Химия

Азот и фосфор

             Министерство общего и профессионального образования
                            Российской федерации


                   Воронежский государственный университет
                            Химический факультет



                               Курсовая работа



                               «Азот и фосфор»



                             Кафедра общей химии



                                                         Автор: Юденко В. И.
                                Научный руководитель: к.х.н. Малевская Л. А.



                                Воронеж 1999

          Оглавление
     Введение……………………………………………………………..3
          Азот
История открытия азота ………………………………………………..3
Особенности азота………………………………………………………4
Распространение азота в природе……………………………………...4
Получение азота…………………………………………………………5
Физические свойства …………………………………………………...5
Химические свойства…………………………………………………...5
Водородные соединения азота…………………………………………6
Кислородные соединения азота………………………………………..10
Соединения с неметаллами…………………………………………….13
Соединения с металлами……………………………………………….14
Применение азота и азотсодержащих веществ ………………………14

          Фосфор
История открытия фосфора……………………………………………15
Особенности фосфора………………………………………………….15
Природные соединения и получение фосфора……………………….15
Физические и химические свойства…………………………………..16
Фосфорсодержащие кислоты и их соли………………………………17
Соединения с неметаллами……………………………………………19
Соединения с металлами………………………………………………20
Применение фосфора и фосфорсодержащих веществ………………20
     Литература…………………………………………………………..21



         Введение
   Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента
                                  азот и  фосфор – и подгруппы мышьяка
и ванадия. Между первым и вторым
типическими  элементами наблюдается значительное различие в свойствах.

В состоянии простых  веществ азот – газ, а фосфор – твердое  вещество.
Эти
два  вещества  получили  большую  область   применения,   хотя   когда
азот
впервые    был    выделен   из    воздуха   его    посчитали   вредным
газом,  а  на
продаже фосфора  удавалось  заработать  большое  количество  денег  (в
фосфоре ценили его способность светится в темноте).


       Азот


    История открытия азота


  Впервые азот  был  более  или  менее  изучен  Даниэлем  Резерфордом.
Выполняя задание своего учителя Д.  Блека,  открывшего  взаимодействие
двуокиси углерода с известковой водой, Д. Резерфорд исследовал,  какое
изменение претерпевает воздух, после того как в  нем  жило  и  погибло
живое существо. Ответ на  этот  вопрос  гласил:  дыхание  животных  не
только превращает здоровый воздух в «фиксируемый воздух»  (в  двуокись
углерода), но после того, как фиксируемая порция  поглощена  раствором
едкого кали, остающаяся часть, хотя и не вызывает осадка  с  раствором
гашеной  извести,  гасит  пламя   и   губит   жизнь.   Такова   первая
характеристика  азота,  слагающаяся   исключительно  из  отрицательных
признаков: азот противопоставляется двуокиси углерода, сходной  с  ним
по  отрицательным  признакам  (оба  газа  не  поддерживают  горение  и
дыхание). Почти  одновременно  азот  был  изолирован  и  изучен  двумя
другими выдающимися учеными Г.  Кавендишем  и  К.  Шееле,  оба  они  в
отличие от Д. Резерфорда поняли, что азот –  это  лишь  выделенная  из
воздуха,  заранее  присутствующая  в  нем  его  составная   часть.   В
особенности  примечательно  сообщение  Г.Кавендиша,  найденное  в  его
неопубликованных рукописях с пометкой: «послано Пристли». «Я переводил
 обыкновенный воздух из одного сосуда через раскаленные угли в другой,
потом через свежий горящий уголь – в следующий сосуд, поглощая  каждый
раз  образующийся  фиксируемый  воздух   (углекислый   газ)   кусковой
известью. Удельный вес полученного газа  оказался  лишь  незначительно
разнящимся от удельного веса обыкновенного  воздуха:  из  обоих  газов
азот несколько легче воздуха. Он гасит  пламя  и  делает  обыкновенный
воздух неспособным возбуждать горение, так же как и фиксируемый воздух
(CO2), но в меньшей  степени».  Оставалось  только  дать  новому  газу
название. Никто в те времена не придавал такого значения номенклатуре,
как  А.  Лавуазье,  и  никто  не  совершил  (вторично)  такой   грубой
номенклатурной ошибки, как присвоение азоту его имени  «безжизненный».
Это наименование все же закрепилось за азотом во французской и русской
литературе; в англосаксонских странах  предпочли  для  азота  название
Nitrogen  –  «рождающий  селитру»,  немцы  же  дали   азоту   название
Stickstoff – «удушающая материя».



       Особенности азота
 У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно
правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь.
Атом  азота   в   невозбужденном   состоянии   характеризуется   тремя
вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных  электронов  на
2s-орбитали. Три  неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде  всего,
ответственны    за    трехковалентность    азота.    Именно    поэтому
характеристическим летучим водородным соединением является  аммиак,  в
котором  атом  азота  образует  три  ковалентные  связи  по  обменному
механизму с тремя атомами водорода. У азота нет  возможности  перехода
электронов в возбужденное состояние, так как  ближайшие  орбитали  при
  n = 3 слишком высоки по энергии.  Поэтому  максимальная  валентность
азота равна  четырем.  При  этом  три  ковалентные  связи  могут  быть
образованы по обменному механизму, а одна –  по  донорно-акцепторному.
Однако азот в состоянии N+ может  образовывать  все  четыре  связи  по
обменному механизму.  Азот  проявляет  большое  разнообразие  степеней
окисления: -3,   -2, -1, 0, +1,  +2,  +3,  +4  и  +5.  Наиболее  часто
встречаются производные от степеней окисления  -3,+5 и +3 (NH3, HNO3 и
NaNO2).

