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 RH_>3>. Молекулы RH_>3> 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 R_>2>O_>3> и R_>2>O_>5>. Оксидам соответствуют кислоты HRO_>2> и HRO_>3> (и ортокислоты H_>3>RO_>4>, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N_>2>O_>3> – кислотный оксид; P_>4>O_>6> – слабокислотный оксид; As_>2>O_>3> – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb_>2>O_>3 >- амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi_>2>o_>3 >– основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R_>2>O_>3> и R_>2>O_>5 >уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH_>3> от NH_>3> к BiH_>3>, 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	NH>3>, Mg>3>N>2>, NH>4>OH, NH>4>Cl
N-2	N>2>H>4>
N-1	N>2>H>2>, NH>2>OH
N0	N, N>2>
N+1	N>2>O
N+2	NO
N+3	N>2>O>3>, HNO>2>, NaNO>­2>, NCl>3>
N+4	NO>2>, N>2>O>4>
N+5	N>2>O>5>, HNO>3>, KNO>3>
P-3	PH>3>
P-2	P>2>H>4>
P0	P, P>2>, P>4>
P+3	PCl>3>, P>2>O>3>, H>3>PO>3>
P+5	PCl>5>, P>2>O>5>, P>4>O>10>, HPO>3>, H>3>PO>4>, H>4>P>2>O>2>, Na>3>PO>4>, CaHPO>4>

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 (t_>кип> азота -195,8^оС, кислорода -183^оС). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

t

NH_>4>OH_>2>=N_>2 >+ H_>2>O

Атом азота имеет следующее строение:

Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000^оС. 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 + N_>2> = 2Li_>3>N

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

t ^o t ^o

3Сa + N_>2> = Ca_>3>N_>2> 2Al + N_>2> = 2AlN

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

N_>2 >+ 3H_>3> 2NH_>3>

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

N_{>2 +} >O_>2> 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:

2NH_>4>Cl + Ca (OH)_>2> = CaCl_>2> + 2NH_>3> + 2H_>2>O

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

N_{>2 +} >3H_>2> 2NH_>3> + 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 NH_>4>⁺ снова образуются молекулы NH_>3 >и _> >H_>2>O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением.

NH_>3> + H_>2>O NH_>3> ^. H_>2>O NH_>4>⁺ + OH^—

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH_>3>, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH_>4>OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH_>4>OH:

NH_>4>OH NH_>4>⁺ + 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:

4NH_>3> + 3O_>2> = 2N_>2> + 6H_>2>O

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

Cr_>2>O_>3>

4NH_>3> + 5O_>2> = 4NO + 6H_>2>O

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

2NH_>3> + 3Br_>2> = 6HBr + N_>2>

2NH3 + 3Cl_>2> = 6HCl + N_>2>

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

3Cu⁺²O + 2N^—3H_>3> = 3Cu⁰ + N_>2>⁰ + 3H_>2>O

2N^—3 – 6e = N_>2 >1

_> >Cu²⁺ + 2e = Cu 3

Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:

NH_>3> + KMnO_>4> = N_>2> + H_>2>O + MnO_>2> +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

NH_>3> + H⁺Cl^-- [H N H]Cl

H

Связь между ионами NH_>4> и Cl ионная, в ионе NH_>4> 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:

NH_>3> + HNO_>3> = NH_>4>NO_>3>

NH_>3>^. H_>2>O + HNO_>3 >= NH_>4>NO_>3> + H_>2>O

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

(NH_>4>)Cl + NaOH = NaCl + H_>2>O + NH_>3 >

_> >_>КОНЦ>_>.>

2NH_>4>Cl + H_>2>SO_>4> = (NH_>4>)_>2>SO_>4> + 2HCl

(NH_>4>)_>2>SO_>4> + BaCl_>2> = 2NH_>4>Cl + BaSO_>4 >

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

(NH_>4>)_>2>CO_>3> = 2NH_>3 >+ H_>2>O CO_>2 >

_> >NH_>4>NO_>2> = 2H_>2>O + N_>2>

NH_>4>Cl NH_>3 >+ HCl

(NH_>4>)_>2>Cr_>2>O_>7> = Cr_>2>O_>3> + 4H_>2>O + N_>2 >

_> >

_> >

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:

NH_>4>⁺ + OH H_>2>O + NH_>3>

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: N_>2>⁺¹O, N⁺²O, N_>2>⁺³O_>3>, N⁺⁴O_>2>, N_>2>⁺⁴O_>4>, N_>2>⁺⁵O_>5>. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N_>2>O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

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

2NO +O_>2> = 2NO_>2>

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

3Cu + 8HNO_>3> = 3Cu(NO_>3>)_>2> + 4H_>2>O + 2NO

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.

