Азот фосфор – Характерные химические свойства азота и фосфора.

Содержание

Характерные химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:


Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 оС и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р

2O5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

scienceforyou.ru

Урок 14. Азот и фосфор – HIMI4KA

Строение атома и свойства азота

Азот — элемент пятой группы второго периода Периодической системы Менделеева.

Задание 14.1. Опишите строение атома этого элемента.

Имея на внешнем энергетическом уровне пять электронов, азот является типичным неметаллом, т. е. способен и принимать и отдавать электроны:

Задание 14.2. Составьте формулы простейших соединений азота с высшей (+5) и низшей (–3) степенями окисления (в случае затруднений см. урок 3).

Задание 14.3. Определите степени окисления азота в соединениях:

В своих соединениях атом азота может проявлять любые степени окисления от –3 до +5. Свойства некоторых из этих соединений будут рассмотрены ниже.

Простое вещество — азот N2 — составляет 4/5 Земной атмосферы. Азот в виде соединений (белков) входит в состав всех живых существ. Неорганических соединений азота в земной коре очень мало: 0,002 % по массе.

Вопрос. Какой тип химической связи соединяет атомы азота в его молекуле N2?

Поскольку в этой молекуле объединяются одинаковые атомы — связь ковалентная

неполярная:

Кроме того, это — тройная связь, на разрыв которой требуется затратить очень много энергии. Поэтому при нормальных условиях азот не реагирует ни с одним веществом, кроме лития. При определённых условиях (нагревание, присутствие катализатора) азот реагирует с некоторыми металлами и неметаллами:

Задание 14.4. Расставьте коэффициенты. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет азот в этих реакциях.

Поскольку атом азота в молекуле азота N2 имеет промежуточную степень окисления 0, в химических реакциях он может быть и окислителем и восстановителем:

Так как азот с трудом вступает в химические реакции, он относится к инертным газам и используется там, где нужно изолировать что-либо от окислительного действия кислорода: внутри баллона лампочки накаливания, атмосфера нефтехранилища и т. д.

Очень низкая температура кипения жидкого азота (–195,8 °C) позволяет быстро замораживать пищевые продукты и сохранять их в таком виде длительное время.

Важнейшими органическими соединениями азота являются белки, которые входят в состав любого живого организма. Но большинство живых существ не могут получать белки из атмосферного азота (связывать азот). Для этого нужны его соединения. Важнейшими неорганическими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и их соли.

Аммиак и соли аммония

Аммиак NH3 — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.

Задание 14.5. Составьте электронную и графическую формулы аммиака и определите тип химической связи в этой молекуле.

Поскольку связь N-Н сильно полярна, аммиак очень хорошо растворяется в полярном растворителе (воде) и реагирует с нею:

Вопрос. Какую реакцию среды имеет полученный раствор?

В результате этой реакции в растворе появляется избыток ионов ОН, поэтому раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную среду и проявляет свойства слабого основания. Называется это основание «гидроксид аммония», и ему приписывают формулу NH4OH. Поскольку это щёлочь (растворимое основание), получаемая из летучего вещества (газа), её называют «летучей щёлочью».

Вопрос. Будет ли аммиак, а также его водный раствор реагировать с кислотами? щелочами?

Проявляя основные свойства, аммиак реагирует только с кислотами и не реагирует со щелочами:

В результате таких реакций образуются соли аммония, в которых вместо катиона металла имеется одновалентный катион аммония NH4+. Соли аммония имеют ряд особенностей:

1. Соли аммония, как соли слабого основания, реагируют со щелочами:

Задание 14.6. Составьте уравнение этой реакции в ионномолекулярном виде. Не забудьте, что гидроксид аммония — слабое основание.

Если такая реакция идёт при нагревании, то получается аммиак в виде газа. Это лабораторный способ получения аммиака:

Кроме того, появляется характерный запах — качественный признак присутствия солей аммония в смеси. Эту реакцию используют для получения аммиака в лаборатории.

Вопрос. Будут ли соли аммония подвергаться гидролизу?

2. Соли аммония, как соли слабого основания, подвергаются гидролизу:

Вопрос. Какая реакция среды получается в результате данного процесса?

Задание 14.7. Составьте уравнение реакции гидролиза нитрата аммония. Какой цвет имеет лакмус в этом растворе?

3. Соли аммония, как соли летучего основания, разлагаются при нагревании. При этом может выделяться аммиак:

Но если соль образована кислотой, анион которой является сильным окислителем, аммиак не выделяется:

Почему в этом случае не выделяется аммиак? Возможно, что сначала процесс идёт как обычно:

Но поскольку азотная кислота — окислитель, а аммиак — восстановитель, они тут же реагируют друг с другом. При разложении нитрата аммония возможны и другие продукты реакции:

Задание 14.8. Составьте электронный баланс для реакций (1) и (2), укажите окислитель и восстановитель.

Вопрос. Почему атом азота в аммиаке проявляет восстановительные свойства? Может ли этот атом принимать электроны?

Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень окисления –3 и поэтому способен только отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому аммиак легко реагирует с окислителями, например с кислородом, и горит:

Реакция (3) практического смысла не имеет: зачем возвращать в атмосферу азот, который только что с таким трудом был превращён в аммиак? Зато реакция (4) каталитического окисления аммиака используется при получении азотной кислоты. Кроме того, аммиак и его соли применяются как азотные удобрения, а нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей.

Азотная кислота и её соли

Азотную кислоту получают в три стадии. Первая — каталитическое окисление аммиака. Полученный бесцветный газ NO окисляют в бурый газ NO2:

Эта реакция идёт даже при нормальных условиях. Полученный бурый газ NO2 очень ядовит, имеет резкий запах. Растворением его в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту:

Азотная кислота — очень сильный электролит, в растворе полностью диссоциирует на ионы:

Вопрос. Какие свойства проявляет атом азота азотной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

Поскольку атом азота в азотной кислоте находится в высшей степени окисления

+5, азотная кислота — сильный окислитель. Она окисляет и простые и сложные вещества:

Органические вещества, входящие в состав бумаги, хлопка, скипидара, могут загореться при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. Не удивительно поэтому, что при взаимодействии металлов с азотной кислотой не удаётся получить водород в качестве продукта реакции:

Действительно, водород — восстановитель, а азотная кислота — окислитель, и они легко реагируют друг с другом в момент выделения водорода. В результате таких реакций образуются оксиды азота или аммиак, который образует с азотной кислотой соль аммония:

Обратите внимание.

  1. Концентрированная азотная кислота не реагирует с алюминием, хромом и железом, так как образует на их поверхности прочную оксидную плёнку, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления (пассивирует его).
  2. Азотная кислота реагирует даже с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений после водорода (водород и здесь НЕ выделяется!).
  3. Продукт реакции зависит и от активности металла и от разбавления кислоты: чем активнее металл и чем разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается кислота, т. е. сильнее изменяется степень окисления атома азота (вплоть до –3).

Задание 14.9. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях реакций, пользуясь методом электронного баланса.

