6Li+N2=2Li3N

3Mg+N2=Mg3N2

3H2+N2+2NH3

N2+O2=2NO

N2+3F2=2NF3

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:

Mg3N2+6HOH=3Mg(OH)2+2NH3

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N2+3H2=2NH3

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH3

NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH

H2O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH4OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH3+HCl=NH4Cl

2NH3+H2CO3=(NH4)2CO3

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH4)SO4=NH3+NH4HSO4. Проте у деяких випадках ( NH4Cl, NH4Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH4Cl=NH3+HCl

і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH3=2AlN+3H2

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr3. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr2O3)

4NH3+3O2=2N2+6H2O

(Pt)

4NH3+5O2=4NO+6H2O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl2, Br2):

2NH3+3Cl2=N2+6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2 +O2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O2=2NO2

Взаємодія NO2 з водою йде за рівнянням:

2NO2+HOH=HNO3+HNO2

Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO2, NaNO3) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

NO2

2HNO2=HOH+N2O3

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO2 з водою є HNO3 та NO:

3NO2+HOH=2HNO3+NO

У присутності О2, NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції стає HNO3:

4NO2+O2+2HOH=4HNO3

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2O, N2, NH4NO3:

Cu+4HNO3(k)=Cu(NO3)2+2NO2+2HOH

3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4HOH

4Zn+10HNO3(p)=4Zn(NO3)2+N2O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO3 інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO3 = Ag + 2NO2 + O2.

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3)2 при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500оС:

Ca3(PO4)2+5C+3SiO2=3CaSiO3+2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50оС. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O2 (надлишок)=2P2O3

4P+5O2 (надлишок)=2P2O5

2P+5Cl2 (надлишок)=2PCl5

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg3P2. Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P4+3NaOH+3HOH=PH3+3NaH2PO2

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg3P2+6H2O=3Mg (OH)2+2PH3. Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH3+HI=PH4I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH3+4O2=P2O5+3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH2PO2 (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H3PO2. Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO4+NaH2PO2+HOH=Ni+NaH2PO3+H2SO4

При взаємодії P2O5 з водою утворюються фосфорні кислоти:

P2O5+HOH=2HPO3 (метафосфорна кислота)

P2O5+2HOH=H4P2O7 (дифосфорна кислота)

P2O5+3HOH=2H3PO4 (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P2O5 з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na3PO4, Ca3 (PO4)2), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na2HPO4, CaHPO4) і дегідрофосфати (NaH2PO4, Ca(H2PO4)2).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO3, MgCO3). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.