      Распространение азота в природе
 Среди всех элементов, образующих  земной  шар,  один  азот  (если  не
считать  инертных  газов)  как  бы  избегает  образовывать  химические
соединения и входит в состав земного шара преимущественно в  свободном
виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная  его  масса
сосредоточена в  газовой  оболочке  той  сложной  химической  системы,
которую представляет собой земной шар, - в его  атмосфере.  Содержание
азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01  массовой  доли,
%.  Атмосфера  более  чем  на  75  массовых  долей,   %   состоит   из
газообразного азота, что равно  ~4*1015  т.  Связанный  азот  образует
минералы  в  форме  нитратов:  чилийская  NaNO3,  индийская   KNO3   и
норвежская  Ca(NO3)2   селитры.  Азот  в  форме  сложных  органических
производных входит в состав белков,  в  связанном  виде  содержится  в
нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли,
%).
   Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем
обусловлена так  называемая  проблема  связанного  азота.  Потребление
связанного  азота  растениями  и  животными   приводит   к   обеднению
окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен  восполняться
искусственным  путем,  поскольку   естественное   пополнение   запасов
связанного азота  (грозы,  деятельность  азотобактерий  и  т.  п.)  не
компенсирует его потери. Исключительное значение  в  решении  проблемы
связанного  азота  имеют   две   реакции:   синтез   аммиака   и   его
каталитическое окисление.


      Получение азота
 В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого  воздуха.  При
этом  в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества -  азот  и
благородные газы. Последние не мешают в случае  применения  азота  для
создания инертной  среды  в  химических  и  других  производствах.  От
примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически,
пропуская его через систему с нагретой  медью.  При  этом  практически
весь кислород связывается в CuO.
 В лаборатории  азот  получают  нагреванием  смеси  крепких  растворов
хлорида аммония и нитрита натрия:  NH4Cl + NaNO2 = N2 +  2H2O  +  NaCl
или разложением нитрита аммония при нагревании:   NH4NO2 = N2 + 2H2O
  Наиболее чистый азот получается при  термическом  разложении  азидов
металлов, например:   2NaN3 = 2Na + 3N2

    Физические свойства
 Азот - газ без цвета и запаха. Точка  кипения  жидкого  азота  -195,8
град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С.  Твердый  азот
получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и
органических растворителях.  В 1 л воды при  0  град.  С  растворяется
всего 23,6 см3 азота.  1 л азота при нормальных условиях весит  1,2505
г.

    Химические свойства
  Азот находиться в  верхнем  правом  углу  периодической  системы,  в
котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам.
Поэтому  он  должен   быть   мало   склонен   выступать   в   качестве
электроположительного элемента,  а  как  элемент  электроотрицательный
должен уступать в химической активности только немногим неметаллам,  в
первую очередь  правее  его  стоящим  кислороду  и  фтору.  Между  тем
химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения  о
нем,  всегда  начинается   не   с   положительных   признаков,   а   с
отрицательных:  с  подчеркивания  его  химической  инертности.  Первая
причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное
сцепление его атомов в молекуле N2.
        N2=2N-711 кДж.
  При комнатной температуре азот взаимодействует только  с  литием,  с
образованием нитрида лития: N2 + 6Li  =  2Li3N,  с  другими  металлами
азот взаимодействует при нагревании: N2 +  3Ca  =  Ca3N2.  В  реакциях
взаимодействия  азота  с  металлами,  азот   проявляет   окислительные
свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии
с водородом (при  нагревании,  повышенном  давлении  и  в  присутствии
катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует и с другими
неметаллами,   проявляя   при   этом    восстоновительные    свойства:
   N2+O2 = 2NO,  N2 + 3F2 =2NF3.
  Существуют  и  другие  соединения  азота   с   электроотрицательными
элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из  них,  особенно
хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

    Водородные соединения азота
  Летучим характеристическим соединением  азота  является  аммиак.  По
значимости в  неорганической  химической  индустрии  и  неорганической
химии аммиак - самое важное  водородное  соединение  азота.  По  своей
химической природе  он  представляет  собой  нитрид  водорода  H3N.  В
химическом  строении  аммиака  sp3-гибридные  орбитали   атома   азота
образуют три  -связи с тремя атомами водорода,  которые  занимают  три
вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята
неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает  химическую  не
насыщенность и  реакционноспособность  молекул  аммиака.  При  обычных
условиях аммиак -  бесцветный  газ  с  резким  запахом.  Он  токсичен:
раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает  поражение
глаз и воспаление  легких.  При  охлаждении  до  -33  град.  С  аммиак
сжижается, а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом  аммиаке
между молекулами действуют водородные связи,  вследствие  чего  аммиак
обладает  рядом  экстремальных  свойств   по   сравнению   с   другими
водородными соединениями элементов  пятой  группы  главной  подгруппы.
Вследствие полярности молекул  и  достаточно  высокой  диэлектрической
проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В
жидком аммиаке хорошо растворяются  щелочные  и  щелочно  -  земельные
металлы,  сера,  фосфор,  йод,  многие  соли  и  кислоты.  Вещества  с
функциональными  полярными  группами  в  жидком  аммиаке  подвергаются
электролитической диссоциации.
  По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ:  при  0
град. С 1 объем воды поглощает  1200  объемов  газообразного  аммиака.
Прекрасная растворимость аммиака  в  воде  обусловлена  возникновением
межмолекулярных водородных связей. При  этом  возможны  два  механизма
возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:



Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней, чем у
воды, а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в
аммиаке,  межмолекулярная  водородная  связь  образуется  по   первому
механизму. Таким образом, физико-химические процессы в водном растворе
аммиака можно представить следующим образом.



