька стійких аллотропических модифікацій. Зазвичай виділяють чотири модифікації простої речовини - білий, червоний, чорний і металевий фосфор.

Хімічна активність фосфору значно вище, ніж у азоту. Хімічні властивості фосфору визначаються його аллотропной модифікацією. Білий фосфор дуже активний, в процесі переходу до червоного і чорного фосфору хімічна активність різко знижується. Білий фосфор на повітрі світиться в темряві, світіння обумовлене окисленням парів фосфору до нижчих оксидів.

Класифікація основних типів неорганічних сполук фосфору за ступенем його окиснення наведено нижче у таблиці 12.4.

Таблиця 12.4. – Класифікація основних типів неорганічних сполук фосфору за ступенем його окиснення.

+5	+3	+1	0	-3
P2O5, POCl3, H3PO4, Na3PO4	P2O3, H3PO3, Na2HPO3	H3PO2, NaH2PO2	P4, P	PH3, Mg3P2

Фосфор утворює кілька оксидів. Найважливішими з них є фосфор(V) оксид Р₄О₁₀ і фосфор(III) оксид Р₄О₆. Часто їх формули пишуть у спрощеному вигляді – Р₂О₅, Р₂О₃.

Фосфор(V) оксид (Р₂О₅) — найбільш стабільний оксид за звичайних умов. Це білий кристалічний порошок.

Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Р₂О₅ - типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета -, орто -, і двофосфатна. При розчиненні Р₂О₅, у воді спершу утворюється метафосфатна кислота:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃

При тривалому кип’ятінні Р₂О₅ з водою – ортофосфатна кислота:

Р₂О_{5 +} 3Н₂О = 2Н₃РО₄

При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:

2Н₃РО₄ = Н₄Р₂О₇ + Н₂О

Фосфор(V) оксид використовують для осушування газів і рідин.

За звичайних умов ортофосфорна (фосфатна) кислота – безбарвна кристалічна речовина. Температура плавління +42,3 ⁰С. У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв’язків. Цим зумовлена підвищена в’язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин – електроліт середньої сили.

Фосфор(III) оксид (P₂O₃) – воскоподібна кристалічна маса, що плавиться при 22,5 ⁰С і перетворюється при цьому в безбарвну рідину.

При розчиненні в холодній воді утворює фосфористу кислоту:

P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃,

а при реакції з лугами – відповідні солі (фосфіти).

Сполуки фосфору зі ступенем окиснення + 3 є сильними відновниками.

Таблийя 12.5 – Фосфорвмісні кислоти

Назва кислоти	Формула	Ступінь окиснення	Основність	Структурна формула
Фосфатна кислота (ортофосфатна кислота)	H3PO4	+5	3	Н | O |  Н—О—Р—O—Н || О
Метафосфатна кислота	(HPO3)n	+5	n	O || Н—О—Р || О
Двофосфатна кислота (пірофосфорна кислота)	H4P2O7	+5	4
Фосфорноватая кислота (гіпофосфорная кислота)	H2PO3	+4	1	Н |  Н—О—Р—Н || О
Фосфориста кислота (фосфітна кислота)	H3PO3	+3	2	Н | O |   Н—Р—O—Н || О
Фосфорноватиста кислота (гіпофосфоріста кислота)	H3PO2	+1	1	H |   Н—Р—O—Н || О

Біологічна роль Фосфору

Входить в склад важливих біогенних сполук: нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфоліпідів, ряду вітамінів. Бере участь в різних метаболічних процесах і відіграє важливу роль в життєдіяльності всіх живих організмів. Вміст фосфору в крові є одним із важливих показників складу мінерального обміну і одним із основних діагностичних признаків ряду захворювань і патологічних станів. В тілі людини знаходиться приблизно 1% фосфору, але в переносі на суху вагу – 2,5%. Приблизно 80 - 87% всього фосфору, який є в організмі людини, знаходиться в скелеті, близько 0,2% - в крові. Велика кількість фосфору міститься в апатиті зубів. Розчин фосфору в організмі входить в склад неорганічних речовин (калію і натрію фосфат) і деяких органічних сполук. Найціннішими джерелами легко засвоюваного фосфору є яйця (особливо жовток), печінка, м’ясо, молоко, сир, боби, горох.