Оксид азота (IV) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO_>2> получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu + 4HNO_>3> = Cu(NO_>3>)_>­2> + H_>2>O + 2NO_>2>

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:

2Pb(NO_>3>)_>2> = 2PbO + 4NO_>2 >+ O_>2 >

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

2NO_>2> + H_>2>O = HNO_>3> + HNO_>2>

HNO_>2> малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO_>2> в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):

3NO_>2> + H_>2>O =2HNO_>3> + NO

В избытке образуется только азотная кислота:

4NO_>2> + 2H_>2>O + O_>2> = 4HNO_>3>

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:

KNO_>3> + H_>2>SO_>4> = HNO_>3> + KHSO_>4>

Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO_>3>).

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:

4NH_>3> + 5O_>2> = 4NO +6H_>2>O

Окисление кислородом воздуха NO до NO_>2>:

2NO + O_>2> =2NO_>2­>

Поглощение NO_>2> водой в присутствии избытка кислорода:

4NO_>2 >+ 2H_>2>O + O_>2> = 4HNO_>3>

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 86^оС.

Химические свойства. В HNO_>3> валентность азота равна 4, степень окисления +5

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

HNO_>3> H⁺ +NO_>3>^—

Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO_>3> = 4NO_>2> + 2H_>2> O + O_>2 >

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

HNO_>3> ---- NO_>2> ----HNO_>2> ---- NO ---- N_>2>O ----N_>2> ---- NH_>3>(NH_>4>NO_>3>)

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 NH_>3>(NH_>4>NO_>3>). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,

Конц.

Ag + 2HNO_>3 >= AgNO_>3> + NO_>2> H_>2>O

Разб.

3Ag + 4HNO_>3> = 3AgNO_>3> + NO + 2H_>2>O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N_>2>O, свободного азота N_>2> и даже до аммиака NH_>3>, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH_>4>NO_>3>. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

4Zn + 10HNO_>3> (очень разб.) = 4Zn(NO_>3>)_>2> + NH_>4>NO_>3> + 3H_>2>O

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

3P + 5HNO_>3> + H_>2>O = 3H_>3>PO_>4> + 5NO

C + 4HNO_>3> = CO_>2> + H_>2>O + 4NO_>2>

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: NaNO_>3> – натриевая селитра, KNO_>3> – калийная селитра, NH_>4>NO_>3> – аммиачная селитра, Ca(NO_>3>)_>2> – кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO_>3> 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 240^оС. 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 800^оС фосфор состоит из молекул Р_>4>. При нагревании выше 800^оС молекулы диссоциируют:

Р_>4 >2Р_>2>. Последние при температуре выше 2000^оС распадаются на атомы:

Р_>2 >2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р_>2>, Р_>4> и полимерные вещества.

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

2P + 3S =P_>2>S_>3> 2P + 3Ca = Ca_>3>P_>2>

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора с металлами называются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН_>3> – очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Ca_>3>P_>2> + 6H_>2>O = 3Ca(OH)_>2> + 2PH_>3>

По аналогии с NH_>3> фосфин способен к реакциям присоединения:

РН_>3> + НI = РН_>4>I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р_>2>О_>3> – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5^оС. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р_>2>О_>5> – 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 НРО_>3>, последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н_>3>РО_>4>, при нагревании Н_>3>РО_>4>, образуется дифосфорная кислота Н_>4>Р_>2>О_>7>.

3Р_>4>О_>10> + 6Н_>2>О = 4Н_>3>(РО_>3>)_>3>

Н_>3>(РО_>3>)_>3> + 3Н_>2>О = 3Н_>3>РО_>4>

2Н_>3>РО_>4> = Н_>4>Р_>2>О_>7> + Н_>2>О

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.