В любой из этих реакций образуется соль азотной кислоты — нитрат. Нитраты — это хорошо растворимые соли, применяемые часто в качестве удобрений (KNO3, NH4NO3). Соединения азота используются в качестве удобрений, поскольку растения, как и человек, не способны усваивать азот воздуха, т. е. не способны превращать N2 в органические соединения азота. А без этих соединений — аминокислот, белков, нуклеиновых кислот — жизнь в принципе невозможна.

При использовании таких удобрений следует помнить, что избыток нитратов в почве и растениях опасен для жизни, так как нитраты ядовиты!

Нитраты легко разлагаются при нагревании, причём продукты разложения зависят от активности металла. Так, нитраты очень активных металлов — селитры — разлагаются по схеме:

Задание 14.10. Составьте уравнение реакции разложения нитрата натрия.

Селитры входят в состав взрывчатых веществ. Так, нитрат калия входит в состав чёрного пороха. Действием на сухие нитраты концентрированной серной кислотой можно получить азотную кислоту.

Строение атома и свойства фосфора

Фосфор был получен и назван алхимиком Брандом*, который пытался найти философский камень.

* БРАНД Хённинг (ок. 1630–после 1710) — немецкий алхимик без специального образования, профессиональный военный.

Этот камень, по убеждению алхимиков, мог превращать металлы в золото, обладал магическими свойствами. В 1669 году Бранд из остатков прозаической мочи выделил вещество, которое светилось в темноте. Безусловно, такими свойствами мог обладать только философский камень! Увы, никакими чудодейственными свойствами это вещество не обладало, но способность свечения в темноте подарило веществу и химическому элементу имя: его назвали фосфор, что означает «несущий свет».

Задание 14.11. Составьте электронную схему строения атома фосфора, укажите распределение валентных электронов, возможные степени окисления.

Распределение валентных электронов атома фосфора:

Поэтому фосфор проявляет в соединениях степени окисления –3, +3 и +5.

Задание 14.12. Составьте формулы водородных соединений, оксидов и гидроксидов фосфора, которые соответствуют этим степеням окисления.

Ниже мы рассмотрим свойства этих соединений, но вначале следует описать свойства простого вещества.

Как и для углерода, для фосфора характерно несколько аллотропных модификаций. В природе они не встречаются ввиду высокой активности этого неметалла. Почему, собственно, светился фосфор, полученный алхимиком? Потому что это был белый фосфор. Он имеет состав Р4. Это неполярное вещество, легко испаряется (возгоняется), причём пары белого фосфора окисляются на воздухе. При этом энергия химической реакции переходит в световую:

Появляется свечение.

Полученный оксид проявляет ярко выраженный кислотные свойства, так как фосфор — активный неметалл, а степень окисления атома фосфора — высшая. Поэтому при попадании на кожу белого фосфора появляются глубокие, плохо заживающие ожоги. Кроме того, белый фосфор, его пары — токсичное вещество. Белый фосфор — желтоватое мягкое вещество, растворимое в неполярных растворителях.

В противоположность ему — красный фосфор достаточно инертное вещество, безвредное для человека, но при условии, что оно — абсолютно чистое. Примеси белого фосфора, которые довольно часто встречаются, делают его ядовитым. В чём причина такого разительного изменения свойств? В том, что красный фосфор и другие аллотропные модификации фосфора — являются неорганическими полимерами. И чем выше степень полимеризации, тем инертнее вещество, тем темнее цвет. В настоящее время кроме чёрного фосфора описаны свойства жёлтого, алого, фиолетового, коричневого и даже стеклообразного.

Чаще всего встречаются и используются белый, красный и чёрный фосфор. Рассмотрим свойства красного фосфора.

Красный фосфор — это красно-бурый аморфный порошок практически нерастворимый в воде и неполярных растворителях, поскольку это полимер. Степень полимеризации установить невозможно, поэтому химическая формула Р. В зависимости от того, происходит ли горение в избытке или недостатке кислорода, образуются разные оксиды:

Кроме того, фосфор реагирует с активными металлами и неметаллами:

Задание 14.13. Составить уравнение реакции фосфора с кальцием. Назвать полученное вещество.

Фосфиды, как и нитриды, силициды, разлагаются водой и кислотами. В результате образуется фосфин — ядовитый газ с неприятным чесночным запахом. Он способен самовоспламеняться на воздухе:

Именно огоньки-вспышки этого газа пугают прохожих на кладбищах, поскольку фосфин образуется при гниении белковых тел. А это означает, что фосфор, как и азот, — биогенный элемент. Биологические свойства соединений фосфора будут рассмотрены ниже.

Вышеперечисленные реакции подтверждают ранее установленное правило: атомы с промежуточной степенью окисления проявляют свойства и окислителя, и восстановителя. Восстановительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии с бертолетовой солью KClO3:

Эта реакция начинается при лёгком нагревании, трении, а иногда и без причин. В результате может произойти сильная вспышка. Мы её наблюдаем всякий раз, как только чиркаем спичкой о спичечный коробок. В состав спичечной головки входит бертолетова соль KClO3 и сера, а в состав намазки — красный фосфор и толчёное стекло.

Свойства и значение соединений фосфора

Как уже было показано выше, фосфор образует два вида оксидов Р2О3 и Р2О5. Это кислотные оксиды, образующие с водой фосфористую кислоту Н3РО3 и несколько фосфорных кислот. Состав фосфорных кислот отражает формула х Р2О5 · у Н2О:

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

Или в суммарном виде:

Ортофосфорная кислота диссоциирует в три стадии:

Поэтому она образует три вида солей: КН2РО4 — дигидрофосфат, К2НРО4 — гидрофосфат, К3РО4 — фосфат. Эти соли, их растворы имеют разные свойства. Так, если большинство фосфатов нерастворимы в воде, кислые фосфаты имеют бОльшую растворимость.

Поскольку фосфор химически активен, в природе встречаются только нерастворимые соединения фосфора, в основном фосфаты. Они составляют основу таких минералов как апатиты и фосфориты. Основу фосфоритов составляет фосфат кальция, а в состав апатитов кроме него входят хлориды и фториды кальция.

Аналогичный состав имеют наши кости (фосфориты) и зубы (фторапатиты). В теле взрослого человека до 1,5 кг этого химического элемента. Таким образом, фосфор — биогенный элемент. Атомы фосфора входят в состав ДНК и РНК (нуклеиновых кислот), которые хранят и воспроизводят генетическую информацию. Кроме того, атомы фосфора входят в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), при гидролизе которой выделяется аккумулированная в этой молекуле энергия.

Фосфор в чистом виде получают при нагревании измельчённых фосфоритов с песком и коксом:

Полученный фосфор используется при изготовлении спичек и пиротехнических составов, ядохимикатов, СМС (синтетических моющих средств) и многого другого.

Выводы

Азот — это элемент жизни, поскольку он входит в состав любого живого организма в виде белков, нуклеиновых кислот. С другой стороны, газ азот обладает инертными свойствами, с трудом вступает в химические реакции, составляет основу атмосферы Земли. Фосфор совместно с азотом входит в состав ДНК, РНК, АТФ. Многочисленные соединения фосфора незаменимы в быту.

himi4ka.ru

Лекция 14. Азот, фосфор и их соединения. Азотные и фосфорные удобрения (4 часа)

 

План лекции

 

1. Азот. Положение в ПС. Степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства.