Возникновение гидроксид -  ионов  создает  щелочную  реакцию  раствора
аммиака в воде.  Константа  ионизации  невелика  (рК  5).  В  условиях
пониженных температур  из  водных  растворов  аммиака  можно  выделить
кристаллогидраты NH3 Н2О (tпл=-77 град. С), 2NН3 Н2О (tпл=-78 град. С)
и    NН3 2Н2О (tпл=-97 град. С).  Кристаллогидраты  состоят  из  цепей
молекул аммиака и воды, сшитых водородными связями в трехмерную сетку,
в которых отсутствуют структурные мотивы NН4ОН. Это означает, что  так
называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид, как
нет гидроксида  оксония  ОН3ОН  и  гидроксида  фторония  FН2ОН.  Таким
образом, водные растворы аммиака обладают основными свойствами  не  за
счет образования мнимого соединения NН4ОН, а вследствие  исключительно
выраженной донорной активности атома азота в NН3.
    Равновесие  в  водном  растворе  аммиака  можно  сместить   вправо
добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония.  Они
получаются  также  при  непосредственном  взаимодействии  газообразных
веществ:
      NН3 + НСl = NН4Сl
Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии
соли  аммония  образуют  структуры,   характерные   для   веществ   со
значительной долей  ионной  составляющей  связи.  Поэтому  они  хорошо
растворяются  в  воде,  почти  сполна  подвергаются  электролитической
ионизации. Структура  иона  NН4+  -  тетраэдрическая,  в  которой  все
вершины тетраэдра заняты атомами водорода,  а  азот  находится  в  его
центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами
водорода. По свойствам соли аммония похожи на  соли  калия  вследствие
близости ионных радиусов NН4+ (0,142 нм) и К+ (0,133 нм). Существенная
разница заключается   только  в  том,  что  соли  калия,  образованные
сильными кислотами, не подвержены гидролизу, а соли аммония  в  водных
растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных  основных  свойств
аммиака.
    Соли  аммония  отличаются  невысокой  термической   устойчивостью.
Природа конечных продуктов термического  разложения  солей  аммония  в
основном определяется свойствами  аниона.  Если  анион  происходит  от
кислоты - окислителя,  то  имеет  место  окисление  аммиачного  азота,
например:  NН4NО3 = N2О + 2Н2О
   В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному  азоту,
а потому последний выступает как окислитель.  С  другой  стороны,  эта
реакция     представляет     собой     пример      внутримолекулярного
конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот,  не  являющихся
окислителями,  при  их  термическом  разложении  выделяется  аммиак  и
кислота:   (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4
   При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:
            2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О
  Эта реакция может  служить  простым  способом  получения  аммиака  в
лаборатории. В  промышленности  аммиак  получают  прямым  синтезом  из
компонентов - простых веществ.
  На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода  он  окисляется
до свободного азота:  4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
  При каталитическом окислении реакция идет иначе:
         4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
Аммиак  выступает  как  восстановитель  и   в   реакциях   с   другими
окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например:
        Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2
В этой реакции  металлический  натрий  вытесняет  водород  из  жидкого
аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень  окисления,  и
аммиак играет роль окислителя.  С  другой  стороны,  подобные  реакции
иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов,
например NаNН2, являются солями  аммиака,  отвечающими  его  кислотной
функции. Совершенно очевидно, что кислотная природа у аммиака выражена
значительно слабее, чем у Н2О  и  НF.  Константа  кислотной  ионизации
ничтожно мала (рКа 35), а потому  соли  аммиака  как  кислоты  в  воде
нацело гидролизуются:
            NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Кислотной функции аммиака отвечают не  только  амиды,  но  и  имиды  и
нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2) , в
имидах - два (Li2NН), то в нитридах - все три (AlN).
   При  осторожном  окислении  аммиака  мягким  окислителем,  например
гипохлоридом натрия, получают другое водородное соединение  аммиака  -
гидразин или диамид:
            2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О
Диамид  представляет  собой  бесцветную,  легко  испаряемую  токсичную
жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)
По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак.  В  водных
растворах гидразина также возникают водородные связи, как и  в  случае
аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой  воды  с  участием
водородной связи образуется катион [N2Н5]+,  а  с  двумя  -  [N2Н6]2+.

       Существование  гидроксидов  этих  катионов  как  индивидуальных
веществ  не  установлено,  тем  не  менее,  известны  два  типа  солей
гидразина, например N2Н5Сl и N2Н6Сl2.
     При восстановлении раствора азотной кислоты  атомарным  водородом
получается гидроксиламин:
            НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О
Гидроксиламин - бесцветные кристаллы (tпл  =  33  град.С),  термически
нестойкие, выше 100 град.С взрываются. Водные растворы  гидроксиламина
более устойчивы. В растворе также возникают межмолекулярные водородные
связи, и устанавливается динамическое равновесие:



Однако основная функции гидроксиламина выражена еще  слабее  (рКb  8),
чем у  аммиака  и  гидразина.  С  кислотами  гидроксиламин  дает  соли
гидроксиламмония.  Наиболее  известным  препаратом   является   хлорид
гидроксиламмония  [NН3ОН]Сl.  Растворы  солей  гидроксиламмония  более
устойчивы, чем твердые вещества, и  имеют  кислую  реакцию  вследствие
гидролиза.
   Поскольку атом азота в гидроксиламине имеет степень  окисления  -1,
он может функционировать и как окислитель, и  как  восстановитель.  Но
для него  более  характерны  восстановительные  свойства,  особенно  в
щелочной среде.
    Среди водородных соединений азота наименьшая отрицательная степень
окисления азота представлена в азиде водорода НN3. В  этом  соединении
степень окисления азота равна -  1/3.  Необычайная  степень  окисления
обусловлена структурной неравноценностью атомов азота в этом веществе.
С позиции МВС эта структурная неравноценность может быть  представлена
схемой:


Главное  в  этой  схеме  -  делокализация   П-связей   вдоль   прямой,
соединяющей атомы азота. Правомерность схемы доказывается  расстоянием
между атомами  азота  1-2  и  2-3,  являющимися  промежуточными  между
длинами связей
   Водный раствор  НN3  называется  азотистоводородной  кислотой.  Она
получается окислением гидразина азотистой кислотой:
       N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О
По  силе  она  приближается  к  уксусной.  В  разбавленных   растворах
азотистоводородная кислота медленно диспропорционирует:
       НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН
В безводном состоянии она может взорваться не только  при  нагревании,
но и от сотрясения:
       2НN3 = 3N2 + H2
Смесь азотистоводородной и концентрированной соляной  кислот  способна
растворять даже благородные металлы. Соли азотистоводородной кислоты -
азиды - по растворимости в  воде  похожи  на  галогениды.  Так,  азиды
щелочных металлов хорошо растворяются в воде, Аg N3, Рb(N3)2 и Нg(N3)2
- плохо. Азиды щелочных и  щелочно-земельных  металлов  при  медленном
нагревании устойчивы вплоть до плавления. Азиды тяжелых металлов легко
взрываются при ударе:
      Рb(N3)2 = Рb + 3N2

    Кислородные соединения азота
 С кислородом азот образует ряд оксидов: N2О и NО -  бесцветные  газы,
N2О3 голубое твердое вещество (ниже -100 град.С),  NО2  -  бурый  газ,
N2О4 - бесцветный газ, N2О5 - бесцветные кристаллы.
  Оксид N2О (закись азота,  "веселящий  газ",  поскольку  он  обладает
наркотическим  действием)  получают  термическим  разложением  нитрата
аммония или гидроксиламмония:
 [НN3ОН]NО2 = N2О + 2Н2О (внутримолекулярное конпропорционирование)
Оксид азота (+1) - эндотермическое соединение.  Однако  при  комнатной
химически температуре мало активен.  При  нагревании  его  реакционная
способность сильно возрастает. Он окисляет водород,  металлы,  фосфор,
серу, уголь, органические и другие вещества, например:
    Сu + N2О = N2 + СuО
При нагревании N2О выше 700 град.С одновременно с реакцией  разложения
протекает его диспропорционирование:
    2N2О = 2N2 + О2;    2N2О = 2NО + N2
С водой оксид азота (+1) не  взаимодействует,  хотя  известна  кислота
Н2N2О2,
в которой азот тоже имеет степень окисления +1. Эта кислота называется
азотноватистой, и ей  приписывается  структура  с  двумя  равноценными
атомами азота:

Свободную азотноватистую кислоту можно получить следующим образом:
  NН2ОН + НNО2 = Н2N2О2 + Н2О
Она хорошо растворяется в  воде,  но  кислота  слабая.  Азотноватистая
кислота весьма неустойчива, при незначительном нагревании взрывается:
 Н2N2О2 = N2О + Н2О
   Соли Н2N2О2 -  гипонитриты  и  гидрогипонитриты  -  в  воде  сильно
подвержены гидролизу. Большинство гипонитритов мало растворимо в воде,
намного лучше растворяются гидрогипонитриты.
   Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны.  К
числу  таких  соединений  относится  оксид  азота  (+2).  Молекула  NО
содержит нечетное число электронов и, по существу, представляет  собой
обладающий малой активностью радикал. В молекуле одна  ковалентная  по
донорно-акцепторному   механизму   и   две   П-связи.   Несмотря    на
эндотермичность и положительную величину энергии Гиббса образования NО
из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы.  Дело
в том, что, согласно ММО, порядок связи в NО довольно  высок  и  равен
2,5. Молекула NО прочнее молекулы О2, так как у первой на разрыхляющей
МО П2р* всего один электрон, а у второй - два электрона.
   В лаборатории  оксид  азота  (+2)  чаще  всего  получают  действием
разбавленной кислоты на медные стружки:
      3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О
На воздухе оксид азота (+2) мгновенно окисляется:
      2NО + О2 = 2NО2
Окисляется NО и галогенами, образуя нитрозилгалогениды:
      2NО + Г2 = 2NОГ
При взаимодействии с восстановителями NО восстанавливается до N2О, N2,
NН2ОН, NН3 в зависимости от восстановительной способности  партнера  и
условий провидения процессов
  Водный раствор оксида азота (+2)  нейтрален.  Никаких  соединений  с
водой он не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в
свободном состоянии азотноватой кислоты Н2N2О3, в которой  азот  также
имеет степень окисления +2.
  Оксид азота N2О3  существует в твердом состоянии (ниже -100 град.С).
В жидком и парообразном состояниях оксид  азота  (+3)  в  значительной
степени диссоциирован за счет диспропорционирования:
     N2О3   NО + NО2
  Получают  N2О3  охлаждением  эквимолярных  количеств  NО  и  NО2.  А
равномерный ток смеси нужного состава  получается  при  взаимодействии
50%-ной НNО3  с оксидом мышьяка (+3):
    2НNО3 + Аs2О3 = 2НАsО3 + NО + NО2
 Оксиду азота (+3) отвечает известная  лишь  в  растворе  неустойчивая
азотистая кислота НNО2. Получить ее можно растворением в  воде  равных
объемов NО и NО2 в воде:
   NО + NО2  + Н2О = 2НNО2
При хранении и нагревании НNО2 диспропорционирует:
   3НNО2 = НNО3 + 2NО + Н2О
Наиболее характерные для нее окислительные свойства:
   НNО2 + 2НI = I2 + 2NО + 2Н2О
Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную:
   5НNО2 + 2КмnО4 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5НNО3 + 3Н2О
 Оксид азота  (+4)  получают  растворением  меди  в  концентрированной
азотной кислоте:  Сu + 4НNО3  = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О
Он является хорошим окислителем, в нем горят  фосфор,  сера,  уголь  и
некоторые  органические  вещества.  Выше  150  град.С  диоксид   азота
начинается разлагаться:
    2NО2 = 2NО + О2
Поскольку молекула диоксида азота с неспаренным электроном по существу
представляет собой радикал, она легко димеризуется:
    2NО2     N2О4
Димер бесцветен и диамагнитен в отличие от окрашенного в  красно-бурый
цвет и парамагнитен.
 Диоксид азота при взаимодействии с водой диспропорционирует:
    2NО2 + Н2О = НNО2 + НNО3
При растворении NО2 в горячей воде  получается  азотная  кислота,  ибо
первоначально  образующаяся  азотиста  кислота  диспропорционирует   с
выделением оксида азота (+2) и образованием азотной кислоты.
   Оксид азота (+5) имеет  молекулярную  структуру  только  в  газовой
фазе. В твердом состоянии N2О5 имеет  структуру,  образованную  ионами
NО2+ и NО3-. N2О5  - легко возгоняющиеся кристаллы, причем  испаряются
молекулы. Таким образом, при возгонке оксида азота (+5)  ионы  NО2+  и
NО3-  объединяются  в  молекулы  N2О5  .  Получают  оксид  азот   (+5)
дегидратацией азотной  кислоты  с  помощью  Р2О5  или  окислением  NО2
озоном:
   2НNО3 + Р2О5  = 2НРО3  + N2О5;  6NО2 + О3 = 3N2О5
Оксид азота (+5) является энергичным окислителем, многие реакции с его
участием протекают весьма бурно. При растворение в воде  дает  азотную
кислоту:
   N2О5 + Н2О = 2НNО3
Азотная кислота - одна из сильных кислот. Молекула НNО3  и  нитрат-ион
имеют строение, представленное схемами



