Фосфор как химический элемент.

Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент.

2. Азот как простое вещество.

3. Аммиак.

4. Соли аммония.

5. Оксиды азота.

6. Азотная кислота и ее соли.

7. Кругооборот азота в природе.

8. Фосфор как химический элемент.

9. Фосфор как простое вещество.

10. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

11. Оксиды фосфора.

12. Фосфорная кислота и ее соли.

13. Кругооборот фосфора в природе.

1. Азот (Нитроген) как химический элемент. Положение в ПС: №7, 2 период, 5 группа, главная подгруппа, А_r = 14. Состав атома: 7p, 7e^-, 7n. Заряд ядра +7, два электронных слоя: 2e^-, 5e^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p³.

На внешнем слое 5 электронов, слой не завершён, но близок к завершению, радиус атома маленький (всего два слоя) => высокая ЭО, азот типичный неметалл. Три e^- неспаренные, характерная валентность (III), но наличие не поделенной пары электронов делает возможным образование еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Т.е. максимальная валентность азота равна четырем. Характерна отрицательная степень окисления -3, положительные степени окисления проявляют в соединениях с кислородом и фтором (+1, +2, +3, +4, +5).

Распространение в природе: 0,04% по массе на Земле. Встречается в свободном состоянии (в виде простого вещества в воздухе (78% по объему)); неорганических минералов практически не образует, известны только чилийская селитра (NaNO₃) и индийская селитра (КNO₃). Органоген, содержание в организме человека 3,1% по массе, входит в состав всех белков, нуклеиновых кислот и некоторых липидов.

2. Азот как простое вещество. Строение молекулы: N₂

Химическая связь ковалентная неполярная, очень прочная, т.к. образована тремя парами электронов. Даже при 3000^оС распадается одна из тысячи молекул.

Физические свойства: Газ, без цвета, запаха и вкуса. Температура кипения -196^оС, плавления -210^оС. Плохо растворим в воде и органических растворителях. Немного легче воздуха.

Химические свойства: Инертен (химически малоактивен). Типичный неметалл, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом

N₂ + Mg Mg₃N₂ – нитрид магния (при нагревании)

N₂ + Li → Li₃N – нитрид лития (при н.у.)

N₂ + H₂↔ NH₃ – аммиак (температура 500^оС, повышенное давление, катализатор платина):

Как восстановитель взаимодействует с кислородом:

N₂ + O₂→ NO – оксид азота (II) (температура более 3000^оС, электрический разряд)

Получение:

1) в промышленности из воздуха (фракционная перегонка);

2) в лаборатории чаще всего термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + H₂O

Применение:

1) газообразный азот используют для создания инертной атмосферы (плавление металлов, перекачка топлива, электрические лампы…);

2) жидкий азот в криогенной технике для создания низких температур (медицина – кожные заболевания, хранение органов и тканей, пищевая промышленность – продукты глубокой заморозки, техника – холодильники, явления сверхпроводимости и сверхтекучести…);

3) для получения аммиака, а из него всех азотсодержащих неорганических и органических веществ.

3. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Форма молекулы – пирамида треугольная, связи ковалентные полярные, электронная плотность смещена к азоту, у азота неподеленная пара электронов, высокая ЭО => молекула аммиака является диполем, т.е. полярная. Между молекулами существует достаточно сильное взаимодействие, водородные связи.

Физические свойства: При н.у. – газ, бесцветный, с резким характерным запахом. Температура кипения 33,5^оС ниже нуля, температура плавления минус 78^оС. При повышенном давлении легко сжижается, при испарении поглощает много тепла. Очень хорошо растворим в воде (при 20^оС в 1л растворяется 700 л аммиака, насыщенный раствор имеет массовую долю аммиака 25%) и органических растворителях. Намного легче воздуха. Физиологическое действие: раздражает слизистые, вызывает отек, раздражает рецепторы верхних дыхательных путей, оказывает возбуждающее действие на ЦНС.