2. Водородные соединения азота (аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота).

3. Кислородные соединения азота (оксиды азота, азотноватистая, азотистая и азотная кислоты).

4. Фосфор. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения.

5. Азотные и фосфорные удобрения.

 

14.1 Азот. Положение в ПС. Степени окисления. Нахождение в природе. Физические и химические свойства

Азот – это p-элемент 5 группы ПС. На валентном слое у него 5 электронов (2s2 2p3). Степени окисления -3,-2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Это типичный неметалл.

Общее содержание азота земной коры насчитывается около 0,03%. Наибольшая его часть сосредоточена в атмосфере, основную массу которой (75,6 вес.%) и составляет свободный азот (N2). Сложные органические производные азота входят в состав всех живых организмов. В результате отмирания этих живых организмов и тления их останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных условиях (главным образом – отсутствие влаги) могут накапливаться в земной коре.

При обычных условиях азот представляет собой бесцветный не имеющий запаха газ. Бесцветен он также в жидком и твёрдом состоянии.

Свободный азот химически весьма инертен. Между атомами в молекуле азота тройная связь (энергия связи 940 кдж/моль). При обычных условиях он практически не реагирует ни с металлами (кроме Li и Mg), ни с неметаллами. Нагревание увеличивает его химическую активность главным образом по отношению к металлам, с некоторыми из которых он соединяется, образуя нитриды. При температуре 30000 С он реагирует с кислородом воздуха.

 

14.2 Водородные соединения азота (аммиак, гидразин и гидроксиламин)

Формулы водородных соединений, соответственно:

NH3, N2H4, NH2OH, HN3.

Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (“нашатырного спирта”). Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: один объём воды поглощает при 0ºС около 1200, а при 20º С – около 700 объёмов NH3.



Гидразин N2H4 представляет собой бесцветную жидкость, дымящую на воздухе и легко смешивающуюся с водой, а гидроксиламин NH2OH представляет собой бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Для химической характеристики аммиака, гидразина и гидроксиламина основное значение имеют реакции трёх типов: присоединения, замещения водорода и окисления.

При растворении в воде часть молекул аммиака химически реагирует с водой, образуя слабое основание (Kd = 1,8×10-5).

NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH¯

Гидразин и гидроксиламин тоже частично реагируют с водой. Растворы этих веществ являются более слабыми основаниями по сравнению с аммиаком (Kd = 8,5×10-7 и Kd = 2∙10-8).

Азотистоводородная кислота HN3 представляет собой бесцветную, обладающую острым запахом жидкость, ее ядовитые, разъедающие слизистые оболочки, пары при соприкосновении с нагретыми предметами с большой силой взрываются.

В водных растворах кислота устойчива. Это слабая (несколько слабее уксусной) кислота (K = 1,2∙10-5), диссоциирующая по схеме:

HN3 ↔ H+ + N3-

Соли называются азидами, врывчаты (детонаторы).

 

14.3 Кислородные соединения азота (оксиды азота, азотная и азотистая кислоты)

Азот образует оксиды: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5. Все оксиды газообразные вещества при обычных условиях, кроме N2O5 (бесцветное кристаллическое вещество).

Первые два несолеобразующие, а остальные являются кислотными.

N2O3 - ангидрид азотистой кислоты (HNO2).

NO2 - ангидрид азотистой (HNO2). и азотной (HNO3) кислот.

N2O5 – ангидрид азотной кислоты.

Азот образует несколько кислот: H2N2O2 – азотноватистая, HNO2 – азотистая, HNO3 – азотная.

Азотноватистая кислота H2N2O2 кристаллическое вещество белого цвета, взрывчатое, легко растворимое в воде. В водном растворе это слабая, умеренно устойчивая, двухосновная кислота (K1d = 9×10-8 и K2d = 10-11).

Азотистая кислота HNO2слабая и неустойчивая одноосновная кислота (Kd = 5×10-4), существующая в водных растворах. Соли нитриты устойчивы. Азотистая кислота и ее соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность, поскольку содержат азот в промежуточной степени окисления (+3).

Чистаяазотная кислота HNO3—бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/смпри – 42°С застывающая в прозрачную кристаллическую массу

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот, в разбавленных водных растворах она полностью распадается на ионы:

HNO3 → Н+ + NO3¯.

Азотная кислота является сильным окислителем. Она окисляет металлы до солей, а неметаллы до высших кислородных кислот. При этом она восстанавливается в концентрированных растворах до диоксида азота, а в разбавленных в продуктах ее восстановления в зависимости от активности металла могут быть N2, NO, N2O, N2O3, NH4NO3.

Азотная кислота не действует на золото, платину, родий и иридий. Некоторые металлы пассивируются (покрываются защитной пленкой) в концентрированной азотной кислоте. Это алюминий, железо и хром.

Соли азотной кислоты – нитраты. Хорошо растворяются в воде, устойчивы при обычных условиях. При нагревании распадаются с выделением кислорода.

 

14.4 Фосфор. Физические и химические свойства. Водородные и кислородные соединения

Для твёрдого фосфора известно несколько аллотропических модификаций, из которых практически приходится встречаться только с двумя: белой и красной.

При хранении белый фосфор постепенно (очень медленно) переходит в более устойчивую красную форму. Переход сопровождается выделением тепла (теплота перехода):

P белый = P красный + 4 ккал

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Так, он легко соединяется с кислородом, галоидами, серой и многими металлами. В последнем случае образуется аналогичные нитридам фосфиды (Mg3P2, Ca3P2 и др.).

Водородные соединения фосфора – это фосфин (PH3) и дифосфин (P2H4).

Дифосфин (P2H4) – жидкий фофористый водород, самовоспламеняющийся на воздухе (блуждающие огни на кладбище объясняются образованием этого вещества при тлении останков).

Фосфористый водород (“фосфин”) – PH3 представляет собой бесцветный газ с неприятным запахом (“гнилой рыбы”). Фосфин является очень сильным восстановителем (фосфор имеет степень окисления –3) и весьма ядовит. В противоположность аммиаку реакции присоединения для фосфина мало характерны. Соли фосфония известны лишь для немногих сильных кислот и весьма нестойки, а с водой фосфин химически не взаимодействует (хотя довольно хорошо растворим в ней).

Кислородные соединения фосфора - оксиды P2O3 и P2O5 ,существующие в виде димеров (P2O3)2 и (P2O5)2, а также кислоты: H3PO2 – фосфорноватистая, H3PO3 – фосфористая, H3PO4 – фосфорная.

Горение фосфора при недостатке воздуха или медленное окисление даёт главным образом фосфористый ангидрид (P2O3). Последний представляет собой белую (похожую на воск) кристаллическую массу. При нагревании на воздухе он переходит в P2O5 (белую снегообразную массу). Взаимодействуя с холодной водой, P2O3 медленно образует фосфористую кислоту:

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3

P2O5 - высший оксид – фосфорный ангидрид получается при сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха). Фосфорный ангидрид (P2O5) чрезвычайно энергично притягивает влагу и поэтому часто применяется в качестве осушителя газов.

