ОТЧЁТ ПО ХИМИИ
ЛЕКЦИЯ №4
ТЕМА:
ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ
ЖИЗНИ:
АЗОТ И ФОСФОР
Масленниковой Инны
9 «Б» класс
Общаяхарактеристика подгруппы азота.
Подгруппу азота составляют пять элементов:азот, фосфор, сурьма, мышьяк и висмут. Это элементы Vгруппы периодической системы Д. И. МенделееваНа внешнем энергетическом уровне их элементы имеют по пять электронов – ns2np3. Поэтому высшаястепень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.
Свойстваэлементов 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 образуютсоединения состава RH3. Молекулы RH3имеют пирамидальнуюформу. В соединениях связи с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппыкислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединенияэлементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. Скислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2и HRO3(и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характероксидов изменяется так: N2O3– кислотный оксид; P4O6– слабокислотныйоксид; As2O3– амфотерныйоксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 — амфотерный оксид спреобладанием основных свойств; Bi2o3 – основный оксид.Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3и R2O5 уменьшаются с ростомпорядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номеранеметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняетсяуменьшение прочности водородных соединений RH3от NH3к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке.
ЭлементыVА-подгруппыоткрывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий,постепенно увеличиваясь и углубляясь.
Хронология открытия химических элементов VА-подгруппы
Элемент
Дата и авторы открытия
Город, страна
N
1772г, Д. Резердорф
Эдинбург, Шотландия
P
1669г, Х. Брант
Гамбург, Германия
As
1250г, Альберт Великий
Больштедт, Германия
Sb
Известен с древних времён
Bi
Известен с XVвека
Степени окисления Nи Р и отвечающие имсоединения
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 всвободном состоянии. В воздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединенияазота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в составбелковых веществ и многих естественных органических соединений. Общеесодержание азота в земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкоговоздуха: воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азотот менее летучего кислорода (tкип азота -195,8оС, кислорода -183оС). Полученный таким образомазот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азотможно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:
t
NH4OH2=N2 + H2O
Атом азота имеетследующее строение:
Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-связями и однойсигма — 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 состоитиз двух атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и её малая длинаделают молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способностьазота при обычной температуре.
При комнатной температуре азот непосредственносоединяется с литием:
6Li + N2= 2Li3N
Cдругими металлами он реагирует лишь привысоких температурах, образуя нитриды:
t o to
3Сa + N2 = Ca3N2 2Al + N2= 2AlN
С водородом азот соединяется в присутствиикатализатора при высоком давлении и температур
N2 + 3H3 2NH3
При температуре электрической дуги (3000-4000оС)азот соединяется с кислородом:
N2 + O2 2NO
Азот образует сводородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак.Электронная формула молекулы аммиака такова:
Получение и применение аммиака. В лабораторныхусловиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония сгашеной известью:
2NH4Cl+ Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Основным промышленным способом полученияаммиака является синтез его из азота иводорода. Реакция экзотермичная и обратимая:
N2 + 3H2 2NH3+ 92кДж
Она протекает только вприсутствии катализатора Губчатого железа с добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния(иногда и магния)
Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветныйгаз с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. Приувеличении давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость.Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачнойводой или нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучиваетсяиз раствора.
Химические свойства аммиака. Большая растворимостьаммиака 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 образуютсямолекулы NH3 и H2O, соединённые водородной связью, т. е.реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразитьуравнением.
NH3+ H2O NH3. H2O NH4++ OH—
В аммиачной воденаибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено в сторону образованияаммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака потрадиции обозначают формулой NH4OHи называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиакаобъясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:
NH4OH NH4+ + OH—
А так как в раствореаммиака в воде концентрация гидроксид – ионовневелика, то гидроксид аммония относится к слабымоснованиям.
Аммиак сгорает вкислороде и в воздухе (предварительноподогретом) с образованием азота и воды:
4NH3+ 3O2= 2N2+ 6H2O
В присутствиикатализатора [например, оксида хрома (III)] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:
Cr2O3
4NH3+ 5O2 = 4NO + 6H2O
Аммиак взаимодействуетс галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена:
2NH3 + 3Br2 = 6HBr +N2
2NH3 + 3Cl2= 6HCl + N2
Аммиак – сильныйвосстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободногоазота:
3Cu+2O+ 2N—3H3 = 3Cu0+ N20+3H2O
2N—3 – 6e = N2 1
Cu2++ 2e = Cu 3
Аммиак взаимодействуетс перманганатом калия:
NH3 + KMnO4= N2 + H2O + MnO2 +KOH
Добавление аммиакаизменяет цвет раствора:
Важным химическимсвойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солейаммония. В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водородакислоты, образуя ион аммония, входящей в состав соли:
H
NH3 + H+Cl-- [H N H]Cl
H
Связь между ионами NH4и Clионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причём три изних полярные и одна по донорно –акцепторном механизму.
Соли аммония.
Соли аммония и анионакислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионовметаллов. Соли аммония получаются пи взаимодействии аммиака или его водныхрастворов с кислотами. Например:
NH3+ HNO3= NH4NO3
NH3.H2O+ HNO3 = NH4NO3+ H2O
Они проявляют общиесвойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и другихсолей:
(NH4)Cl + NaOH = NaCl+ H2O + NH3
КОНЦ.
