Главные элементы жизни: азот и фосфор
Другие рефераты
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 выд
| |  скачать работу |
Другие рефераты
| 