Взаимодействие P2O5 с водой в зависимости от числа присоединённых молекул H2O приводит к образованию следующих гидратных форм:

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная)

 

P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

 

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

 

H3PO2 (фосфорноватистая кислота) - это бесцветное кристаллическое вещество. В водном растворе сильная одноосновная кислота. Она самая сильная среди кислот фоссфора. Сама кислота и ее соли (гипофосфиты) являются восстановителями.

Свободная фосфористая кислота (H3PO3) представляет собой бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и легкорастворимые в воде. Она является сильным (но в большинстве случаев медленно действующим) восстановителем. Несмотря на наличие в молекуле трёх водородов, H3PO3 функционирует только как двухосновная кислота средней силы. Соли её (фосфористокислые или фосфиты), как правило, бесцветны и плохо растворимы в воде. Из производных чаще встречающихся металлов хорошо растворимы лишь соли Na, K, Ca.

Наибольшее практическое значение из кислот пятивалентного фосфора имеет ортогидрат (H3PO4).

Фосфорная кислота представляет собой бесцветные, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Продаётся она обычно в виде 85%-ного водного раствора, приблизительно отвечающего составу 2H3PO4 H2O и имеющего консистенцию густого сиропа. В отличии от многих других производных фосфора, H3PO4 неядовита. Окислительные свойства для неё вовсе не характерны.

Будучи трёхосновной кислотой средней силы, H3PO4 способна образовывать три ряда солей, например: кислые соли Na2HPO4 и Na2HPO4, а также среднюю соль - Na3PO4

 

NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия (первичный фосфорнокислый натрий)

Na2HPO4 - гидрофосфат натрия (вторичный фосфорнокислый натрий)

Na3PO4 – фосфат натрия (третичный фосфорнокислый натрий).

 

14.5 Азотные и фосфорные удобрения.

Азот и фосфор – это макроэлементы, которые необходимы растительным и животным организмам в больших количествах. Азот входит в состав белка. Фосфор входит в состав костей. Органические производные фосфорной кислоты являются источниками энергии для эндотермических реакций клетки.

Азотные удобрения это соли азотной кислоты: KNO3 – калийная селитра, NaNO3 – натриевая селитра, NH4NO3 – аммонийная селитра, Ca(NO3)2 – норвежская селитра. Растворы аммиака в воде – жидкое азотное удобрение.

Фосфорные удобрения это соли фосфорной кислоты: Ca(H2PO4)2×2CaSO4 – простой суперфосфат, Ca(H2PO4)2 – двойной суперфосфат, CaHPO4 ×2H2O –преципитат. Макроудобрения вносятся в почву в больших количествах (в центнерах на гектар).

 



Дата добавления: 2017-12-05; просмотров: 705;


znatock.org

Азот и фосфор

План-конспект урока по химии:

Класс: 9А, Б.

Дата: 04.10.2013г.

Тема урока: “ Азот и фосфор – элементы VA - группы”.

Цели урока: 

  1. Образовательная: изучить строение и физические свойства простых веществ – азота, рассмотреть характерные химические свойства.

  2. Развивающая: развитие умения выбирать главную информацию, умение анализировать и сравнивать, давать примеры;

  3. Воспитательная: выработка личностных качеств: аккуратности, внимательности при заполнении тетрадей, точности ответов.

Задачи урока:

- актуализация прежних знаний;

- определить роль и место азота и фосфора в природе;

- познакомиться с аллотропными модификациями фосфора;

- изучить положение в ПС и строение атомов N2 и P, зависимость свойств от положения в ПС.

Тип урока: комбинированный

Вид урока: урок изучения нового материала

Методы и методические приемы: словесно-наглядно-практические (беседа, лекция, самостоятельная работа учащихся).

Структура урока: Организационный этап ……………………………………………………1 мин

Проверка домашнего задания……………………………………………...7 мин Изучение нового материала……………………………………………….20мин Проверка и закрепление полученных знаний……………….…………...15мин  Подведение итогов урока…………………………………………………..1мин  Домашнее задание………………………………………………………….1мин.  Ход урока: 1.Организационный этаппроверяю общую готовность учащихся к уроку, отмечаю отсутствующих, объявляю тему урока. 2.Проверка домашнего задания: Вызываю к доске трех учеников для проверки д.з. Ст.40 №7. Некоторым раздаю карточки с заданиями.

S →SO2→ SO3 →h3SO4→ ZnSO4→ BaSO4

S+ O2 = SO2

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3 + h3O = h3SO4

Zn + h3SO4p. = ZnSO4 + h3↑

ZnSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + ZnCl2

h3S→ SO2→ h3SO4конц.→ SO2→ S→ FeS→ h3S

2h3S + 3O2 = SO2 + 2h3O

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3+ h3O = h3SO4кнц.

Cu + 2h3SO4кнц. = CuSO4 + SO2 + 2h3O

SO2 +2 h3S = 3S + 2h3O

S + Fe = FeS

FeS + 2HCI = h3S↑ + FeCl2

3.Актуализация опорных знаний и мотивация учебной деятельности. (Беседа)

Мы начинаем изучать элементы 5А группы. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны (пникти́ды). И азот и фосфор являются элементами органогенами. Вспомним, что означает понятие «органоген»? Органогены — главные химические элементы, входящие в состав органических веществ: углерод, водород, кислород и азот, фосфор.

Мышья́к - простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета с зеленоватым оттенком . Название мышьяка в русском языке связывают с употреблением его соединений для истребления мышей и крыс. В небольших концентрациях часто содержится в свинцовых, медных и серебряных рудах. Мышьяк и все его соединения ядовиты. При остром отравлении мышьяком наблюдаются рвота, боли в животе, понос, угнетение центральной нервной системы. Существует предположение, что соединениями мышьяка был отравлен Наполеон на острове Святой Елены. На территориях, где в почве и воде избыток мышьяка, он накапливается в щитовидной железе у людей и вызывает эндемический зоб.

4. Изучение нового материала.

(Беседа, лекция) В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.

Строение атома. Свойства.

1 - На внешнем ЭС у этих элементов 5 эл. до завершения ЭС не хватает 3 электронов до завершения этого слоя, следовательно эти элементы в своих соединениях с Ме и Н2 проявляют СО -3: N-3h4, Ca3P2.

Азот, единственный х,э. этой подгруппы, проявляющий степень окисления +2  и +4. Причина этого заключается в строении атома азота. Электроны, находящиеся на последнем  энергетическом уровне в атоме азота, не могут распариваться.

Max СО, проявляемая эл.5Агр. в соединения (с О2 и Гал.) = +5: P2O5.

элемент

Кол-во энерг.уровней

Характерные со

N

)2)5

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

P

)2)8)5

-3,0,+3,+5 (+1)

As

)2)8)18)5

-3,0,+3,+5

2 - С увеличением порядкового номера, увеличивается радиус атомов, электроотрицательность уменьшается, способность присоединять эл. – уменьшается. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Уменьшается неМеталический характер, усиливаются Ме свойства: N- неметалл P- неметалл, As-неметалл, Sb-полуметалл, Bi-амфотерный металл.

3 - Азот (Nitrogenium - рождающий селитру). Молекула свободного азота двухатомна, cвязь между атомами тройная, ковалентная неполярная: N2

N + N N ::: N N≡N

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха, не ядовит, мало растворим в воде. При температуре в −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега. 

