Главные элементы жизни: азот и фосфор (ref-14129)

Посмотреть архив целиком




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:






Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.