Химические свойства:

1) Аммиак проявляет свойства оснований. Неподеленная пара электронов азота и его высокая ЭО приводит к тому, что молекула аммиака может присоединить протон. Эта частица имеет вакантную орбиталь и образует с азотом ковалентную полярную связь по донорно-акцепторному механизму.
Поэтому при взаимодействии с водой (растворении) происходит процесс:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- и в растворе появляется избыток ионов гидроксила, т.е. щелочная среда. Раствор аммиака в воде является щелочью, т.е. растворимым основанием. Но это слабый электролит, равновесие смещено в сторону молекул аммиака (К_д = 10^-5). Водный раствор аммиака называют иногда гидроксидом аммония, это слабое и нестойкое основание, оно существует только в растворе, поэтому формулу [NH₄OH] пишут в квадратных скобках, имея в виду ее условность. Но не только раствор аммиака, но и сам аммиак может давать реакции характерные для оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами, и при этом образуются соли.

NH₃ + HCl ↔ NH₄Cl – хлорид аммония

NH₃ + HNO₃ ↔ NH₄NO₃…

2) Аммиак в ОВР всегда ведет себя как восстановитель (азот в нем находится в самой низкой для него с.о.). Наиболее важные реакции такого типа — это взаимодействие с кислородом и восстановление оксидов металлов.

А) NH₃ + O₂→ N₂ + H₂O – горение

Б) NH₃ + O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление, Pt

В) NH₃ + CuO→ N₂ + H₂O + Cu

Г) NH₃ + Fe₂O₃ → N₂ + H₂O + Fe

Получение:

1) в промышленности – синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂↔ 2NH₃ + Q – эта реакция обратимая, экзотермическая, гомогенная

Оптимальные условия процесса (по принципу Ле Шателье):

А) 4 моль ↔ 2 моль, т.е. в прямой реакции давление уменьшается, в обратной – увеличивается => необходимо повысить давление, чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака;

Б) прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая, значит нельзя использовать очень высокую температуру, чтобы равновесие не сместилось к простым веществам, но чтобы скорость реакции была достаточно большой надо повысить температуру хотя бы до 450-500^оС;

В) эта реакция каталитическая и протекает только в присутствии катализатора, идеально – платины, но чаще используют губчатое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Основные принципы производства аммиака:

- принцип теплообмена;

- принцип циркуляции.

Применение:

1) жидкий аммиак как хладагент в холодильниках;

2) водный раствор аммиака:

- 10% раствор называют «нашатырным спиртом» и используют в медицине (потеря сознания, алкогольное отравление, обработка рук и инструмента, стеклянной посуды…), в домашнем хозяйстве (стирка, мытье окон, выведение пятен, чистка ковров, ювелирных изделий…);

- разбавленный раствор – как азотное удобрение;

3) аммиак – сырье для получения минеральных удобрений (карбамид, аммиачная селитра и т.д.), анилина (красители, нитробензол, лаки, краски, ВВ и т.д.), азотной кислоты и ее солей, соды и т.д. Именно с этого вещества начинается получение ВСЕХ органических и неорганических соединений, которые использует человек.

4. Соли аммония.

Ион NH₄⁺ ведет себя как ионы К⁺ или Na⁺, т.е. образует соли, хорошо растворимые в воде, сильные электролиты. Например: (NH₄)₂SO₄↔ 2NH₄⁺ + SO₄^2-

Соли аммония нестойкие, разлагаются при нагревании, продукты разложения могут быть разными, в зависимости от природы аниона и температуры. Например:

1) NH₄Cl ↔ NH₃↑+ HCl ↑, при незначительном нагревании;

2) NH₄NO₃ →N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

Ион аммония в растворе можно определить по запаху образующегося аммиака, если добавить в раствор щелочь и нагреть (качественная реакция):

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑+H₂O + NaCl

Получают соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами (см. выше).

Применение:

1) минеральные удобрения: аммиачная селитра – нитрат аммония NH₄NO₃, сульфат аммония - (NH₄)₂SO₄, и аммофос – смесь фосфата и гидрофосфатов аммония, смесь нитрата и фосфата калия - нитрофоска и т.д. Последние два вида удобрений называют сложными, потому что они содержат несколько питательных элементов.