Безводная  азотная  кислота  представляет  собой  бесцветную   летучую
жидкость. При хранении (особенно на свету) и при  нагревании  частично
разлагается:
    4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2
Так называемая "дымящая" азотная кислота (красного цвета) представляет
собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной НNО3.
   В лаборатории НNО3 получают нагреванием  нитрата  натрия  с  серной
кислотой:
      NaNО3  + Н2SО4 = НNО3 + NaНSО4
В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.  Сначала  аммиак
каталитически окисляют до оксида азота (+2), который далее  окисляется
до
NО2. Затем оксид азота (+4)  растворяют  в  горячей  воде  и  получают
азотную кислоту.
   Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет  почти  все
металлы  и  неметаллы.  Последние,  как  правило,  переводятся  ею   в
производные высшей степени окисления, например:
    S + 6НNО3  = Н2SО4 + 6NО2 + 2Н2О
Из металлов только золото, платина, осмий, иридий,  ниобий,  тантал  и
вольфрам устойчивы  к  действию  азотной  кислоты.  Некоторые  металлы
(например, железо,  алюминий,  хром)  пассивируются  концентрированной
азотной кислотой. Окислительными свойствами обладают и водные растворы
азотной  кислоты.  Обычно  процесс  восстановления  НNО3  протекает  в
нескольких параллельных направлениях, и в результате получается  смесь
различных  продуктов  восстановления.  Природа  этих   продуктов,   их
относительное содержание  в  смеси  зависят  от  силы  восстановителя,
концентрации азотной кислоты и температуры.
   Более сильным окислителем является смесь концентрированных  азотной
и соляной кислот - "царская  водка".  Она  растворяет  даже  золото  и
платину, которые не растворяются в азотной,  а  тем  более  в  соляной
кислоте. Ее окислительная активность обусловлена  снижением  редокс  -
потенциала   растворяющихся   металлов,    т.    е.    усилением    их
восстановительных  свойств  за  счет  образования  прочных   хлоридных
комплексов:
   Аu + НNО3  + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О
  Соли азотной кислоты - нитраты - известны почти для  всех  металлов.
Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в  воде.  В  кислых
водных растворах нитраты  являются  более  слабыми  окислителями,  чем
азотная  кислота,  а  в   нейтральной   среде   вообще   не   обладают
окислительными  свойствами.  Сильными  окислителями  они  являются   в
расплавах, когда происходит разложение с выделением  кислорода.  Оксид
азота (+5) при взаимодействии со 100%-ным пероксидом водорода образует
пероксоазотную (надазотную) кислоту:
   N2О5 + 2Н2О2 = 2НNО4 + Н2О
Пероксоазотная кислота нестойка,  легко  взрывается,  водой  полностью
гидролизуется:
                         О
    Н-О-О-N           + Н2О = Н2О2 + НNО3
                         О



      Соединения с неметаллами
  Известны  все  галогениды  азота   NГ3.   Трифторид   NF3   получают
взаимодействием фтора с аммиаком:
   3F2 + 4NН3 = 3 NН4F + NF3
Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают
пирамидальным строением.  У  основания  пирамиды  дислоцированы  атомы
фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой.
К различным химическим реагентам и к нагреванию NF3 весьма устойчив.
   Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы  и
реакционноспособны.  NCl3  образуется  при  пропускании  газообразного
хлора в крепкий раствор хлорида аммония:
   3Cl2 + NН4Сl = 4НСl + NCl3
Трихлорид азота представляет собой легколетучую  (tкип  =  71  град.С)
жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев  или  удар  сопровождается
взрывом с  выделением  большого  количества  теплоты.  При  этом  NCl3
распадается на элементы. Тригалогениды NBr3 и NI3 еще менее стабильны.
  Производные азота с халькогенами  очень  неустойчивы  вследствие  их
сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при  нагреве  и  ударе
взрываются.