Азот - один из самых распространенных элементов. В космосе он занимает четвертое место - вслед за водородом, гелием и кислородом. Он - главная составляющая атмосферы Земли (объемная доля 78,08%, массовая доля 75,6%). Содержание азота в земной коре гораздо меньше. Органические соединения азота находятся в нефти и в угле.

  1. Фосфор. Аллотропия.

Фосфор (светоносный) — неметалл, в чистом виде имеет 3 аллотропные модификации:

Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P4, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Ядовит, летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника.

Красный фосфор – получается на свету и при нагревании до 3000 без доступа воздуха из белого. Имеет красно-бурый цвет, не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Используется в производстве спичек.

Химические свойства азота и фосфора:

Простое вещество азот химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах. Фосфор более активен, чем азот.

Окислительные свойства N2.

В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием

                    6Li+N2 = 2Li3N  (нитрид лития)

с натрием, магнием, кальцием подобная реакция идет при нагревании:

                               t

                 3Ca+N2 =  Ca3N2   (нитрид кальция).

С водородом азот взаимодействует с заметной скоростью при нагревании, повышении давлении в присутствии катализатора:          Рt ,P,t

                                                                               N2+3H= 2NH3

Окислительные свойства Р.

С Ме и Н2.

2P (красн.) + 3Ca = 2Ca3P2 - при    t=400 °C.

                              фосфид кальция

2P + 3h3 = 2Ph4 - (t=300-360 °C),

                 фосфин

РН3- ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.

Восстановительные свойства N2.

Из свободных неметаллов азот соединяется лишь с кислородом, водородом, углеродом, бором. Успешно такие реакции идут только при весьма жестких условиях.

t=20000C

N2+O2 = 2NO

Восстановительные свойства Р.

Белый фосфор самый активный из всех модификаций.

При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при недостатке- до оксида фосфора (III):

4P + 5O2 = 2P2O5 – белый дым

4P + 3O2 = 2P2O3.

5.Проверка и закрепление полученных знаний

1. Расставить СО: K3PO4, P2O5, P2O3, PCl4, NO2, N2O , N2O3, N2O5, HNO2, HNO3, NН3.

2. Решить и уровнять. Указать восстановитель и окислитель.

N2 + 6Li = 2Li3N (нитрид лития)

N2 + 3Ca = Ca3N2

N2 + 3h3 = 2Nh4

N2+O2 = 2NO

2P + 3h3 = 2Ph4

2P + 3Ca = 2Ca3P2 (фосфид кальция)

2P + 3Mg = Mg3P2

4P + 5O2 = 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 = 2P2O3 (при недостатке кислорода).

3.Решить задачу.

3.1. Определите массовую долю кристаллизационной воды в английской соли MgSO4 • 7h3O.

Решение: Молярная масса составляет: М(MgSO4 • 7h3O) = 24 + 32+ 64 + 7 • 18 = 246г/моль. Из формулы MgSO4 • 7h3O следует, что 1 моль гептагидрат сульфата магния содержит 7 моль Н2О. Отсюда можно определить массу воды, содержащейся в MgSO4 • 7h3O: m(h3O) = 7 • 18 = 126г. Находим массовую долю кристаллизационной воды в MgSO4 • 7h3O. ω(h3O) = m(h3O)/ m(MgSO4 • 7h3O) = 126/246 = 0,512 = 51,22%.

3.2. Определите массовую долю кристаллизационной воды в кристалогидрате гидрофосфата натрия .

6. Подведение итогов урока.

Учитель: если кому-то было что-то непонятно задавайте вопросы. (Отвечаю на вопросы, если они есть).

7. Домашнее задание. . §10 Ст.44 №2, 6.

studfiles.net

Азот и фосфор

Министерство общего и профессионального образования

Российской федерации

Воронежский государственный университет

Химический факультет

Курсовая работа

«Азот и фосфор»

Кафедра общей химии

Автор: Юденко В. И.

Научный руководитель: к.х.н. Малевская Л. А.

Воронеж 1999

Оглавление

Введение……………………………………………………………..3

Азот

История открытия азота ………………………………………………..3

Особенности азота………………………………………………………4

Распространение азота в природе……………………………………...4

Получение азота…………………………………………………………5

Физические свойства …………………………………………………...5

Химические свойства…………………………………………………...5

Водородные соединения азота…………………………………………6

Кислородные соединения азота………………………………………..10

Соединения с неметаллами…………………………………………….13

Соединения с металлами……………………………………………….14

Применение азота и азотсодержащих веществ ………………………14

Фосфор

История открытия фосфора……………………………………………15

Особенности фосфора………………………………………………….15

Природные соединения и получение фосфора……………………….15

Физические и химические свойства…………………………………..16

Фосфорсодержащие кислоты и их соли………………………………17

Соединения с неметаллами……………………………………………19

Соединения с металлами………………………………………………20

Применение фосфора и фосфорсодержащих веществ………………20

Литература…………………………………………………………..21

Введение

Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым

типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах.

В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти

два вещества получили большую область применения, хотя когда азот

впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на

продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).

Азот

История открытия азота

Впервые азот был более или менее изучен Даниэлем Резерфордом. Выполняя задание своего учителя Д. Блека, открывшего взаимодействие двуокиси углерода с известковой водой, Д. Резерфорд исследовал, какое изменение претерпевает воздух, после того как в нем жило и погибло живое существо. Ответ на этот вопрос гласил: дыхание животных не только превращает здоровый воздухв «фиксируемый воздух» (в двуокись углерода), но после того, как фиксируемая порция поглощена раствором едкого кали, остающаяся часть, хотя и не вызывает осадка с раствором гашеной извести, гасит пламя и губит жизнь. Такова первая характеристика азота, слагающаяся исключительно из отрицательных признаков: азот противопоставляется двуокиси углерода, сходной с ним по отрицательным признакам (оба газа не поддерживают горение и дыхание). Почти одновременно азот был изолирован и изучен двумя другими выдающимися учеными Г. Кавендишем и К. Шееле, оба они в отличие от Д. Резерфорда поняли, что азот – это лишь выделенная из воздуха, заранее присутствующая в нем его составная часть. В особенности примечательно сообщение Г.Кавендиша, найденное в его неопубликованных рукописях с пометкой: «послано Пристли». «Я переводил обыкновенный воздух из одного сосуда через раскаленные угли в другой, потом через свежий горящий уголь – в следующий сосуд, поглощая каждый раз образующийся фиксируемый воздух (углекислый газ) кусковой известью. Удельный вес полученного газа оказался лишь незначительно разнящимся от удельного веса обыкновенного воздуха: из обоих газов азот несколько легче воздуха. Он гасит пламя и делает обыкновенный воздух неспособным возбуждать горение, так же как и фиксируемый воздух (CO2 ), но в меньшей степени». Оставалось только дать новому газу название. Никто в те времена не придавал такого значения номенклатуре, как А. Лавуазье, и никто не совершил (вторично) такой грубой номенклатурной ошибки, как присвоение азоту его имени «безжизненный». Это наименование все же закрепилось за азотом во французской и русской литературе; в англосаксонских странах предпочли для азота название Nitrogen – «рождающий селитру», немцы же дали азоту название Stickstoff – «удушающая материя».