2) NH₄Cl под названием «нашатырь» используют для пайки и лужения металлов, для крашения тканей, в гальванических элементах.

3) NH₄NO₃ образует взрывчатые смеси с горючими веществами (под названием «аммонал»).

5. Оксиды азота. N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I), закись азота, веселящий газ. Бесцветный газ, сладковатый запах, t_кип.= -89^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий (не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами). Обладает выраженным физиологическим действием: в небольших количествах притупляет болевую чувствительность, в больших – возбуждает нервную систему. Азот со с.о. +1 проявляет свойства окислителя, например:

1) N₂O = N₂ +О₂, разлагается при нагревании до 700^оС;

2) N₂O + Н₂ = N₂ + H₂O

Получение: NH₄NO₃ →N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

NO– оксид азота (II).Газ без цвета и запаха, t_кип.= -152^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий. В ОВР может быть и окислителем, и восстановителем, химически очень активен, является свободным радикалом (O=N∙). Например:

1) NO + SO₂ → N₂ + SO₃ - как окислитель

2) NO+О₂→NO₂ – как восстановитель, при н.у.

Получение:

1) в промышленности: NH₃ + O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление аммиака, Pt

Или при температуре более 3000^оС (электрический разряд): N₂ + O₂→ NO

2) в лаборатории HNO_3(paзб.)+ Cu → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

N₂O₃ – оксид азота (III).Газ, при температуре 3,5^оС превращается в темно-синюю жидкость. Очень нестойкое соединение, при н.у. N₂O₃ ↔ NO +NO₂, т.е. диспропорционирует, проявляет и окислительные и восстановительные свойства.

Кислотный оксид:

N₂O₃+ H₂O →HNО₂ – азотистая кислота, слабая, существует только в растворах.

N₂O₃+ NаОН → NаNO₂+ H₂O – нитрит натрия, соль азотистой кислоты.

NO₂ – оксид азота (IV), бурый газ. Газ с характерным резким запахом, желто-коричневого (бурого) цвета. t_кип.= 2^оС. Токсичен. Химически очень активен, является свободным радикалом: (O=N^∙=O).

Хорошо растворяется в воде, взаимодействует с ней образуя кислоты, т.е. это кислотный оксид:

NO₂ + H₂O →HNО₂ +HNО₃ (без доступа воздуха идет реакция диспропорционирования, образуются азотистая и азотная кислоты),

NO₂ + H₂O + O₂ → HNО₃ (в присутствии воздуха азотистая кислота окисляется и образуется только азотная кислота).

Со щелочами реакция проходит аналогично:

NO₂ + NaOH →NaNО₂ +NaNО₃ или

NO₂ + NaOH + О₂→ NaNО₃.

Это значит азот со с.о.+4 проявляет восстановительные свойства.

Но более характерными для бурого газа являются окислительные свойства:

C+ NO₂ →CO₂ + N₂ или

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO.

Получение:

1) в промышленности: NO + O₂→NO₂

2) в лаборатории: Cu + HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O или

3) Pb(NO₃)₂→PbO + NO₂ + O₂.

N₂O₅ - оксид азота (V),белое кристаллическое вещество, нестойкое, при н.у. разлагается со взрывом:

N₂O₅→ NO₂ + O₂.

Кислотный оксид: N₂O₅+ H₂O → HNО₃

Сильный окислитель: воспламеняет органические вещества.

Получение: NO₂+ O₃ → N₂O₅+ O₂

Азотная кислота и ее соли.

HNО₃ - азотная (нитратная) кислота. Бесцветная жидкость, t_пл.= -42^оС, плотность 1,5г/см³, с водой смешивается неограниченно. Летучая жидкость, на воздухе «дымит». При хранении на свету она разлагается: HNО₃ → H₂O + NO₂ + O_2, поэтому концентрированный раствор (при н.у. 63%) имеет резкий запах и окрашен в бурый цвет.

