Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор

ОТЧЁТ ПО ХИМИИ

ЛЕКЦИЯ №4

ТЕМА:

ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ

ЖИЗНИ:

АЗОТ И ФОСФОР

Масленниковой Инны

9 «Б» класс

Общая характеристика подгруппыазота.

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, сурьма,мышьяк и висмут. Это элементы V группыпериодической системы Д. И. Менделеева На внешнем энергетическом уровне ихэлементы имеют по пять электронов – ns2np3. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая-3, характерна и +3.

Свойства элементов подгруппы азота

Свойства

Заряд ядра 7 15 33 51 83 Валентные электроны

2s22p3

3s23p3

4s24p3

5s25p3

6s26p3

Энергия ионизации атома, эВ 14,5 19,5 9,8 8,6 7,3 Относительная электроотрицательность 3,07 2,1 2,2 1,87 1,67 Степень окисления в соеденениях +5, +4, +3, +2, +1, -3, -2, -1 +5, +4, +3, +1, -3, -2 +5, +3, -3 +5, +3, -3 +5, +3, -3 Радиус атома 0,071 0,13 0,15 0,16 0,18 Температура плавления -209,9 44,3 816,9 630,8 271,4 Температура кипения -195,9 279,9 615,9 1634,9 1559,3

С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В соединенияхсвязи с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппыкислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединенияэлементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. Скислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидамсоответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (иортокислоты H3RO4, кромеазота). 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 составаR2O3 и R2O5 уменьшаютсяс ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номеранеметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняетсяуменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратномпорядке.

Элементы V А-подгруппыоткрывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий,постепенно увеличиваясь и углубляясь.

Хронология открытия химических элементов VА-подгруппы

Элемент Дата и авторы открытия Город, страна N 1772г, Д. Резердорф Эдинбург, Шотландия P 1669г, Х. Брант Гамбург, Германия As 1250г, Альберт Великий Больштедт, Германия Sb Известен с древних времён Bi Известен с XV века

Степени окисления Nи Р и отвечающие им соединения

N-3

NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl

N-2

N2H4

N-1

N2H2, NH2OH

N, N2

N+1

N2O

N+2

N+3

N2O3, HNO2, NaNO2, NCl3

N+4

NO2, N2O4

N+5

N2O5, HNO3, KNO3

P-3

PH3

P-2

P2H4

P, P2, P4

P+3

PCl3, P2O3, H3PO3

P+5

PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, Na3PO4, CaHPO4

Азот.

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. Ввоздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольшихколичествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многихестественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух переводят в жидкоесостояние, 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

NH4OH2=N2 + H2O

Атом азота имеет следующее строение:

Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумяпи-связями и одной сигма — связью. Молекула азота распадается на атомы притемпературе 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра.

Физические свойства азота. Азот – газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, растворимостьв воде меньше, чем у кислорода.

Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина между ними очень мала,Тройная связь и её малая длина делают молекулу весьма прочной. Этим объясняетсямалая 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 to

3Сa + N2 = Ca3N2 2Al + N2 = 2AlN

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высокомдавлении и температур

/>/>/> N2 + 3H3 2NH3

При температуре электрической дуги (3000-4000оС) азотсоединяется с кислородом:

/>/> N2 + O2 2NO

Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которыхважнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:

/>Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычнополучают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

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

Основным промышленным способом получения аммиака является синтезего из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая:

/>/> N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж

Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа сдобавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда имагния)

Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почтив два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легкосжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо растворим в воде. Раствораммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячениирастворённый аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде обусловленаобразованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид – ионыобуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. Привзаимодействии гидроксид — ионов с ионами NH4+ снова образуются молекулы NH3 и H2O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает вобратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачнойводе можно выразить уравнением.

/>/>/>/> NH3 + H2O NH3. H2O NH4+ + OH—

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекулNH3, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому онапахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначаютформулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию растворааммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:

/>/> NH4OH NH4+ + OH—

А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид – ионовневелика, 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 оксидаазота (II) и воды:

Cr2O3

4NH3+ 5O2 = 4NO + 6H2O

Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот иводородное соединение галогена:

2NH3 + 3Br2 = 6HBr +N2

2NH3 + 3Cl2= 6HCl + N2

Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливаетоксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

3Cu+2O+ 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 скислотами с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиакаприсоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в составсоли:

/>/> NH3 +H+Cl-- [H N H]Cl

Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причём три изних полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.

Соли аммония.

Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичнысоответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пивзаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют срастворами щелочей, кислот и других солей:

(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O+ NH3

/> КОНЦ.

