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 подгруппы азота.

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

                                 Свойства элементов подгруппы азота

Свойства

N

P

As

Sb

Bi

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 соединениях связи с водородом более прочные, чем в  соответствующих соединениях подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3  и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 – кислотный оксид; P4O6 – слабокислотный оксид; As2O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием  основных свойств; Bi2o3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5  уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке. 	   

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

           Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы

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 N и Р и отвечающие им соединения

N-3

NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl

N-2

N2H4

N-1

N2H2, NH2OH

N0

N, N2

N+1

N2O

N+2

NO

N+3

N2O3, HNO2, NaNO2, NCl3

N+4

NO2, N2O4

N+5

N2O5, HNO3, KNO3

P-3

PH3

P-2

P2H4

P0

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. В воздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (tкип  азота  -195,8оС, кислорода   -183оС). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония: 

                                                  t

	                                    NH4OH2=N2       + H2O

	

	Атом азота имеет следующее строение:

	                                  

                                      



Молекула азота  образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра. 

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

Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и её малая длина делают молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре. 

При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

                                                 6Li  + N2 = 2Li3N

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

                                t o                                                        t o

               3Сa + N2 = Ca3N2                                2Al + N2 = 2AlN  

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

                                            

	                             N2  + 3H3 	2NH3

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

	                                 N2 +  O2 	2NO

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

	 

                                    

Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

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

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



	                                  N2 + 3H2   	2NH3 + 92кДж

	Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа с добавками активаторов -  оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда и магния) 

Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из раствора. 

Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид – ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4+ снова образуются молекулы NH3  и  H2O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением. 

 

		            NH3 + H2O	NH3 .  H2O	NH4+ + OH—

		

		В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:

		

		                                   NH4OH		NH4+  + OH—

		

		А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид – ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.

		Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе  (предварительно подогретом) с образованием азота и воды:

		                                 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

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

		                                                 Cr2O3

		                                4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 

		                                         

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

		                                2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2

		                                2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2

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

		

		                                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 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, причём три из них  полярные и одна по  донорно – акцепторном механизму. 

		                                                  Соли аммония.

		Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

		                                            NH3 + HNO3 = NH4NO3

		                                  NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

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

		

			                                  (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	+ H2O CO2	

		                                                            NH4NO2 = 2H2O + N2

		

				                                      NH4Cl 	NH3	+ HCl	

				

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

		

	                                                                 

	Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:

	

		                                       NH4+ + OH 	          H2O + NH3 	

		Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.

		                                                   Оксиды азота.

		Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид  азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

		Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):

		                                                   2NO +O2 = 2NO2

		В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

		                      3Cu + 8HNO3 = 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 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 + 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

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

			                                       3NO2 + H2O =2HNO3 + NO

			В избытке образуется только азотная кислота:

			                                        4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

			Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).

			                                               Азотная кислота.

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

			                                      KNO3 + H2SO4 = HNO3 + KHSO4

			Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO3).

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

			Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

			                     4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O

			Окисление кислородом воздуха NO до NO2:

			                     2NO + O2 =2NO2

			Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:

			                           4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

			Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86оС.

			Химические свойства. В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления +5

			Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует: 

	                                       HNO3 	H+ +NO3—

	Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

	     4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O   +  O2 

	Поэтому хранят её 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 её расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная  применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.   

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

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

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

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

	Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий, золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксид азота (I).

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

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

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

	                                      3P + 5HNO3 + H2O = 3H3PO4 + 5NO

	                                       C + 4HNO3 = CO2 + H2O + 4NO2

	Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, 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, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.

	Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.

	Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

	Белый фосфор – бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

	Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.

	Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении. 

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

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

	Р2              2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2, Р4 и полимерные вещества.

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

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

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

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

	 По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:

	                                                   РН3 + НI = РН4I

	                                            Оксиды фосфора.

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

	Оксид фосфора (V) Р2О5 – белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.

	Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

	                                             Фосфорные кислоты.

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

	                                         3Р4О10 + 6Н2О = 4Н3(РО3)3

	                                          Н3(РО3)3 + 3Н2О = 3Н3РО4

	                                         2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О

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