Это одна из самых сильных кислот, она практически полностью диссоциирует в растворах: HNО₃↔ H⁺ + NО₃^-. Как и все кислоты, она взаимодействует с основными оксидами и основаниями:

CaO + HNО₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

NaOH + HNО₃ →NaNО₃+ H₂O;

а также вытесняет более слабые и летучие кислоты из их солей:

CaCO₃ + HNО₃ →Ca(NО₃)₂ + H₂O +CO₂↑

Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами кроме Au и Pt, но при этом никогда не выделяется водород. Окислителем в этих реакциях является N⁺⁵, поэтому в зависимости от активности металла и концентрации кислоты могут образовываться различные соединения азота.

HNO₃ + Me → Me(NO₃)_n + H₂O + NO₂ (NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃)

Например: HNO_3(конц.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO₂

HNO_3(разб.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO

Т.е. окисление протекает более активно в разбавленной кислоте, и степень окисления в продуктах восстановления азотной кислоты ниже. В реальности образуется смесь различных соединений азота.

HNO_3(конц.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + H₂O + N₂O

Т.е. чем активнее металл, тем окисление протекает активнее. Реакции способствует нагревание. На холоду концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы (например, алюминий), при этом образуется на поверхности металла очень тонкая и прочная пленка, препятствующая дальнейшему окислению.

Получение азотной кислоты. Производство HNO₃ обычно включает следующие стадии:

1) азот получают из воздуха, затем он взаимодействует с водородом (температура 450-500 ^оС, небольшое повышенное давление около 30 МПа, катализатор - губчатое железо с алюмокалиевыми квасцами):

N₂ + H₂→ NH₃

2) аммиак окисляют в присутствии катализатора Pt

NH₃ + O₂→ NO + H₂O

3) а затем при н.у. NO+О₂→NO₂

4) NO₂ + H₂O + O₂ → HNО₃

Применение.

- производство удобрений (селитры);

- производство красителей, лаков, полимеров и пластмасс, искусственных волокон;

- производство ВВ и лекарств;

-окислитель в ракетном топливе.

Соли азотной кислоты (нитраты) – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы, токсичны. В растворах окислительные свойства не проявляют. При нагревании разлагаются. Ход реакции зависит от положения металла в электрохимическом ряду. Например:

Если Ме стоит до Mg : KNO₃ → KNO₂ + O₂

Если Ме стоит между Mg и Cu: Pb(NO₃)₂→PbO + NO₂+ O₂

Если Ме стоит после Cu: AgNO₃→ Ag + NO₂ + O₂

Применение. Большая часть – в виде минеральных удобрений (селитры), некоторые соли используют в пиротехнике, AgNO₃ (ляпис) в медицине.

7. Роль азота в организме и использование соединений азота. Содержание азота в организме 3,1%, входит в состав всех белков и нуклеотидов, а значит и всех БАВ. В составе ферментов, гормонов участвует во всех обменах веществ. В медицине используется: жидкий азот – эффективное средство для лечения кожных заболеваний; N₂O – для анестезии, при предынфарктных состояниях, для профилактики травматического шока; нашатырный спирт (10% водный раствор NH₃) раздражает рецепторы дыхательных путей, возбуждает ЦНС, поэтому он используется при обмороках и алкогольных отравлениях; аммиак обладает противомикробным действием и используется как моющее и дезинфицирующее средство; NaNO₂ –спазмолитическое средство, используется при лечении стенокардии и как антидот; NH₄Cl – используют как мочегонное и отхаркивающее средство.

Круговорот азота в природе. Азот, как и другие химические элементы, в природе находится в постоянном «движении». Это «движение» надо понимать, как превращение одних соединений азота в другие. Атомы азота как бы переходят из одних молекул в другие, этот переход иногда называют биогенной миграцией, т.к. в ней принимают участиеживые организмы.

Оксиды фосфора.

P₂O₃ – оксид фосфора (III), получается при медленном окислении фосфора или недостатке кислорода. Это твердое вещество белого цвета, плавится при 23,8^оС. Это кислотный оксид, при растворении в воде образует фосфористую кислоту Н₃РО₃. И фосфористая кислота и оксидфосфора (III) легко окисляются кислородом воздуха.

