Азот, фосфор и их соединения — тренажёр для 9 класса

Раздел 1 — Определение

Азот — химический элемент VA-группы 2-го периода (Z = 7, электронная конфигурация 1s²2s²2p³), образующий простое вещество N₂ и служащий основой белков, аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений. Фосфор — элемент той же VA-группы 3-го периода (Z = 15, 1s²2s²2p⁶3s²3p³), существующий в виде нескольких аллотропных модификаций и дающий оксид P₂O₅ и ортофосфорную кислоту H₃PO₄.

Оба элемента имеют по 5 электронов на внешнем слое, поэтому проявляют высшую степень окисления +5 и низшую −3. Различие в строении определяет химию: у азота нет d-подуровня, максимальная валентность IV, у фосфора d-подуровень доступен, валентность достигает V.

Тема замыкает изучение неметаллов VA-группы и связывает три линии курса: строение вещества (кратные связи), закономерности химических реакций (обратимость, катализ, окисление-восстановление) и прикладную химию (производство удобрений и кислот).

Раздел 2 — Ключевые правила

Азот и фосфор подчиняются правилу: активность простого вещества определяется прочностью связей в его молекуле, а свойства соединения — степенью окисления элемента.

1. Молекула N₂ содержит тройную связь N≡N (одна σ- и две π-связи), энергия разрыва 945 кДж/моль — отсюда химическая инертность при обычных условиях. С литием азот реагирует уже на холоде: 6Li + N₂ = 2Li₃N.
2. Синтез аммиака обратим и экзотермичен: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + Q. Условия — давление 20–30 МПа, температура 400–500 °C, катализатор — губчатое железо.
3. Азот в аммиаке имеет степень окисления −3, поэтому NH₃ — только восстановитель и донор электронной пары (основание): NH₃ + HCl = NH₄Cl.
4. Азотная кислота окисляет металлы за счёт азота N⁺⁵, а не иона H⁺, поэтому водород при её реакциях с металлами не выделяется.
5. Ортофосфорная кислота трёхосновна и даёт три ряда солей: фосфаты (Na₃PO₄), гидрофосфаты (Na₂HPO₄), дигидрофосфаты (NaH₂PO₄).
6. Ценность удобрения измеряется массовой долей питательного элемента: ω(N) = n·M(N)/M(вещества) · 100 %.

Раздел 3 — Разбор примеров

Пример 1. Смещение равновесия при синтезе NH₃. Слева 4 объёма газа (1 N₂ + 3 H₂), справа 2 объёма NH₃. Повышение давления смещает равновесие вправо, понижение температуры — тоже вправо (реакция экзотермична), но скорость падает. Вывод: берут компромиссные 400–500 °C и катализатор, а непрореагировавшую смесь возвращают в цикл.

Пример 2. Аммиак и вода. NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. Атом азота отдаёт неподелённую электронную пару протону воды, образуется катион аммония по донорно-акцепторному механизму; фенолфталеин в растворе малиновеет. Вывод: раствор аммиака — слабое основание, а не щёлочь.

Пример 3. Медь и азотная кислота разной концентрации. Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O (бурый газ); 3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O (бесцветный газ). Восстанавливается азот: N⁺⁵ + 1e → N⁺⁴ и N⁺⁵ + 3e → N⁺². Вывод: чем разбавленнее кислота, тем глубже восстановление азота.

Пример 4. Оксид фосфора(V) и вода. P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ (горячая вода). Кислотный оксид присоединяет воду, степень окисления фосфора +5 не меняется — реакция не окислительно-восстановительная. Вывод: P₂O₅ — типичный кислотный оксид, сильнейшее осушающее средство.

Пример 5. Расчёт доли азота в селитре. M(NH₄NO₃) = 14 + 4 + 14 + 48 = 80 г/моль; на азот приходится 2 · 14 = 28 г. ω(N) = 28/80 · 100 % = 35 %. Вывод: аммиачная селитра уступает карбамиду CO(NH₂)₂, где ω(N) = 28/60 · 100 % ≈ 46,7 %.

Раздел 4 — Таблица

Раздел 5 — Типичные ошибки

Выделение водорода при реакции металла с HNO₃. Ошибка возникает по аналогии с соляной и разбавленной серной кислотами. Неправильно: Zn + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂↑. Правильно: 4Zn + 10HNO₃(оч. разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O — окислителем выступает N⁺⁵.

Приписывание аммиаку формулы щёлочи. Учащийся видит щелочную среду и пишет «NH₄OH — щёлочь». Правильно: гидрат аммиака NH₃·H₂O — слабое основание, существующее только в растворе.

Формула оксида фосфора(V) как «PO₅» или «P₅O₂». Причина — путаница между валентностью и индексом. Правильно: P₂O₅ (истинная формула P₄O₁₀), где сумма зарядов 2 · (+5) + 5 · (−2) = 0.

Отождествление белого и красного фосфора. Модификации считают одним веществом, потому что элемент один. Правильно: белый фосфор хранят под слоем воды из-за самовоспламенения, красный хранят в обычной таре — разное строение даёт разные свойства.

Утверждение «азот инертен, потому что у него мало электронов». Причина — подмена строения атома строением молекулы. Правильно: инертность даёт прочная тройная связь в N₂; сам атом азота химически активен.

Раздел 6 — Пошаговый алгоритм

1. Определите степени окисления азота или фосфора во всех формулах задачи.
2. Установите функцию вещества: −3 — восстановитель, +5 — окислитель, промежуточные — оба варианта.
3. Запишите схему реакции с учётом концентрации кислоты и активности металла.
4. Составьте электронный баланс: укажите отданные и принятые электроны, найдите множители.
5. Расставьте коэффициенты, проверьте число атомов каждого элемента и суммарный заряд.
6. Переведите данные условия в моли: n = m/M или n = V/Vₘ (Vₘ = 22,4 л/моль).
7. Найдите искомую величину по мольным соотношениям уравнения.
8. Проверьте результат: сходится ли баланс масс, реален ли ответ (ω ≤ 100 %, выход ≤ 100 %).

Раздел 7 — Как запомнить

• «Три связи — три беды для реакции»: тройная связь N≡N объясняет инертность азота.
• Цепочка производства азотной кислоты: N₂ → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ — пять звеньев, каждое следующее богаче кислородом.
• «Конц. — бурый, разб. — бесцветный»: медь с концентрированной HNO₃ даёт NO₂, с разбавленной — NO.
• «Белый — беда»: белый фосфор ядовит и самовоспламеняется; красный — рабочий, на спичечной коробке.
• Три соли H₃PO₄ по числу заменённых атомов водорода: дигидрофосфат (заменён 1) → гидрофосфат (2) → фосфат (3).
• Лидер по азоту — карбамид CO(NH₂)₂ (≈46 %), а не селитра (35 %).