Главные элементы жизни: азот и фосфор (стр. 1 из 3)
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:
tNH4OH2=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 2NH3При температуре электрической дуги (3000-4000оС) азот соединяется с кислородом:
N2 + O2 2NOАзот 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 + 92кДжОна 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. H2ONH4+ + 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