P₂O₅ - оксид фосфора (V), образуется при горении фосфора. Это твердое белое вещество, жадно впитывающее в себя воду. При этом образуется метафосфорная кислота, а затем ортофосфорная. Т.е. оксид фосфора это кислотный оксид. Он может взаимодействовать со щелочами и основными оксидами.

P₂O₅ + Н₂О → НРО₃ – метафосфорная кислота, ее соли метафосфаты. Ядовиты, входят в составы используемые для смягчения воды (СМС, вода в системах отопления…). В растворах с течением времени происходит реакция: НРО₃+ Н₂О → Н₃РО₄ , поэтому немного упрощая можно считать что в растворах существует фосфорная кислота и ее соли.

P₂O₅ +NaOH → Na₃PO₄ + Н₂О

P₂O₅ +CaO → Ca₃(PO₄)₂

Опыт 4. Свойства фосфора.

Какие аллотропические модификации фосфора вам известны? Рассмотрите эти модификации на видео. Опишите их физические свойства. Поясните их с точки зрения строения вещества. Как доказать, что это не разные вещества, а разные аллотропические модификации одного простого вещества? Почему фосфор имеет очень низкую температуру кипения? Внимательно наблюдайте за взаимодействием фосфора с другими веществами (видео). Напишите уравнения взаимодействия фосфора со следующими веществами: а) кислородом; б) магнием; в) хлором. Расставьте в уравнениях степени окисления и определите, какую роль играет сера в этих реакциях? Сделайте вывод о химической активности и окислительных свойствах серы.

Опыт 5. Получение и свойства фосфорной кислоты.

Посмотрите видео. К полученным при сжигании фосфора в кислороде белым кристаллам оксида фосфора добавили немного воды. Что наблюдали? Какими свойствами обладает полученный раствор? О чем это говорит? Запишите реакции взаимодействия оксида с водой и кислоты с гидроксидом натрия. Какую реакцию можно использовать как качественную для фосфат-ионов? Посмотрите опыт, запишите уравнение.

Домашнее задание. Прочитайте теорию, выполните упражнения, проверьте свои знания с помощью тестов.

Упр.1. Записать схему строения, электронную и графическую формулу фосфора. Верно ли утверждение, что фосфор – типичный неметалл? Почему? Какова возможная валентность фосфора в его соединениях? Почему? Приведите примеры таких соединений. Какова минимальная и максимальная степень окисления фосфора? Почему? Приведите примеры таких соединений.

Упр.№2. Напишите уравнения взаимодействия раствора азотной кислоты со следующими веществами: оксид железа (III), гидроксид кальция, цинк. Какая из этих реакций относится к ОВР? Определите в ней окислитель и восстановитель. Какая из реакций относится к реакциям нейтрализации? Запишите ионные уравнения для нее.

Упр.3.Напишите уравнения взаимодействия азота со следующими веществами:

1 вар. магний, калий, кислород.

2 вар. водород, цинк, иодом.

Укажите условия этих реакций. Поставьте степени окисления элементов. Какие свойства: окислителя или восстановителя проявляет азот в этих реакциях? Сделайте вывод о химической активности и окислительных свойствах хлора.

Упр.4. Фосфор, как и другие химические элементы, в природе находится в постоянном «движении», т.е. одни соединения фосфора превращаются в другие. Эти превращения называют биогенной миграцией или кругооборотом элементов в природе. В этом процессе активное участие принимают живые организмы. Почему в сельском хозяйстве необходимо использовать минеральные удобрения? Почему важнейшие минеральные удобрения: азотные и фосфорные?

Упр.5 Закончите уравнения реакций. Какая из них относится к реакциям нейтрализации? Напишите для нее ионные уравнения:

а) HNО₃ + BaO →

б) H₂O + P₂O₅→

в) NaOH + H₃PO₄→

г) H₃PO₄ + ZnO →

Упр.№ 6. Назовите эти вещества. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения? Запишите уравнения этих реакций.

