Новости

Заказ решебника

Закажи решебник и скоро он будет на сайте

  • Положительные стороны участия в школьных олимпиадах
    Облегчение поступления в университет. Вы можете задать своему ребенку конечную цель всего учебного процесса, тем самым убедив его в необходимости хорошей учебы. Часто родители говорят своим детям, что если они будут плохо учиться, то не смогут приобрести хорошую профессию в будущем, и пойдут в дворники.
  • Особенности питания школьника
    Питание в школе должно быть хорошо организованным. Школьник должен быть обеспечен в столовой обедом и горячим завтраком. Интервал между первым и вторым приемом пищи не должен превышать четыре часа. Наиболее оптимальным вариантом должен быть завтрак ребенка дома, в школе же он съедает второй завтрак
  • Детская агрессия в школе и сложности в процессе обучения
    Между детской агрессией и трудностями в процессе обучения установлена определенная взаимосвязь. Каждый школьник хочет иметь в школе много друзей, иметь хорошую успеваемость и хорошие оценки. Когда это у ребенка не получается, он делает агрессивные поступки. Каждое поведение на что-то нацелено, имеет смысловую
  • Советы психологов родителям
    В любых олимпиадах и всевозможных конкурсах ребенок, прежде всего, самовыражается и самореализовывается. Родители обязательно должны поддерживать своего ребенка, если он увлечен интеллектуальными соревнованиями. Ребенку важно осознавать себя частью общества интеллектуалов, в котором царят сопернические настроения, и ребенок сравнивает свои достигнутые
  • Ребенок отказывается от приема пищи в столовой школы
    Разборчивому ребенку школьная еда может прийтись не по вкусу. Зачастую, это самая распространенная причина отказа школьника от еды. Все происходит от того, что меню в школе не учитывает вкусовые потребности каждого отдельного ребенка. В школе никто не будет исключать какой-либо продукт из питания отдельного ребенка дабы
  • Как родители относятся к школе
    Для того чтобы понять как родители относятся к школе, то важно для начала охарактеризовать современных родителей, возрастная категория которых весьма разнообразна. Не смотря на это большую часть из них составляют родители, которые относятся к поколению девяностых годов, которые отличаются тяжелым временем для всего населения.
  • Школьная форма
    Первые школьные сборы навсегда остаются в памяти каждого из нас. Родители начинают закупать всю необходимую канцелярию, начиная с августа. Главным школьным атрибутом является форма школьника. Наряд должен быть тщательно подобран, чтобы первоклассник чувствовал себя уверенно. Введение школьной формы обосновывается многими причинами.
ГлавнаяОбразованиеРефератыХимияГлавные элементы жизни: азот и...

Рефераты

Уважаемые школьники и студенты! 

Уже сейчас на сайте вы можете воспользоваться более чем 20 000 рефератами, докладами, шпаргалками, курсовыми и дипломными работами.Присылайте нам свои новые работы и мы их обязательно опубликуем. Давайте продолжим создавать нашу коллекцию рефератов вместе!!!

Вы согласны передать свой реферат (диплом, курсовую работу и т.п.), а также дальнейшие права на хранение,  и распространение данного документа администрации сервера "mcvouo.ru"?

Спасибо за ваш вклад в коллекцию!

Всего 19436 рефератов.

Найти

Главные элементы жизни: азот и фосфор - (лекции)

Дата добавления: март 2006г.

    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 RH3имеют 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:

    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:

Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованиемсолей 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

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: Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

    4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O
    Окисление кислородом воздуха NO до NO2:
    2NO + O2 =2NO2
    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.

    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.

Скачен 765 раз.

Скачать