Особенности азота

У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3,+5 и +3 (NH3 , HNO3 и NaNO2 ).

Распространение азота в природе

Среди всех элементов, образующих земной шар, один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01 массовой доли, %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного азота, что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3 , индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3 )2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %).

Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем, поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы, деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.

Получение азота

В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически, пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.

В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4 Cl + NaNO2 = N2 + 2H2 O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства

Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.

Химические свойства

Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2 .

N2 =2N-711 кДж.

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3 N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3 N2 . В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3 . Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N2 +O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3 .

Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

mirznanii.com

Азот и Фосфор. Соединения Азота и фосфора - Неметаллы - Неорганическая химия - Химия

Азот и Фосфор. Соединения Азота и фосфора
Азот и Фосфор
Элементы Азот и Фосфор расположены в V группе Периодической системы, Нитроген во 2-м периоде, Фосфор - в 3-м.
Электронная конфигурация атома Азота:


Валентность Азота: III и IV, степень окисления в соединениях: от -3 до +5.
Строение молекулы азота: , .
Электронная конфигурация атома Фосфора:


Электронная конфигурация атома Фосфора в возбужденном состоянии:


Валентность Фосфора: III и V, степень окисления в соединениях: -3, 0, +3, +5.
Физические свойства азота. Бесцветный газ без вкуса и запаха, немного легче воздуха г/моль, г/моль), плохо растворим в воде. Температура плавления -210 °С, кипения -196 °С.
Аллотропные модификации Фосфора. Среди простых веществ, что образует элемент Фосфор, наиболее распространены белый, красный и черный фосфор.
Распространение Азота в природе. Азот в природе встречается главным образом в виде молекулярного азота . В воздухе объемная доля азота составляет 78,1 %, массовая - 75,6 %. Соединения Азота в небольших количествах содержатся в почве. В составе органических соединений (белки, нуклеиновые кислоты, АТФ) Азот содержится в живых организмах.
Распространение Фосфора в природе. Фосфор встречается в химически связанном состоянии в составе минералов: фосфоритов, апатитов, основная составляющая которых . Фосфор - жизненно важный элемент, входит в состав липидов, нуклеиновых кислот, АТФ, кальций ортофосфату (в костях и зубах).
Получение азота и фосфора.
Азот получают в промышленности из жидкого воздуха: поскольку азот имеет низкую температуру кипения из всех атмосферных газов, из жидкого воздуха он испаряется первым. В лаборатории азот получают при термическом разложении аммоний нитрита: .
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов при прокаливании их с коксом и песком при температуре :

Химические свойства азота.
1) Взаимодействие с металлами. Вещества, образующиеся в результате этих реакций, называются нітридами.
При комнатной температуре азот реагирует только с литием:

С другими металлами азот реагирует при высоких температурах:
- алюминий нитрид
2) Взаимодействие с неметаллами.
С водородом азот взаимодействует в присутствии катализатора за высокого давления и температуры:
- аммиак
За очень высоких температур (около ) азот реагирует с кислородом:
- азот(II) оксид
Химические свойства фосфора.
1) Взаимодействие с металлами.
При нагревании фосфор реагирует с металлами:
- кальций фосфид
2) Взаимодействие с неметаллами.
Белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при поджигании:
- фосфор(V) оксид
При недостатке кислорода образуется фосфор(III) оксид (очень ядовитое вещество):

Взаимодействие с галогенами:

Взаимодействие с серой:
Аммиак
Молекулярная формула аммиака: .
Электронная формула:
Структурная формула:
Физические свойства аммиака. Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, ядовит. При увеличении давления или охлаждении легко скраплюється в бесцветную жидкость, температура кипения , температура плавления . Аммиак очень хорошо растворяется в воде: при в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака, при - 1200 объемов.
Получение аммиака.
1) Аммиак в лаборатории получают нагреванием сухой смеси кальций гидроксида (гашеной извести) и аммоний хлорида (нашатыря):

2) Аммиак в промышленности получают из простых веществ - азота и водорода:

Химические свойства аммиака. Азот в аммиака имеет наименьшую степень окисления и поэтому проявляет только восстановительные свойства.
1) Горение в атмосфере чистого кислорода или в подогретом воздухе:

2) Окисление до нитроген(II) оксида в присутствии катализатора (раскаленная платина):

3) Оборотная взаимодействие с водой:

Наличие ионов обусловливает щелочную среду раствора аммиака. Полученный раствор называется нашатырный спирт или амоніачна вода. Ионы аммония существуют только в растворе. Выделить аммоний гидроксид как самостоятельное соединение невозможно.
4) Восстановление металлов из их оксидов:

5) Взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония (реакция соединения):
- аммоний нитрат.
Применение аммиака. Большое количество аммиака расходуется на получение азотной кислоты, нітрогеновмісних солей, мочевины, соды амоніачним методом. На легком скрапленні и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках. Водные растворы аммиака используют как нитратные удобрения.
Соли аммония
Соли аммония - соли, содержащие катион группу . Например, - аммоний хлорид, - аммоний нитрат, - аммоний сульфат.
Физические свойства солей аммония. Белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Получение солей аммония. Соли аммония образуются при взаимодействии газообразного аммиака или его растворов с кислотами:


Химические свойства солей аммония.
1) Диссоциация:

2) Взаимодействие с другими солями:

3) Взаимодействие с кислотами:

4) Взаимодействие со щелочами:

Эта реакция является качественной на соли аммония. Аммиак, выделяющийся определяют по запаху или посинением влажной индикаторной бумаги.
5) Разложение при нагревании:

Применение солей аммония. Соли аммония применяются в химической промышленности и как минеральные удобрения в сельском хозяйстве.
Азот оксиды и фосфор оксиды
Азот образует оксиды, в которых он проявляет степень окисления от +1 до +5: ; NO; ; ; ; .
Все азот окислы ядовиты. Оксид имеет наркотические свойства, которые на начальной стадии обозначаются эйфорией, отсюда и название - «веселящий газ». Оксид раздражает дыхательные пути и слизистые оболочки глаз. Вредное следствие химического производства, он попадает в атмосферу в виде «лисьего хвоста» - красно-коричневого окраса.
Фосфор оксиды: и . Фосфор(V) оксид - наиболее стабильный оксид при обычных условиях.
Получение оксидов азот и фосфор оксидов.
При непосредственном сочетании молекулярных азота и кислорода образуется только нитроген(II) оксид:

Другие оксиды получают косвенным путем.
Фосфор(V) оксид получают при сгорании фосфора в избытке кислорода или воздуха:

Химические свойства оксидов азот.
1) - окислитель, может поддерживать горение:

Не реагирует с водой и щелочами.
2) NO - легко окисляется:

Не реагирует с водой и щелочами.
3) кислотный оксид:

4) - сильный окислитель, кислотный оксид:

В присутствии избытка кислорода:

Димеризується, образуя оксид - бесцветную жидкость: . Реакция обратима. При -11 °С равновесие практически смещено в сторону образования , а при 140 °С - в сторону образования .
5) - кислотный оксид:

Химические свойства фосфор(V) оксида. Фосфорсодержащие кислоты.
- типично кислотный оксид. Ему соответствуют три кислоты: мета-, орто- и двофосфатна. При растворении в воде сначала образуется метафосфатна кислота:

При длительном кипячении с водой - ортофосфатная кислота:

При осторожном прокаливании ортофосфатной кислоты образуется двофосфатна кислота:

Применение оксидов азот и фосфор оксидов.
Азот(IV) оксид используется в производстве азотной кислоты, азот(И) оксид - в медицине.
Фосфор(V) оксид используют для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случаях - для отщепления от веществ химически связанной воды.
Азотная и фосфатная кислоты
Физические свойства ортофосфатной (фосфорной) кислоты. При обычных условиях - твердое, бесцветное, кристаллическое вещество. Температура плавления +42,3 . В твердой и жидкой кислоте молекулы объединяются за счет водородных связей. Этим обусловлена повышенная вязкость концентрированных растворов фосфорной кислоты. Она хорошо растворима в воде, его раствор - электролит средней силы.
Физические свойства азотной кислоты. Безводная (100%-ная) кислота - бесцветная жидкость, сильно пахнет, температура кипения . В случае хранения на свету постепенно окрашивается в бурый цвет вследствие разложения и образования высших оксидов азот, в том числе и бурого газа . Хорошо смешивается с водой в любых соотношениях.
Получение фосфатной кислоты.
1) С ее солей, содержащихся в фосфатных минералах (апатитах и фосфоритах), при действии серной кислоты:

2) Гидратацией фосфор(V) оксида:

Получение нитратной кислоты.
1) Из сухих солей азотной кислоты при действии на них концентрированной серной кислоты:

2) С азот оксидов:

3) Промышленный синтез азотной кислоты:
- каталитическое окисление аммиака, катализатор - платина.
- окисление кислородом воздуха.
- поглощение водой в присутствии кислорода.
Химические свойства фосфорной кислоты. Проявляет все типичные свойства кислот. Фосфатная кислота - триосновна, образует два ряда кислых солей - дигідрофосфати и гидрофосфаты.
1) Диссоциация:



2) Взаимодействие с оксидами металлов:

3) Взаимодействие с основаниями:

4) Взаимодействие с солями. Реакция с аргентум нитратом является качественной на ион - выпадает желтоватый осадок аргентум фосфата:


5) Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:

Химические свойства азотной кислоты. Азотная кислота - сильный окислитель.
1) Диссоциация:
2) Взаимодействие с оксидами металлов:

3) Взаимодействие с основаниями:

4) Взаимодействие с солями:

5) Взаимодействие с металлами. При взаимодействии с металлами концентрированной и разбавленной азотной кислоты образуется соль (нитрат), азот оксиды, азот или аммиак и вода.
Применение ортофосфатной и азотной кислот.
Ортофосфатная кислота широко используется в производстве минеральных удобрений. Она не ядовита и используется в пищевой промышленности для изготовления сиропов, напитков (кока-колы, пепси-колы).
Азотная кислота расходуется на производство азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс, искусственных волокон и других материалов. Концентрированная азотная кислота применяется в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.
Нитраты
Соли азотной кислоты - нитраты. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, токсичные. Натрий, Калий, Кальций и аммоний нитраты называют также селітрами.
Получение нитратов.
1) Взаимодействие азотной кислоты с основаниями:

2) Взаимодействие азотной кислоты с основными оксидами:

3) Взаимодействие азотной кислоты с металлами, амоніаком:


4) Взаимодействие азотной кислоты с солями:

Химические свойства нитратов. Нитраты имеют химические свойства, которые являются типичными для солей (взаимодействие с кислотами, солями, основаниями). Характерным является разложение при нагревании. Продукты разложения определяются местом металла в электрохимическом ряду напряжений.

Например:



Качественной реакцией на нитрат-ион является нагревание раствора испытуемой соли с концентрированной серной кислотой и медью. Сульфатная кислота вытесняет нитратную с ее соли и реагирует с медью, наконец наблюдается выделение бурого газа:


Применение нитратов. В основном нитраты применяются в производстве удобрений, взрывчатых веществ, азотной кислоты, а также стекла, лекарств, для обработки и консервирования пищевых продуктов.
Фосфаты
Соли фосфорной кислоты - фосфати. Ортофосфатная кислота - триосновна кислота, поэтому она образует три ряда солей: средние - фосфаты и два ряда кислых солей - гідрофосфати и дигідрофосфати . Кислые соли растворяются в воде лучше, чем средние.
Получение фосфатов. Взаимодействие ортофосфатной кислоты:
1) с основаниями:

2) оксидами металлов:

3) металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:

4) солями:

Химические свойства фосфатов. Фосфаты имеют все типичные химические свойства солей. Характерными для них являются переходы от дигидро - к гідрофосфатів и фосфатов:



Кислые соли, в состав которых входят атомы Водорода, образующиеся при избытке кислоты в реакционной смеси.
Качественной реакцией на фосфат-ион является взаимодействие исследуемой соли с аргентум нитратом. При этом выпадает желтый осадок :
.
Применение фосфатов. Фосфаты в основном применяются как минеральные удобрения, а также для производства фосфорных кислот, фосфора.
Минеральные удобрения
Вещества, вносимые в почву для повышения урожайности, называются удобрениями.
Нитратные удобрения делятся на две группы: минеральные (селитры , , , , жидкий аммиак) и органические (навоз, компост, бобовые растения).
Фосфатные удобрения. Минеральные соли поглощаются растениями только в растворенном виде, поэтому используются фосфатные удобрения как кислые соли - они лучше средних растворяются в воде.
Важнейшие фосфатные удобрения:
- двойной суперфосфат ,
- простой суперфосфат ,
- преципитат ,
- фосфоритная мука .
Комбинированные удобрения содержат несколько необходимых растению элементов, например: , - амофоси содержат Азот и Фосфор. Смесь амофосів с калийной селитрой называется «амофосна» и содержит также калий.

na-uroke.in.ua

Азот и фосфор

План-конспект урока по химии:

Класс: 9А, Б.

Дата: 04.10.2013г.

Тема урока: “ Азот и фосфор – элементы VA - группы”.

Цели урока: 

  1. Образовательная: изучить строение и физические свойства простых веществ – азота, рассмотреть характерные химические свойства.

  2. Развивающая: развитие умения выбирать главную информацию, умение анализировать и сравнивать, давать примеры;

  3. Воспитательная: выработка личностных качеств: аккуратности, внимательности при заполнении тетрадей, точности ответов.

Задачи урока:

- актуализация прежних знаний;

- определить роль и место азота и фосфора в природе;

- познакомиться с аллотропными модификациями фосфора;

- изучить положение в ПС и строение атомов N2 и P, зависимость свойств от положения в ПС.

Тип урока: комбинированный

Вид урока: урок изучения нового материала

Методы и методические приемы: словесно-наглядно-практические (беседа, лекция, самостоятельная работа учащихся).