А) N₂ → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ →NaNO₃

Б) NH₃ → NH₄Cl → NH₃ → (NH₄)₂ SO₄ → NH₄ NO₃ → N₂O

А) P → P₂O₅ → H₃PO₄→ K₃PO₄→ Ba₃(PO₄)₂→ BaHPO₄

Упр. №7. Как азотная кислота взаимодействует с металлами? Запишите уравнения возможных реакций:

а) раствор азотной кислоты с магнием;

б) раствор азотной кислоты с ртутью;

в) концентрированная азотная кислота с серебром;

г) концентрированная азотная кислота с цинком.

Обозначьте степени окисления, определите окислитель и восстановитель.

Упр.№8. С какими из соединений будет взаимодействовать аммиак? Почему? Дайте объяснения с т.з. строения вещества. Запишите уравнения возможных реакций. а) азотная кислота; б) кислород; в) серная кислота г) магний д) оксид цинка.

Упр.№9. Напишите уравнения взаимодействия раствора фосфорной кислоты со следующими веществами: оксид хрома (III), гидроксид натрия, магний. Какая из этих реакций относится к ОВР? Определите в ней окислитель и восстановитель. Какая из реакций относится к реакциям нейтрализации? Запишите ионные уравнения для нее.

Упр.№10. Как определить в растворах фосфорную кислоту и ее соли? Запишите соответствующие уравнения. Для чего в основном используют соли фосфорной кислоты?

Тесты Азот и его соединения

вопрос	А	Б	В	Г
1. У азота на внешнем энергетическом уровне находятся	5 е-	7е-	6е-	2е-
2. Для азота в сложных веществах наиболее характерны степени окисления	+4 и -2	+5 и -3	+4 и +5	-3 и +6
3. Азот проявляет максимальную степень окисления в кислоте	H2NO4	HNO3	H3N	HNO2
4. Какое из соединений азота называют нашатырь	HNO3	NH3	NaNO3	NH4Cl
5. Азотная кислота не взаимодействует с	Zn	Hg	Au	Fe
6. Какой ион дает качественную реакцию на ион аммония	OH-	Cl-	SO42-	H+
7. При взаимодействии меди с азотной кислотой может образоваться	водород	аммиак	азот	бурый газ
8. Окислительная активность в ряду N2→ P →As→Sb	Не изменяется	уменьшается	увеличивается	Изменяется периодически
9. ZnO + HNO3 →	CuNO3	ZnNO3 + H2	Zn(NO3)2 + H2O	ZnNO3 + H2O
10. Какое вещество получится при взаимодействии азота с магнием	нитрат магния	нитрид магния	хлорид магния	нитрит меди
11. Какие характерные физические свойства имеет аммиак	Газ с характерным запахом, очень хорошо растворимый в воде	Газ бурого цвета, с характерным запахом, растворимый в воде	Бесцветная жидкость с характерным запахом	Бесцветный газ практически нерастворимый в воде
12. Какой признак качественной реакции на ион аммония	Желтый осадок	Появление характерного запаха	Появление пузырьков газа	Белый осадок
13. Почему в химических реакциях аммиак всегда играет роль восстановителя	Потому что это химически активное вещество	Потому что он растворяется в воде	Потому что элемент азот в аммиаке имеет минимальную степень окисления	Потому что элемент азот в аммиаке имеет максимальную степень окисления
14. Аммиак проявляет основные свойства потому что	у атома азота есть неподеленная пара электронов	потому что азот в аммиаке имеет минимальную степень окисления	он хорошо растворяется в воде	он может взаимодействовать с кислотами
15. Какими свойствами обладает бурый газ	Кислотный оксид, очень сильный восстановитель	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO2	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO2и HNO3	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO3
16. При растворении этого оксида в воде образуется азотная кислота	NO4	NO2	NО	N2O
17. при растворении аммиака в воде реакция среды будет	кислая	нейтральная	щелочная	соленая
18. Равновесие в реакции N2 +3H2 ↔ 2NH3 при понижении давления	сместится в сторону исходных веществ	сместиться в сторону продуктов реакции	не сместится	не протекает
19. При термическом разложении натриевой селитры образуются газы	О2	NO2 и О2	NО и NO2	N2O и О2
20. При термическом разложении нашатыря образуется	Аммиак и вода	Аммиак и бурый газ	Аммиак и хлороводород	Азот, водород и хлор

Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент.