      Соединения с металлами
 Солеобразные нитриды получают прямым синтезом из  металлов  и  азота.
Водой и разбавленными кислотами солеобразные нитриды разлагаются:
   Мg3N2 + 6N2 = 3Мg(ОН)2 + 2NH3
   Са3N2 + 8НСl = 3СаСl2 + 2NH4Сl
Обе реакции доказывают основную природу нитридов активных металлов.
  Металлоподобные нитриды получают нагреванием  металлов  в  атмосфере
азота или аммиака.  В  качестве  исходных  веществ  могут  применяться
оксиды, галогениды и гидриды переходных металлов:
   2Та + N2 = 2ТаN;  Мn2О3 + 2NH3 = 2МnN + 3Н2О
   СrCl3 + NH3 = СrN + 3НСl;  2ТiН2 + 2NH3 = 2ТiN +5Н2


      Применение азота и  азотсодержащих соединений
 Область применения  азота  очень  велика  -  производство  удобрений,
взрывчатых  веществ,  нашатырного  спирта,   который   используют    в
медицине. Азотсодержащие удобрения являются самыми  ценными.  К  таким
удобрениям относится  аммиачная селитра, мочевина,  аммиак,  натриевая
селитра. Азот является неотъемлемой часть белковых молекул, поэтому он
и необходим растениям для нормального роста и развития.  Такое  важное
соединение азота с водородом, как  аммиак,  используют  в  холодильных
установках, аммиак, циркулируя по замкнутой системе труб,   при  своем
испарение отнимает большое количество теплоты. Калийная  селитра  идет
на производство  дымного  пороха,  а  порох  используют  в  охотничьих
ружьях, для разведки рудных ископаемых,  залегающих  под  землей.  Без
дымный порох получают из пироксилина  -  сложного  эфира  целлюлозы  и
азотной кислоты. Органические  взрывчатые  вещества  на  основе  азота
используют для прокладки тоннелей в горах (тротил, нитроглицерин).



         Фосфор
      История открытия фосфора
   Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в  поисках
"философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи  с  углем  без
доступа воздуха. Выделенное вещество  светилось  на  воздухе  и  затем
загоралось. За это свойство Брандт дал  ему  название  "фосфор",  т.е.
носящий свет ("светоносец").
   После открытия еще сто лет фосфор был редким и  дорогим  веществом,
 т.к. содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И  лишь
после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ  получение
фосфора из костей,  стало  возможным  получение  его   в  значительных
количествах.

     Особенности фосфора
    Второй  типический  элемент  типический  элемент  в  пятой  группе
является  неметаллом.  Наивысшая  степень  окисления,  которую   может
проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие  фосфор  в  степени
окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В  то  же
время соединения фосфора +5  в  растворах  окислителями  не  являются.
Кислородные соединения фосфора более  устойчивы,  чем  таковые  азота.
Водородные же соединения менее стабильны.

    Природные соединения и получение фосфора
   По распространенности в земной коре фосфор опережает азот,  серу  и
хлор. В отличие от азота фосфор встречается в природе  только  в  виде
соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х  -
фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит  основой  которого
является Са3(РО4)2. Кроме  того,  фосфор  входит  в  состав  некоторых
белковых веществ и содержится в  растениях  и  организмах  животных  и
человека.
   Из природного фосфорсодержащего  сырья  свободный  фосфор  получают
высокотемпературным восстановлением (1500 град.С) коксом в присутствии
песка. Последний связывает оксид кальция в шлак - силикат  кальция.  В
случае  восстановления  фосфорита   суммарная   реакция   может   быть
представлена уравнением:
       Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2
Образующийся угарный газ и парообразный фосфор поступают в холодильник
с водой, где происходит конденсация  с  образованием  твердого  белого
фосфора.

     Физические и химические свойства
   Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные  молекулы Р4,
имеющие форму тетраэдра. При  более  высоких  температурах  происходит
термическая диссоциация и в смеси  возрастает  содержание  двухатомных
молекул Р2. Распад последних на  атомы  фосфора  наступает  выше  2500
град.С.
Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации  паров,  имеет
молекулярную кристаллическую решетку, в  узлах  которой  дислоцированы
молекулы Р4. Из-за слабости межмолекулярных сил  белый  фосфор  летуч,
легкоплавок,   режется   ножом   и   растворяется     в     неполярных
растворителях,  например   в   сероуглероде.   Белый   фосфор   весьма
реакционноспособное   вещество.   Он   энергично   взаимодействует   с
кислородом,  галогенами,  серой  и  металлами.  Окисление  фосфора  на
воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор
хранят под водой, с  которой  он  не  реагирует.  Белый  фосфор  очень
токсичен.
   При длительном  хранении,  а  также  при  нагревании  белый  фосфор
переходит в красную модификацию.  Красный  фосфор  представляет  собой
полимерное вещество, нерастворимое в  сероуглероде,  менее  токсичное,
чем  белый  фосфор.  Окисляется  красный  фосфор  труднее  белого,  не
светится в темноте и воспламеняется лишь при 250 град.С.
   Наиболее стабильной модификацией фосфора  является  черный  фосфор.
Его получают аллотропным превращением белого фосфора  при  температуре
220 град.С и давлении 1200 МПа. По внешнему виду он напоминает графит.
Кристаллическая  структура  черного  фосфора  слоистая,  состоящая  из
гофрированных слоев. Как  и  в  красном  фосфоре,  здесь  каждый  атом
фосфора связан ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между
атомами фосфора 0,387 нм. Белый и  красный  фосфор  -  диэлектрики,  а
черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны  0,33  эВ.  В
химическом  отношении  черный  фосфор   наименее   реакционноспособен,
воспламеняется лишь при нагревании выше 400 град.С.
    Окислительную  функцию  проявляет  фосфор  при  взаимодействии   с
металлами:      3Са + 2Р = Са3Р2
Как восстановитель фосфор выступает в реакциях с активными неметаллами
- галогенами, кислородом, серой, а также с сильными окислителями:
        2Р + 3S = Р2S3    2Р + 5S = Р2S5
С кислородом и хлором взаимодействует аналогично.
        Р + 5НNО3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О

В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует:
        8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2

