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 R₂O₅уменьшаются 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 (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:

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 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 + 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 (3000-4000^оС) азот соединяется с кислородом:

N_{2 +}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:

N_{2 +}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 NH₃и 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 = N₂1

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:

NH₃ + H⁺Cl^-- (H N H)Cl

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:

1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO +6H₂O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO₂:

2NO + O₂ =2NO₂

3. 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 86^оС.

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 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 Р₄. При нагревании выше 800^оС молекулы диссоциируют:

Р₄2Р₂. Последние при температуре выше 2000^оС распадаются на атомы:

Р₂2Р. 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 22,5^оС. 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.