2. Азот как простое вещество.

3. Аммиак.

4. Соли аммония.

5. Оксиды азота.

6. Азотная кислота и ее соли.

7. Кругооборот азота в природе.

8. Фосфор как химический элемент.

9. Фосфор как простое вещество.

10. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

11. Оксиды фосфора.

12. Фосфорная кислота и ее соли.

13. Кругооборот фосфора в природе.

1. Азот (Нитроген) как химический элемент. Положение в ПС: №7, 2 период, 5 группа, главная подгруппа, А_r = 14. Состав атома: 7p, 7e^-, 7n. Заряд ядра +7, два электронных слоя: 2e^-, 5e^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p³.

На внешнем слое 5 электронов, слой не завершён, но близок к завершению, радиус атома маленький (всего два слоя) => высокая ЭО, азот типичный неметалл. Три e^- неспаренные, характерная валентность (III), но наличие не поделенной пары электронов делает возможным образование еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Т.е. максимальная валентность азота равна четырем. Характерна отрицательная степень окисления -3, положительные степени окисления проявляют в соединениях с кислородом и фтором (+1, +2, +3, +4, +5).

Распространение в природе: 0,04% по массе на Земле. Встречается в свободном состоянии (в виде простого вещества в воздухе (78% по объему)); неорганических минералов практически не образует, известны только чилийская селитра (NaNO₃) и индийская селитра (КNO₃). Органоген, содержание в организме человека 3,1% по массе, входит в состав всех белков, нуклеиновых кислот и некоторых липидов.

2. Азот как простое вещество. Строение молекулы: N₂

Химическая связь ковалентная неполярная, очень прочная, т.к. образована тремя парами электронов. Даже при 3000^оС распадается одна из тысячи молекул.

Физические свойства: Газ, без цвета, запаха и вкуса. Температура кипения -196^оС, плавления -210^оС. Плохо растворим в воде и органических растворителях. Немного легче воздуха.

Химические свойства: Инертен (химически малоактивен). Типичный неметалл, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом

N₂ + Mg Mg₃N₂ – нитрид магния (при нагревании)

N₂ + Li → Li₃N – нитрид лития (при н.у.)

N₂ + H₂↔ NH₃ – аммиак (температура 500^оС, повышенное давление, катализатор платина):

Как восстановитель взаимодействует с кислородом:

N₂ + O₂→ NO – оксид азота (II) (температура более 3000^оС, электрический разряд)

Получение:

1) в промышленности из воздуха (фракционная перегонка);

2) в лаборатории чаще всего термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + H₂O

Применение:

1) газообразный азот используют для создания инертной атмосферы (плавление металлов, перекачка топлива, электрические лампы…);

2) жидкий азот в криогенной технике для создания низких температур (медицина – кожные заболевания, хранение органов и тканей, пищевая промышленность – продукты глубокой заморозки, техника – холодильники, явления сверхпроводимости и сверхтекучести…);

3) для получения аммиака, а из него всех азотсодержащих неорганических и органических веществ.

3. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Форма молекулы – пирамида треугольная, связи ковалентные полярные, электронная плотность смещена к азоту, у азота неподеленная пара электронов, высокая ЭО => молекула аммиака является диполем, т.е. полярная. Между молекулами существует достаточно сильное взаимодействие, водородные связи.

Физические свойства: При н.у. – газ, бесцветный, с резким характерным запахом. Температура кипения 33,5^оС ниже нуля, температура плавления минус 78^оС. При повышенном давлении легко сжижается, при испарении поглощает много тепла. Очень хорошо растворим в воде (при 20^оС в 1л растворяется 700 л аммиака, насыщенный раствор имеет массовую долю аммиака 25%) и органических растворителях. Намного легче воздуха. Физиологическое действие: раздражает слизистые, вызывает отек, раздражает рецепторы верхних дыхательных путей, оказывает возбуждающее действие на ЦНС.

