Главные элементы жизни: азот и фосфор

ОТЧТ ПО ХИМИИ ЛЕКЦИЯ 4 ТЕМА ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ ЖИЗНИ АЗОТ И ФОСФОР Масленниковой Инны 9 Б класс Общая характеристика подгруппы азота. Подгруппу азота составляют пять элементов азот, фосфор, сурьма, мышьяк и висмут.Это элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева На внешнем энергетическом уровне их элементы имеют по пять электронов ns2np3. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна 5, низшая -3, характерна и 3. Свойства элементов подгруппы азота СвойстваNPAsSbBiЗаряд ядра715335183Валентные электроны2s22p33s23p34s24p35s25p36s26p3Э нергия ионизации атома, эВ14,519,59,88,67,3Относительная электроотрицательность3,072,12,21,871,67 Степень окисления в соеденениях5, 4, 3, 2, 1, -3, -2, -15, 4, 3, 1, -3, -25, 3, -35, 3, -35, 3, -3Радиус атома0,0710,130,150,160,18Температура плавления-209,944,3816,9630,8271,4Темпер атура кипения-195,9279,9615,91634,91559,3 С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму.

В соединениях связи с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов.

Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 и ортокислоты H3RO4, кроме азота.

В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так N2O3 кислотный оксид P4O6 слабокислотный оксид As2O3 амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств Bi2o3 основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента.В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.

Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке. Элементы V А-подгруппы открывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий, постепенно увеличиваясь и углубляясь.Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы ЭлементДата и авторы открытияГород, страна N1772г, Д. РезердорфЭдинбург, Шотландия P1669г, Х. БрантГамбург, Германия As1250г, Альберт ВеликийБольштедт, Германия Sb Известен с древних времн Bi Известен с XV века Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения N-3NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4ClN-2N2H4N-1N2H2, NH2OHN0N, N2N1N2ON2NON3N2O3, HNO2, NaNO2, NCl3N4NO2, N2O4N5N2O5, HNO3, KNO3P-3PH3P-2P2H4P0P, P2, P4P3PCl3, P2O3, H3PO3P5PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, Na3PO4, CaHPO4 Азот. Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии.

В воздухе объмная доля его составляет 78,09. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений.

Общее содержание азота в земной коре 0,01. В технике азот получают из жидкого воздуха воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода tкип азота -195,8оС, кислорода -183оС. Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов преимущественно аргона.

Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония t NH4OH2N2 H2O Атом азота имеет следующее строение Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов двумя пи-связями и одной сигма - связью.Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра. Физические свойства азота. Азот газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и е малая длина делают молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием 6Li N2 2Li3N C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды t o t o 3Сa N2 Ca3N2 2Al N2 2AlN С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур N2 3H3 2NH3 При температуре электрической дуги 3000-4000оС азот соединяется с кислородом N2 O2 2NO Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак.

Электронная формула молекулы аммиака такова Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью 2NH4Cl Ca OH2 CaCl2 2NH3 2H2O Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая N2 3H2 2NH3 92кДж Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа с добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния иногда и магния Физические свойства аммиака. Аммиак бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха.

При увеличении давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость.Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

При кипячении растворнный аммиак улетучивается из раствора. Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами.Гидроксид ионы обуславливают слабощелочную их мало реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4 снова образуются молекулы NH3 и H2O, соединнные водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении.

Образование ионов аммония и гидроксид ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением. NH3 H2O NH3 . H2O NH4 OH В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком.Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH NH4OH NH4 OH А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям. Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе предварительно подогретом с образованием азота и воды 4NH3 3O2 2N2 6H2O В присутствии катализатора например, оксида хрома III реакция протекает с образованием оксида азота II и воды Cr2O3 4NH3 5O2 4NO 6H2O Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена 2NH3 3Br2 6HBr N2 2NH3 3Cl2 6HCl N2 Аммиак сильный восстановитель.

При нагревании он восстанавливает оксид меди II, а сам окисляется до свободного азота 3Cu2O 2N 3H3 3Cu0 N20 3H2O 2N 3 6e N2 1 Cu2 2e Cu 3 Аммиак взаимодействует с перманганатом калия NH3 KMnO4 N2 H2O MnO2 KOH Добавление аммиака изменяет цвет раствора Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония.

В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в состав соли H NH3 HCl H N HCl H Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причм три из них полярные и одна по донорно акцепторном механизму.

Соли аммония. Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов.Соли аммония получаются пи взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например NH3 HNO3 NH4NO3 NH3. H2O HNO3 NH4NO3 H2O Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей NH4Cl NaOH NaCl H2O NH3 КОНЦ. 2NH4Cl H2SO4 NH42SO4 2HCl NH42SO4 BaCl2 2NH4Cl BaSO4 Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например NH42CO3 2NH3 H2O CO2 NH4NO2 2H2O N2 NH4Cl NH3 HCl NH42Cr2O7 Cr2O3 4H2O N2 Качественная реакция на ион аммония.

Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей.Этой реакцией обнаруживают соли аммония ион аммония по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки NH4 OH H2O NH3 Реакцию проводят так в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают.

В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак. Оксиды азота.Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от 1 до 5 N21O, N2O, N23O3, N4O2, N24O4, N25O5. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота II NO, другие оксиды получают косвенным путем.

N2O и NO несолеобразующие оксиды, остальные солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота II и азота IV как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты. Оксид азота II NO бесцветный газ, плох растворимый в воде его можно собирать в цилиндре над водой.Оксид азота II соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ оксид азота IV 2NO O2 2NO2 В лабораторных условиях оксид азота II получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди 3Cu 8HNO3 3CuNO32 4H2O 2NO Оксид азота II получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины.

Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.Оксид азота IV NO газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди Cu 4HNO3 CuNO32 H2O 2NO2 или при прокаливании кристаллического нитрата свинца 2PbNO32 2PbO 4NO2 O2 При взаимодействии оксида азота IV с водой образуется азотная и азотистая кислоты 2NO2 H2O HNO3 HNO2 HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании.

Поэтому при растворении NO2 в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота II 3NO2 H2O 2HNO3 NO В избытке образуется только азотная кислота 4NO2 2H2O O2 4HNO3 Оксид азота IV сильный окислитель уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы IV окисляется до оксида серы VI. Азотная кислота.Получение азотной кислоты.

В лабораторных условиях азотная кислота получается из е солей действием концентрированной серной кислоты KNO3 H2SO4 HNO3 KHSO4 Реакция протекает при слабом нагревании сильное нагревание разлагает HNO3. В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота воздуха.Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа 1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 4NH3 5O2 4NO 6H2O 2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2 2NO O2 2NO2 3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO2 2H2O O2 4HNO3 Физические свойства.

Азотная кислота бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, дымит на воздухе, т. к. пары е с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86оС. Химические свойства.В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления 5 Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам.

В водных растворах диссоциирует HNO3 H NO3 Под действием теплоты и на свету частично разлагается 4HNO3 4NO2 2H2 O O2 Поэтому хранят е в прохладном месте. Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами. Применение.Большие количества е расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов.

Дымящая азотная применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива. При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как правило, не выделяется он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений 5 4 3 2 1 0 -3 -3 HNO3 NO2 HNO2 NO N2O N2 NH3NH4NO3 Образуется также соль азотной кислоты.От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий, золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами образуется оксид азота IV, при взаимодействии с щелочными и щелочно земельными металлами образуется оксид азота I. Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно земельными металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3NH4NO3. При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота II.Например, Конц. Ag 2HNO3 AgNO3 NO2 H2O Разб. 3Ag 4HNO3 3AgNO3 NO 2H2O Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота I N2O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так 4Zn 10HNO3 очень разб. 4ZnNO32 NH4NO3 3H2O Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот 3P 5HNO3 H2O 3H3PO4 5NO C 4HNO3 CO2 H2O 4NO2 Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды.

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами NaNO3 натриевая селитра, KNO3 калийная селитра, NH4NO3 аммиачная селитра, CaNO32 кальциевая селитра.

Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения.

Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного пороха. Фосфор.

Фосфор аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще 5. Мало характерны и другие степени окисления.Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08. В природе фосфор встречается только в виде соединений важнейшее из них фосфат кальция минерал апатит.

Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций белый, красный, черный и др. Белый фосфор бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.Красный фосфор порошок красно бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении. Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.

Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240оС. При окислении белый фосфор светится в темноте происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800оС фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800оС молекулы диссоциируют Р4 2Р2. Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы Р2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2, Р4 и полимерные вещества.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства 2P 3S P2S3 2P 3Ca Ca3P2 Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.Соединения фосфора с металлами называются фосфидами они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3 очень ядовитого газа с чесночным запахом Ca3P2 6H2O 3CaOH2 2PH3 По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения РН3 НI РН4I Оксиды фосфора.

Оксид фосфора III Р2О3 воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5оС. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит. Оксид фосфора V Р2О5 белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Фосфорные кислоты.Оксид фосфора V взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО3, последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3РО4, при нагревании Н3РО4, образуется дифосфорная кислота Н4Р2О7. 3Р4О10 6Н2О 4Н3РО33 Н3РО33 3Н2О 3Н3РО4 2Н3РО4 Н4Р2О7 Н2О Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. е соли фосфаты используются в качестве удобрений.

Фосфорная кислота белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степени окисления 5 из всех возможных для фосфора. Азот и фосфор это главные элементы жизни, они находятся в человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.