高等学校化学I/非金属元素の単体と化合物/15族元素

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周期表-NP.png

窒素(N)、リン(P)はともに15族に属する非金属元素である。価電子を5つ持つ。

窒素[編集]

単体[編集]

窒素(N2)は常温常圧で無色無臭の気体である。窒素原子2つが三重結合して1つの分子を作っている、二原子分子の気体である。空気中に体積比でおよそ78%含まれており、工業的には液体空気の分留により生産される。液体の窒素は物質の冷却にしばしば用いられている。


アンモニア[編集]

アンモニア(NH3)は無色刺激臭の気体である。水に非常に溶けやすく、水溶液はアンモニア水と呼ばれ、弱塩基性を示す。

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

アンモニアの製法は、工業的には、高温高圧下で触媒を用いて窒素と水素を直接反応させるハーバー・ボッシュ法により製造される。

N2 + 3H2 → 2NH3

実験室では、塩化アンモニウムと水酸化カルシウムの粉末を混合して加熱することにより得られる。気体は上方置換で捕集する。

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O + 2NH3

アンモニアが生成することを確かめるには、濃塩酸を近づければよい。アンモニアと濃塩酸が反応して塩化アンモニウムの白煙を生じる。

NH3 + HCl → NH4Cl

水溶液中のアンモニウムイオン(NH4+)を検出する際には、ネスラー試薬が用いられる。アンモニウムイオンがあれば黄色~褐色の沈殿を生じる。

アンモニアは、硝酸の原料、あるいは肥料の原料などとしても利用される。


窒素酸化物[編集]

窒素の酸化物は数種類あり、それらの総称を窒素酸化物と呼ぶ。主なものに一酸化窒素(NO)と二酸化窒素(NO2)がある。

一酸化窒素 (NO)

常温で無色の気体。水に溶けにくい。希硝酸に銅を加えることで発生する。空気中で酸化されやすいため、水上置換で捕集する。

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

空気中での酸化の反応式は、

2NO + O2 → 2NO2

である。


二酸化窒素 (NO2
CopperReaction.JPG

常温で褐色の気体。水に溶けやすく、反応して硝酸(HNO3)となる。

3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

実験室では濃硝酸に銅を加えることで発生する。水に溶けやすいので下方置換で捕集する。

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

空気中では一部で2分子が結合して四酸化二窒素(N2O4)となる。

2NO2 ⇄ N2O4

窒素は常温では燃焼しない。すなわち酸素と反応して酸化物にならない。しかし、高温下では窒素と酸素が直接反応して窒素酸化物を生じる。また化石燃料の燃焼によっても窒素酸化物が生成する。そのため車のエンジンなどから窒素酸化物が発生し、大気中に放出されたものが雨水に吸収され、硫黄酸化物と同様に酸性雨の原因となる。

硝酸[編集]

硝酸(HNO3)は窒素のオキソ酸であり、有名な強酸である。通常はHNO3の水溶液を硝酸と呼ぶ。濃度によりやや異なる性質を示し、濃度の濃いものを濃硝酸、薄いものを希硝酸と呼ぶ。硝酸は揮発性の酸であるため、実験室では硝酸塩に濃硫酸を加えることにより得られる。

NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3

硝酸の製法は、工業的には、オストワルト法(Ostwald process)により製造される。次のような工程を経て硝酸が得られる。

  1. アンモニアと空気の混合気体を、触媒の白金 Pt に触れさせ、800℃〜900℃でアンモニアを酸化させて一酸化窒素とする。
    4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
  2. 一酸化窒素を空気中でさらに酸化して、二酸化窒素とする。
    2NO + O2 → 2NO2
  3. 二酸化窒素を水に吸収させ、硝酸とする。ここで発生する一酸化窒素は回収し、2に戻って再び酸化する。
    3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

硝酸は無色の水溶液であるが、光や熱により分解して二酸化窒素と酸素を生じる。そのため、保管のさいには、硝酸は褐色びんに入れ冷暗所で保存するようにする。

4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

強い酸化作用を持っており、水素よりイオン化傾向の小さい銅Cuや銀Agなどの金属も酸化して溶かす。また、イオン化傾向の大きい金属と反応して窒素酸化物を生じる。希硝酸からは一酸化窒素が、濃硝酸からは二酸化窒素がそれぞれ発生する。

(希硝酸)3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
(濃硝酸)Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

また硝酸は強酸であり、イオン化傾向の大きい金属と反応して水素を発生する。

2Al + 6HNO3 → 2Al(NO3)3 + 3H2
  • 不動態

ただし、鉄 Fe やアルミニウム Al やニッケル Ni は、硝酸とは反応して水素を発生するが、濃硝酸に加えても溶けない。これは、金属の表面が酸化され、水に溶けにくい緻密な酸化被膜を生成して、内部が保護され、反応が内部まで進行しなくなるためである。このような状態を不動態(ふどうたい、passive state)という。

  • その他

硝酸塩はほとんど水に溶ける。そのため、ガラス器具にこびりついた金属類を洗浄する際に用いられることも多い。

硝酸は火薬の製造に用いられる。


窒素の応用[編集]

たとえば、ポテトチップスなどのような油で揚げたスナック菓子の酸化防止のため、袋の中に窒素がつめられる。酸素があると、油が酸化してしまうが、代わりに何らかの気体をつめる必要があるので、窒素を袋の中につめているのである。(※ 2017年のセンター試験『化学基礎の』本試験で出題)


リン[編集]

単体[編集]

リン(P)は5種類の同素体を持つ。代表的なものは黄リン(P4)と赤リン (Px)の2つである。

黄リン(P4)は淡黄色のろう状固体であり、人体にきわめて有毒である。空気中で自然発火するため、水中に保存する。二硫化炭素(CS2)に溶ける。

Red phosphorus in a tube - P 15 .jpg

赤リン(Px)は赤褐色の粉末状固体であり、弱い毒性を持つ。二硫化炭素(CS2)に溶けない。赤リンはマッチの箱のすり薬として用いられている。

※ マッチでリンが使われてる部分は、マッチ棒ではなく、マッチ箱のほう。

酸化物[編集]

リンを空気中で燃焼させると、十酸化四リン(P4O10)の白煙を生じる。

4P + 5O2 → P4O10

十酸化四リンは白色の粉末状固体であり、強い吸湿性を示し、乾燥剤として用いられる。この吸湿性から、空気中に放置すると空気中の水蒸気を吸収して自分自身がその水に溶ける。この現象を潮解という。十酸化四リンは潮解性(ちょうかいせい、deliquscenece)のある物質である。

十酸化四リンは水と反応してリン酸(H3PO4)となる。

P4O10 + 6H2O → 4H3PO4

リン酸は酢酸のような弱酸よりは強いが、塩酸のような強酸よりは弱い、中程度の強さの酸である。

リンは生物にとって必要不可欠な元素である。生物はリンの化合物であるATP(アデノシン三リン酸)にエネルギーを保存し、利用する。農業においても必要な元素で、リン酸肥料として用いられる。主なものとして、リン鉱石と硫酸と水との反応から得られるリン酸二水素カルシウム(Ca(H2PO4)2)と、硫酸カルシウム(CaSO4)との混合物である過リン酸石灰がある。 この過リン酸石灰が、リン肥料の主成分である。

リン酸カルシウム Ca3(PO4)2 およびヒドロキシアパタイト Ca5(PO4)3(OH) は、動物の骨や歯の主成分である。