Структура урока: Организационный этап ……………………………………………………1 мин

Проверка домашнего задания……………………………………………...7 мин Изучение нового материала……………………………………………….20мин Проверка и закрепление полученных знаний……………….…………...15мин  Подведение итогов урока…………………………………………………..1мин  Домашнее задание………………………………………………………….1мин.  Ход урока: 1.Организационный этаппроверяю общую готовность учащихся к уроку, отмечаю отсутствующих, объявляю тему урока. 2.Проверка домашнего задания: Вызываю к доске трех учеников для проверки д.з. Ст.40 №7. Некоторым раздаю карточки с заданиями.

S →SO2→ SO3 →h3SO4→ ZnSO4→ BaSO4

S+ O2 = SO2

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3 + h3O = h3SO4

Zn + h3SO4p. = ZnSO4 + h3↑

ZnSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + ZnCl2

h3S→ SO2→ h3SO4конц.→ SO2→ S→ FeS→ h3S

2h3S + 3O2 = SO2 + 2h3O

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3+ h3O = h3SO4кнц.

Cu + 2h3SO4кнц. = CuSO4 + SO2 + 2h3O

SO2 +2 h3S = 3S + 2h3O

S + Fe = FeS

FeS + 2HCI = h3S↑ + FeCl2

3.Актуализация опорных знаний и мотивация учебной деятельности. (Беседа)

Мы начинаем изучать элементы 5А группы. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны (пникти́ды). И азот и фосфор являются элементами органогенами. Вспомним, что означает понятие «органоген»? Органогены — главные химические элементы, входящие в состав органических веществ: углерод, водород, кислород и азот, фосфор.

Мышья́к - простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета с зеленоватым оттенком . Название мышьяка в русском языке связывают с употреблением его соединений для истребления мышей и крыс. В небольших концентрациях часто содержится в свинцовых, медных и серебряных рудах. Мышьяк и все его соединения ядовиты. При остром отравлении мышьяком наблюдаются рвота, боли в животе, понос, угнетение центральной нервной системы. Существует предположение, что соединениями мышьяка был отравлен Наполеон на острове Святой Елены. На территориях, где в почве и воде избыток мышьяка, он накапливается в щитовидной железе у людей и вызывает эндемический зоб.

3. Изучение нового материала.

(Беседа, лекция) В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.

Строение атома. Свойства.

1 - На внешнем ЭС у этих элементов 5 эл. до завершения ЭС не хватает 3 электронов до завершения этого слоя, следовательно эти элементы в своих соединениях с Ме и Н2 проявляют СО -3: N-3h4, Ca3P2.

Азот, единственный х,э. этой подгруппы, проявляющий степень окисления +2  и +4. Причина этого заключается в строении атома азота. Электроны, находящиеся на последнем  энергетическом уровне в атоме азота, не могут распариваться.

Max СО, проявляемая эл.5Агр. в соединения (с О2 и Гал.) = +5: P2O5.

элемент

Кол-во энерг.уровней

Характерные со

N

)2)5

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

P

)2)8)5

-3,0,+3,+5 (+1)

As

)2)8)18)5

-3,0,+3,+5

2 - С увеличением порядкового номера, увеличивается радиус атомов, электроотрицательность уменьшается, способность присоединять эл. – уменьшается. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Уменьшается неМеталический характер, усиливаются Ме свойства: N- неметалл P- неметалл, As-неметалл, Sb-полуметалл, Bi-амфотерный металл.

3 - Азот (Nitrogenium - рождающий селитру). Молекула свободного азота двухатомна, cвязь между атомами тройная, ковалентная неполярная: N2

N + N N ::: N N≡N

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха, не ядовит, мало растворим в воде. При температуре в −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега. 

Азот - один из самых распространенных элементов. В космосе он занимает четвертое место - вслед за водородом, гелием и кислородом. Он - главная составляющая атмосферы Земли (объемная доля 78,08%, массовая доля 75,6%). Содержание азота в земной коре гораздо меньше. Органические соединения азота находятся в нефти и в угле.

  1. Фосфор. Аллотропия.

Фосфор (светоносный) — неметалл, в чистом виде имеет 3 аллотропные модификации:

Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P4, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Ядовит, летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника.

Красный фосфор – получается на свету и при нагревании до 3000 без доступа воздуха из белого. Имеет красно-бурый цвет, не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Используется в производстве спичек.

Химические свойства азота и фосфора:

Простое вещество азот химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах. Фосфор более активен, чем азот.

Окислительные свойства N2.

В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием

                    6Li+N2 = 2Li3N  (нитрид лития)

с натрием, магнием, кальцием подобная реакция идет при нагревании:

                               t

                 3Ca+N2 =  Ca3N2   (нитрид кальция).

С водородом азот взаимодействует с заметной скоростью при нагревании, повышении давлении в присутствии катализатора:          Рt ,P,t

                                                                               N2+3H= 2NH3

Окислительные свойства Р.

С Ме и Н2.

2P (красн.) + 3Ca = 2Ca3P2 - при    t=400 °C.

                              фосфид кальция

2P + 3h3 = 2Ph4 - (t=300-360 °C),

                 фосфин

РН3- ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.

Восстановительные свойства N2.

Из свободных неметаллов азот соединяется лишь с кислородом, водородом, углеродом, бором. Успешно такие реакции идут только при весьма жестких условиях.

t=20000C

N2+O2 = 2NO

Восстановительные свойства Р.

Белый фосфор самый активный из всех модификаций.

При избытке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (V), а при недостатке- до оксида фосфора (III):

4P + 5O2 = 2P2O5 – белый дым

4P + 3O2 = 2P2O3.

4.Проверка и закрепление полученных знаний

1. Расставить СО: K3PO4, P2O5, P2O3, PCl4, NO2, N2O , N2O3, N2O5, HNO2, HNO3, NН3.

2. Решить и уровнять. Указать восстановитель и окислитель.

N2 + 6Li = 2Li3N (нитрид лития)

N2 + 3Ca = Ca3N2

N2 + 3h3 = 2Nh4

N2+O2 = 2NO

2P + 3h3 = 2Ph4

2P + 3Ca = 2Ca3P2 (фосфид кальция)

2P + 3Mg → Mg3P2

4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при недостатке кислорода).

3.Решить задачу.

3.1. Определите массовую долю кристаллизационной воды в английской соли MgSO4 • 7h3O.

Решение: Молярная масса составляет: М(MgSO4 • 7h3O) = 24 + 32+ 64 + 7 • 18 = 246г/моль. Из формулы MgSO4 • 7h3O следует, что 1 моль гептагидрат сульфата магния содержит 7 моль Н2О. Отсюда можно определить массу воды, содержащейся в MgSO4 • 7h3O: m(h3O) = 7 • 18 = 126г. Находим массовую долю кристаллизационной воды в MgSO4 • 7h3O. ω(h3O) = m(h3O)/ m(MgSO4 • 7h3O) = 126/246 = 0,512 = 51,22%.

3.2. Определите массовую долю кристаллизационной воды в кристалогидрате гидрофосфата натрия .

5. Подведение итогов урока.

Учитель: если кому-то было что-то непонятно задавайте вопросы. (Отвечаю на вопросы, если они есть).

6. Домашнее задание. . §10 Ст.44 №2, 6.

studfiles.net

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о