2NH4Cl+ H2SO4 = (NH4)2SO4 +2HCl
(NH4)2SO4+ BaCl2 = 2NH4Cl +BaSO4
Все аммонийные солипри нагревании разлагаются или возгоняются, например:
(NH4)2CO3= 2NH3 + H2OCO2
NH4NO2= 2H2O + N2
NH4Cl NH3 +HCl
(NH4)2Cr2O7= Cr2O3 + 4H2O + N2
Качественная реакцияна ион аммония.Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие срастворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) позапаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажнойлакмусовой бумажки:
NH4+ + OH H2O + NH3
Реакцию проводят так:в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесьосторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.
Оксиды азота.
Азот образует шестькислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При непосредственномсоединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2Oи NO– несолеобразующие оксиды, остальные –солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производствеазотной кислоты.
Оксид азота (II) NO– бесцветный газ,плох растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота(II) соединяется скислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):
2NO +O2 = 2NO2
В лабораторныхусловиях 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 вприсутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во времягрозы под действием электрических зарядов.
Оксид азота (IV) NO– газ бурого цвета соспецифическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. Влабораторных условиях NO2получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:
Cu + 4HNO3= Cu(NO3)2 + H2O + 2NO2
или при прокаливании кристаллического нитратасвинца:
2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2
При взаимодействииоксида азота (IV) с водой образуетсяазотная и азотистая кислоты:
2NO2 + H2O= HNO3 + HNO2
HNO2малоустойчива,особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2в теплой воде образуется азотная кислота иоксид азота (II):
3NO2+ H2O=2HNO3+ NO
В избытке образуетсятолько 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 азотнойкислоты.В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солей действиемконцентрированной серной кислоты:
KNO3 + H2SO4= HNO3 + KHSO4
Реакция протекает прислабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO3).
В промышленностиазотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который в своюочередь, образуется как соединения водорода и азота воздуха. Весь процессполучения азотной кислоты можно разбить на три этапа:
1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:
4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O
2. Окисление кислородом воздуха NOдо NO2:
2NO + O2 =2NO2
3. Поглощение NO2водой 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 любыхсоотношениях. Кипит при 86оС.
Химические свойства.В HNO3валентность азотаравна 4, степень окисления +5
Разбавленная азотнаякислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. Вводных растворах диссоциирует:
HNO3 H++NO3—
Под действием теплотыи на свету частично разлагается:
4HNO3= 4NO2+ 2H2O + O2
Поэтому хранят её впрохладном месте.
Важнейшее химическоесвойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем ивзаимодействует почти со всеми металлами.
Применение. Большие количества еёрасходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ,лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокондругих материалов. Дымящая азотная применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетноготоплива.
При взаимодействииазотной кислоты, с металлами водород, как правило, не выделяется: онокисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от концентрации иактивности металла, может восстанавливается до соединений:
+5 +4 +3 +2 +1 0 -3 -3
HNO3 — NO2----HNO2 — NO — N2O ----N2 — NH3(NH4NO3)
Образуется также сольазотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийсяв результате реакции:
Концентрированнаяазотная кислотане действует на железо, хром, алюминий, золото, платину итантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами образуется оксид азота(IV), при взаимодействиис щелочными и щелочно – земельными металламиобразуется оксид азота (I).
Разбавленнаяазотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельнымиметаллами, 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 активныйметалл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливатьее до оксида азота (I) N2O, свободного азота N2и даже до аммиака NH3, который с избыткомазотной кислоты дает нитрат аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:
4Zn+ 10HNO3(очень разб.) = 4Zn(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O
Азотная кислотавзаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:
3P + 5HNO3+ H2O = 3H3PO4 + 5NO
C + 4HNO3= CO2 + H2O + 4NO2
Одноосновная кислотаобразует только соли, называемыенитратами. 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 используютсяглавным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO3применяется дляприготовления черного пороха.
Фосфор.
Фосфор – аналог азота,т. к. электронная конфигурация валентныхэлектронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнениюс атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеетбольший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выраженыслабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.
Нахождение в природе. Общее содержание фосфорав земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в видесоединений; важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.
Физические свойства. Фосфор, в отличие отазота имеет несколько аллотропных модификаций: белый,красный, черный и др.
Белый фосфор–бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Нерастворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительномслабом нагревании белый фосфор переходит в красный.
Красный фосфор–порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и сероуглероде,представляет смесь нескольких аллотропныхмодификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.
Черный фосфорповнешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковымисвойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большомдавлении.
Химические свойства.В химическомотношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легкоокисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагреваниисвыше 240оС. При окислении белый фосфор светится в темноте –происходит непосредственное превращение химической энергии в световую. В жидкоми растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800оСфосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800оСмолекулы диссоциируют:
Р4 2Р2.Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы:
Р2 2Р. Атомы фосфора могутобъединяться в молекулы Р2, Р4 и полимерные вещества.
Фосфор соединяется сомногими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторымиметаллами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
2P + 3S =P2S3 2P + 3Ca = Ca3P2
Реакции с белымфосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора сметалламиназываются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3 – очень ядовитого газа с чесночнымзапахом:
Ca3P2+ 6H2O = 3C