      Фосфорсодержащие кислоты и их соли
    Химический оксид фосфора (+3) имеет кислотную природу:
       Р2О3 + 3Н2О = 2Н3РО3
Фосфористая кислота - бесцветные  легкоплавкие  хорошо  растворимые  в
воде  кристаллы.  По  химическому  строению  она  представляет   собой
искаженный тетраэдр, в центре которого находится атом фосфора с sр3  -
гибридными орбиталями,  а  вершины  заняты  двумя  гидроксогруппами  и
атомами  водорода  и   кислорода.   Атом   водорода,   непосредственно
соединенный с фосфором, не способен к замещению, а потому  фосфористая
кислота  максимум  двухосновна  и  нередко  ее   изображают   формулой
    Н2[НРО3]. Фосфористая кислота - кислота средней силы.  Соли  ее  -
фосфиты получают взаимодействием Р2О3 со щелочами:
       Р2О3 + 4NаОН = 2Nа2НРО3 + Н2О
Фосфиты щелочных металлов и кальция легко растворимы в воде.
   При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:
       4Н3РО3 = РН3 + 3Н3РО4
Фосфористая кислота  окисляется  многими  окислителями,  в  том  числе
галогенами, например:
        Н3РО3 + Сl2 + Н2О = Н3РО4 + 2НСl
Получают обычно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфора:
        РГ3 + 3Н2О = Н3РО3 + 3НГ
При нагревании однозамещенных фосфитов получаются соли пирофосфористой
(дифосфористой) кислоты - пирофосфиты:
        2NаН2РО3 = Nа2Н2Р2О5 + Н2О
Пирофосфиты при кипячении с водой гидролизуются:
       Nа2Н2Р2О5 + 3Н2О = 2NаОН + 2Н3РО3
Сама пирофосфористая  кислота  Н4Р2О5  (пентаоксодифосфорная),  как  и
фосфористая, только двухосновна и сравнительно малоустойчива.
     Известна  еще  одна  кислота  фосфора  (+3)  -  плохо   изученная
полимерная метафосфористая кислота (НРО2)n.
    Наиболее характерен для фосфора оксид Р2О5 - пентаоксид дифосфора.
Это белое твердое вещество, которое легко  может  быть  получено  и  в
стеклообразном состоянии. В  парообразном  состоянии  молекулы  оксида
фосфора  (+5)  имеют  состав  Р4О10.  Твердый  Р2О5  имеет   несколько
модификаций. Одна из  форм  оксида  фосфора  (+5)  имеет  молекулярную
структуру с молекулами Р4О10 в узлах решетки.  По  внешнему  виду  эта
модификация напоминает лед. Она обладает небольшой  плотностью,  легко
переходит в пар, хорошо растворяется в воде и реакционноспособна. Р2О5
- сильнейший  дегидратирующий  реагент.  По  интенсивности  осушающего
действия он намного превосходит такие поглотители  влаги,  как  СаСl2,
NаОН, Н2SО4 и др. При гидратации Р2О5 сначала образуется метафосфорная
кислота:
        Р2О5 + Н2О = 2НРО3
дальнейшая гидратация которой последовательно приводит к пирофосфорной
и ортофосфорной кислоте:
       2НРО3 + Н2О = Н4Р2О7        и     Н4Р2О7 + Н2О = 2Н3РО4
    Ортофосфорная  кислота  -  одно  из  наиболее  важных  производных
фосфора (+5). Это бесцветные, легкоплавкие, расплывающиеся на  воздухе
кристаллы, смешивающиеся с  водой  в  любых  соотношениях.  В  твердой
кислоте  и  концентрированных  растворах   действуют   межмолекулярные
водородные связи. Поэтому крепкие растворы  Н3РО4  отличаются  высокой
вязкостью. В водной среде  ортофосфорная  кислота  -  кислота  средней
силы. В  водном  растворе  ортофосфаты  -  соли  фосфорной  кислоты  -
подвергаются гидролизу, причем рН среды при переходе от средней соли к
кислой закономерно снижается.
      Nа3РО4  + Н2О = NаОН + Nа2НРО4 ,   рН = 12,1
      Nа2НРО4 + Н2О = NаОН + NаН2РО4 ,   рН = 8,9
 При окислении влажного фосфора  наряду  с  Р2О5  и  Р2О3   образуется
фосфорноватая кислота (гексаоксодифосфорная) кислота Н4Р2О6, в которой
степень окисления фосфора +4. В ее  структуре  атомы  фосфора  связаны
друг с другом непосредственно в отличие от полифосфорных кислот:



Н4Р2О6 - кислота средней силы, все ее четыре атома водорода могут быть
замещены на  металл.  При  нагревании  ее  водных  растворов  кислота,
присоединяя воду, распадается:
     Н4Р2О6 + Н2О = Н3РО3 +  Н3РО4
Растворы ее солей  -  гипофосфатов  -  в  воде  вполне  устойчивы.  Из
гипофосфатов в воде хорошо растворимы лишь соли щелочных металлов.
     Наименьшая   положительная   степень    окисления    фосфора    в
фосфорноватистой (диоксофосфорной) кислоте Н3РО2. Ее можно получить  в
свободном состоянии вытеснением из солей - гипофосфитов, например:
     Ва(Н2РО2)2 + Н2SО4 = ВаSО4 + 2Н3РО2
Фосфорнофатистая кислота - бесцветные кристаллы, хорошо растворимые  в
воде. Таким образом,  в  фосфорноватистой  кислоте  степень  окисления
фосфора +1, а его ковалентность равна 5. Н3РО2 - сильная кислота.  Эта
кислота и ее соли гипофосфиты являются сильнейшими восстановителями.
 Существуют и другие кислоты,  содержащие  фосфор  -  мононадфосфорная
Н3РО5,    динадфосфорную    Н4Р2О8,    тетраметафосфорная     (НРО3)4,
пирофосфорная Н4Р2О7.

