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              |3,07       |2,1      |2,2    |1,87   |1,67  |
|электроотрицательность     |           |         |       |       |      |
|Степень окисления в        |+5, +4, +3,|+5, +4,  |+5,    |+5, +3,|+5,   |
|соеденениях                |+2, +1, -3,|+3, +1,  |+3, -3 |-3     |+3, -3|
|                           |-2, -1     |-3, -2   |       |       |      |
|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:

                                      [pic]

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:

                                    [pic]
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
                                   [pic]
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 = N2     1

 Cu2+ + 2e = Cu  3

Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:
                                    NH3 + KMnO4 = N2 + H2O + MnO2 +KOH

Добавление аммиака изменяет цвет раствора:
                                        [pic]
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
                          NH3 + H+Cl--       [H  N  H]Cl
                                                                  H
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

                                                                 [pic]
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
86оС.
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.
                                          [pic]
                                                        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 240оС. 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  800оС  фосфор  состоит  из  молекул  Р4.  При
нагревании выше 800оС молекулы диссоциируют:
 Р4   2Р2. Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы:
Р2              2Р. 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 22,5оС. 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.