Главные элементы жизни: азот и фосфор

ОТЧЕТ 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 – ns2 np3 . Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.

Свойства элементов подгруппы азота

СвойстваNPAsSbBi
Заряд ядра715335183
Валентные электроны2s2 2p33s2 3p34s2 4p35s2 5p36s2 6p3
Энергия ионизации атома, эВ14,519,59,88,67,3
Относительная электроотрицательность3,072,12,21,871,67
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 атома0,0710,130,150,160,18
Температура плавления-209,944,3816,9630,8271,4
Температура 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 R2 O3 и R2 O5 . Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3 RO4 , кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2 O3 – кислотный оксид; P4 O6 – слабокислотный оксид; As2 O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2 O3 – амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2 o3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2 O3 и R2 O5 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. Брант

Гамбург, Германия

As1250г, Альберт ВеликийБольштедт, Германия
SbИзвестен с древних времен
BiИзвестен с XV века

Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения

N-3NH3 , Mg3 N2 , NH4 OH, NH4 Cl
N-2N2 H4
N-1N2 H2 , NH2 OH
N0N, N2
N+1N2 O
N+2NO
N+3N2 O3 , HNO2 , NaNO­2 , NCl3
N+4NO2 , N2 O4
N+5N2 O5 , HNO3 , KNO3
P-3PH3
P-2P2 H4
P0P, P2 , P4
P+3PCl3 , P2 O3 , H3 PO3
P+5PCl5 , P2 O5 , P4 O10 , HPO3 , H3 PO4 , H4 P2 O2 , Na3 PO4 , CaHPO4

Азот.

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная 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 -195,8о С, кислорода -183о С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

T

NH4 OH2 =N2 + H2 O

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 2000о С. 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 ее 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 = 2Li3 N

C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды:

T o t o

3Сa + N2 = Ca3 N2 2Al + N2 = 2AlN

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур

N2 + 3H3 2NH3

При температуре электрической дуги (3000-4000о С) 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:

2NH4 Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2 O

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 растворенный 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 H2 O, соединенные водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением.

NH3 + H2 O NH3. H2 ONH4+ + 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 NH4 OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4 OH:

NH4 OH 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 + 6H2 O

В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

Cr2 O3

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2 O

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:

3Cu+2 O + 2N-3 H3 = 3Cu0 + N20 + 3H2 O

2N-3 – 6e = N2 1

Cu2+ + 2e = Cu 3

Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:

NH3 + KMnO4 = N2 + H2 O + 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 + H+ Cl– [H N H]Cl

H

Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причем 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 = NH4 NO3

NH3. H2 O + HNO3 = NH4 NO3 + H2 O

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

(NH4 )Cl + NaOH = NaCl + H2 O + NH3

КОНЦ.

2NH4 Cl + H2 SO4 = (NH4 )2 SO4 + 2HCl

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

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

(NH4 )2 CO3 = 2NH3 + H2 O CO2

NH4 NO2 = 2H2 O + N2

NH4 Cl NH3 + HCl

(NH4 )2 Cr2 O7 = Cr2 O3 + 4H2 O + 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 H2 O + 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: N2+1 O, N+2 O, N2+3 O3 , N+4 O2 , N2+4 O4 , N2+5 O5 . При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2 O 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 = 3Cu(NO3 )2 + 4H2 O + 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 = Cu(NO3 )­2 + H2 O + 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 + H2 O = HNO3 + HNO2

HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2 в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):

3NO2 + H2 O =2HNO3 + NO

В избытке образуется только азотная кислота:

4NO2 + 2H2 O + 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 ее солей действием концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2 SO4 = 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 +6H2 O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2 :

2NO + O2 =2NO2­

3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:

4NO2 + 2H2 O + O2 = 4HNO3

Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, “дымит” на воздухе, т. к. пары ее с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86о С.

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 ее 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 ее 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 —- N2 O —-N2 —- NH3 (NH4 NO3 )

Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:

Концентрированная азотная кислотане 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 NH3 (NH4 NO3 ). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,

Конц.

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2 O

Разб.

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2 O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2 O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3 , который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4 NO3 . В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3 )2 + NH4 NO3 + 3H2 O

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

3P + 5HNO3 + H2 O = 3H3 PO4 + 5NO

C + 4HNO3 = CO2 + H2 O + 4NO2

Одноосновная кислота образует только соли, называемыенитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитратынатрия, калия, аммония и кальция называютсяселитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4 NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3 )2 – 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, s2 p3 . 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 фосфорпо 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 240о С. 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 800о С фосфор состоит из молекул Р4 . При нагревании выше 800о С молекулы диссоциируют:

Р4 2Р2 . Последние при температуре выше 2000о С 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 =P2 S3 2P + 3Ca = Ca3 P2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора сметаллами называютсяфосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3 – очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Ca3 P2 + 6H2 O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:

РН3 + НI = РН4 I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р2 О3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5о С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р2 О5 – 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 Н3 РО4 , при нагревании Н3 РО4 , образуется дифосфорная кислота Н4 Р2 О7 .

3Р4 О10 + 6Н2 О = 4Н3 (РО3 )3

Н3 (РО3 )3 + 3Н2 О = 3Н3 РО4

2Н3 РО4 = Н4 Р2 О7 + Н2 О

Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. ее 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.


Зараз ви читаєте: Главные элементы жизни: азот и фосфор