2NH4Cl+ H2SO4 = (NH4)2SO4 +2HCl

(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl+ BaSO4

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются,например:

/>/> (NH4)2CO3 = 2NH3 + H2OCO2

/> NH4NO2= 2H2O + N2

/> /> /> /> /> /> <td/> />

/>/> NH4Cl NH3 +HCl

/> /> /> /> /> /> <td/> />

(NH4)2Cr2O7= Cr2O3 + 4H2O + N2

Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммонияявляется их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживаютсоли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлениюсинего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:

/>/> NH4+ + OH H2O+ NH3

Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или растворомвводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия ионааммония выделятся аммиак.

Оксиды азота.

Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляетстепени окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. Принепосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксидыполучают косвенным путем. N2O и NO –несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азотанаибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) какпромежуточные 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= 3Cu(NO3)2 + 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 электрическихзарядов.

/>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 имеди:

Cu + 4HNO3= Cu(NO3)2 + H2O + 2NO2

/>/>или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:

2Pb(NO3)2 = 2PbO +4NO2 + O2

При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:

2NO2+ H2O = HNO3 + HNO2

HNO2малоустойчива, 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) – сильныйокислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).

Азотнаякислота.

Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солейдействием концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2SO4= HNO3 + KHSO4

Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагреваниеразлагает HNO3).

В промышленности азотная кислота получается каталитическимокислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водородаи азота воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1. Окисление аммиака наплатиновом катализаторе до NO:

4NH3 + 5O2= 4NO +6H2O

2. Окисление кислородомвоздуха 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. Онагигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха образуюткапли 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. Онаотносится 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 её в прохладном месте.

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, чтоона является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами.

Применение. Большиеколичества её расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатыхвеществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственныхволокон других материалов. Дымящая азотная применяется в ракетной технике вкачестве окислителя ракетного топлива.

При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, какправило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимостиот концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:

+5 +4 +3 +2 +1 0 -3 -3

HNO3 — NO2 ----HNO2 — NO — N2O ----N2 — NH3(NH4NO3)

Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотнойкислоты 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 металламиобразуется оксид азота (IV), привзаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксидазота (I).

Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными металлами, а также сцинком и железом с образованием NH3(NH4NO3). 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 концентрацииазотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3, который сизбытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO3 (оченьразб.) = 4Zn(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя ихдо 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 игидроксиды. Нитраты натрия, калия, аммония икальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3)2 – кальциевая селитра. Селитры используются главнымобразом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO3применяется для приготовления черного пороха.

Фосфор.

Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентныхэлектронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуетсяменьшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, чтонеметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому дляфосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны идругие степени окисления.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природефосфор 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. Получаетсяконденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется всероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит вкрасный.

Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим вводе 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, обладаетполупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфорапри очень большом давлении.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому егохранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, новоспламеняется при нагревании свыше 240оС. При окислении белыйфосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химическойэнергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах притемпературе ниже 800оС фосфор состоит из молекул Р4. Принагревании выше 800оС молекулы диссоциируют:

/>/> Р4 2Р2.Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы:

/>/>Р2 2Р. Атомы фосфорамогут объединяться в молекулы Р2, Р4 и полимерныевещества.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом,галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные ивосстановительные свойства:

2P + 3S =P2S3 2P + 3Ca = Ca3P2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединенияфосфора с металламиназываются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3– очень ядовитого газа с чесночным запахом:

/> Ca3P2+ 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:

РН3 +НI = РН4I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р2О3 – воскообразнаякристаллическая масса, плавящаяся при 22,5оС. Получается сжиганиемфосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р2О5 – белый гигроскопичныйпорошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Оночень 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 прочнееаналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллическихсвойств у фосфора по сравнению с азотом.

Фосфорные кислоты.

Оксид фосфора (V) взаимодействуяс водой, образует кислоту НРО3, последняя при кипячении с избыткомводы образует фосфорную кислоту Н3РО4, при нагревании Н3РО4,образуется дифосфорная кислота Н4Р2О7.

3Р4О10+ 6Н2О = 4Н3(РО3)3

Н3(РО3)3+ 3Н2О = 3Н3РО4

2Н3РО4= Н4Р2О7 + Н2О

Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. еёсоли – фосфаты – используются в качестве удобрений.

Фосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой смешивается влюбых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и неразлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степениокисления +5 из всех возможных для фосфора.

Азот и фосфор – это главные элементы жизни, они находятсяв человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.

/> /> /> /> /> /> /> /> />

еще рефераты

Еще работы по химии

Деформируемые алюминиевые сплавы

15 Июля 2015