      Соединения фосфора с неметаллами
    Фосфор  и  водород  в  виде   простых   веществ   практически   не
взаимодействуют. Водородные  производные  фосфора  получают  косвенным
путем, например:
        Са3Р2 + 6НСl = 3СаСl2 + 2РН3
Фосфин РН3 представляет собой бесцветный сильнотоксичный газ с запахом
гнилой  рыбы.  Молекулу  фосфина  можно  рассматривать  как   молекулу
аммиака. Однако угол между связями Н-Р-Н  значительно  меньше,  чем  у
аммиака. Это означает уменьшение доли участия s-облаков в  образовании
гибридных связей в случае фосфина. Связи  фосфора  с  водородом  менее
прочны, чем связи азота  с  водородом.  Донорные  свойства  у  фосфина
выражены слабее, чем у аммиака. Малая полярность молекулы  фосфина,  и
слабая  активность  акцептировать   протон   приводят   к   отсутствию
водородных связей не только в жидком и  твердом  состояниях,  но  и  с
молекулами воды в растворах, а также к малой стойкости  иона  фосфония
РН4+. Самая устойчивая в твердом состоянии соль  фосфония  -  это  его
иодид РН4I.  Водой  и  особенно  щелочными  растворами  соли  фосфония
энергично разлагаются:
        РН4I + КОН = РН3 + КI + Н2О
Фосфин и соли фосфония являются сильными восстановителями. На  воздухе
фосфин сгорает до фосфорной кислоты:
        РН3 + 2О2 = Н3РО4
При разложении фосфидов активных  металлов  кислотами  одновременно  с
фосфином образуется в  качестве  примеси  дифосфин  Р2Н4.  Дифосфин  -
бесцветная  летучая  жидкость,   по   структуре   молекул   аналогична
гидразину,  но  фосфин  не  проявляет  основных  свойств.  На  воздухе
самовоспламеняется,  при  хранении   на   свету   и   при   нагревании
разлагается. В продуктах его распада  присутствуют  фосфор,  фосфин  и
аморфное  вещество  желтого  цвета.  Этот  продукт  получил   название
твердого фосфористого водорода, и ему приписывается формула Р12Н6.
 С галогенами фосфор образует три- и пентагалогениды. Эти  производные
фосфора известны для всех аналогов, но  практически  важны  соединения
хлора.  РГ3  и  РГ5  токсичны,  получают  непосредственно  из  простых
веществ.
 РГ3 - устойчивые экзотермические соединения; РF3  -  бесцветный  газ,
РСl3 и РВr3 - бесцветные  жидкости,  а  РI3  -  красные  кристаллы.  В
твердом состоянии все тригалогениды образуют кристаллы с  молекулярной
структурой. РГ3 и РГ5 являются кислотообразующими соединениями:
       РI3 + 3Н2О = 3НI + Н3РО3
 Известны оба нитрида фосфора,  отвечающие  трех-  и  пятиковалентному
состояниям: РN и Р2N5. В  обоих  соединениях  азот  трехвалентен.  Оба
нитрида  химически  инертны,  устойчивы  к  действию  воды,  кислот  и
щелочей.
  Расплавленный  фосфор  хорошо   растворяет   серу,   но   химическое
взаимодействие наступает при высокой температуре. Из сульфидов фосфора
лучше  изучены  Р4S3,  Р4S7,  Р4S10.  Указанные  сульфиды  могут  быть
перекристализованы в расплаве  нафталина  и  выделены  в  виде  желтых
кристаллов.  При  нагревании  сульфиды  воспламеняются  и  сгорают   с
образованием  Р2О5  и  SО2.  Водой  все  они  медленно  разлагаются  с
выделением сероводорода и образованием кислородных кислот фосфора.

     Соединения фосфора с металлами
    С  активными  металлами  фосфор  образует  солеобразные   фосфиды,
подчиняющиеся правилам классической валентности.  р-Металлы,  а  также
металлы подгруппы цинка дают и нормальные, и анионоизбыточные фосфиды.
Большинство из этих соединений проявляют  полупроводниковые  свойства,
т.е. доминирующая связь в них - ковалентная. Отличие азота от фосфора,
обусловленное   размерным   и   энергетическим   факторами,   наиболее
характерно проявляется при взаимодействии этих элементов с переходными
металлами. Для азота при взаимодействии с последними главным  является
образование   металлоподобных   нитридов.   Фосфор   также    образует
металлоподобные фосфиды. Многие фосфиды,  особенно  с  преимущественно
ковалентной связью, тугоплавки. Так, АlР плавится при 2197  град.С,  а
фосфид  галлия  имеет  температуру  плавления  1577  град.С.   Фосфиды
щелочных  и  щелочно-земельных  металлов  легко  разлагаются  водой  с
выделением фосфина. Многие фосфиды являются не только полупроводниками
(АlР, GаР, InР), но и ферромагнетиками, например СоР и Fе3Р.

     Применение фосфора и фосфорсодержащих веществ
   Красный фосфор в чистом виде применяют в спичечном производстве;  в
смеси с толченым стеклом и клеем его наносят  на  боковые  поверхности
спичечной коробки. Красный и белый  фосфор  используют  при  получении
йодистоводородной и  бромистоводородной  кислот.  Фосфид  цинка  Zn3Р2
применяют для борьбы с грызунами. Белый фосфор  используют  в  военном
деле для зажигательных бомб,  а  также  для  дымообразующих  снарядов,
шашек и  гранат,  дающих  дымовые  завесы.  Применение  радиоактивного
изотопа фосфора Р32 позволило по-новому осветить поведение  фосфора  в
растениях,  почве  и   удобрениях.   Исключительная   чувствительность
определения радиоактивного фосфора дает возможность следить  за  ходом
поступления в растения фосфатов, за их распределением и  превращениями
внутри растений. Чистую  фосфорную  кислоту  используют  в  пищевой  и
фармацевтической промышленности. Техническая  фосфорная  кислота  идет
для окрашивания тканей, производства эмалей, зубных пломб, а также для
производства фосфорных удобрений.


       Литература:
1.Угай Я. А.  Общая и неорганическая химия: Учеб. Для студентов вузов,
обучающихся по направлению и спец. "Химия". - М.: Высш. шк.,  1997  г.
    2. Ходаков Ю. В. Неорганическая химия. Изд.  4-е,  переработ.  М.,
"Просвещение",1972г.
                                             3.  Неорганическая  химия
под редакцией И. Н. Заозерского. М.: Высш. шк. 1963 г.





смотреть на рефераты похожие на "Азот и фосфор"