Химические свойства:

1) Аммиак проявляет свойства оснований. Неподеленная пара электронов азота и его высокая ЭО приводит к тому, что молекула аммиака может присоединить протон. Эта частица имеет вакантную орбиталь и образует с азотом ковалентную полярную связь по донорно-акцепторному механизму.
Поэтому при взаимодействии с водой (растворении) происходит процесс:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- и в растворе появляется избыток ионов гидроксила, т.е. щелочная среда. Раствор аммиака в воде является щелочью, т.е. растворимым основанием. Но это слабый электролит, равновесие смещено в сторону молекул аммиака (К_д = 10^-5). Водный раствор аммиака называют иногда гидроксидом аммония, это слабое и нестойкое основание, оно существует только в растворе, поэтому формулу [NH₄OH] пишут в квадратных скобках, имея в виду ее условность. Но не только раствор аммиака, но и сам аммиак может давать реакции характерные для оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами, и при этом образуются соли.

NH₃ + HCl ↔ NH₄Cl – хлорид аммония

NH₃ + HNO₃ ↔ NH₄NO₃…

2) Аммиак в ОВР всегда ведет себя как восстановитель (азот в нем находится в самой низкой для него с.о.). Наиболее важные реакции такого типа — это взаимодействие с кислородом и восстановление оксидов металлов.

А) NH₃ + O₂→ N₂ + H₂O – горение

Б) NH₃ + O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление, Pt

В) NH₃ + CuO→ N₂ + H₂O + Cu

Г) NH₃ + Fe₂O₃ → N₂ + H₂O + Fe

Получение:

1) в промышленности – синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂↔ 2NH₃ + Q – эта реакция обратимая, экзотермическая, гомогенная

Оптимальные условия процесса (по принципу Ле Шателье):

А) 4 моль ↔ 2 моль, т.е. в прямой реакции давление уменьшается, в обратной – увеличивается => необходимо повысить давление, чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака;

Б) прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая, значит нельзя использовать очень высокую температуру, чтобы равновесие не сместилось к простым веществам, но чтобы скорость реакции была достаточно большой надо повысить температуру хотя бы до 450-500^оС;

В) эта реакция каталитическая и протекает только в присутствии катализатора, идеально – платины, но чаще используют губчатое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Основные принципы производства аммиака:

- принцип теплообмена;

- принцип циркуляции.

Применение:

1) жидкий аммиак как хладагент в холодильниках;

2) водный раствор аммиака:

- 10% раствор называют «нашатырным спиртом» и используют в медицине (потеря сознания, алкогольное отравление, обработка рук и инструмента, стеклянной посуды…), в домашнем хозяйстве (стирка, мытье окон, выведение пятен, чистка ковров, ювелирных изделий…);

- разбавленный раствор – как азотное удобрение;

3) аммиак – сырье для получения минеральных удобрений (карбамид, аммиачная селитра и т.д.), анилина (красители, нитробензол, лаки, краски, ВВ и т.д.), азотной кислоты и ее солей, соды и т.д. Именно с этого вещества начинается получение ВСЕХ органических и неорганических соединений, которые использует человек.

4. Соли аммония.

Ион NH₄⁺ ведет себя как ионы К⁺ или Na⁺, т.е. образует соли, хорошо растворимые в воде, сильные электролиты. Например: (NH₄)₂SO₄↔ 2NH₄⁺ + SO₄^2-

Соли аммония нестойкие, разлагаются при нагревании, продукты разложения могут быть разными, в зависимости от природы аниона и температуры. Например:

1) NH₄Cl ↔ NH₃↑+ HCl ↑, при незначительном нагревании;

2) NH₄NO₃ →N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

Ион аммония в растворе можно определить по запаху образующегося аммиака, если добавить в раствор щелочь и нагреть (качественная реакция):

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑+H₂O + NaCl

Получают соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами (см. выше).

Применение:

1) минеральные удобрения: аммиачная селитра – нитрат аммония NH₄NO₃, сульфат аммония - (NH₄)₂SO₄, и аммофос – смесь фосфата и гидрофосфатов аммония, смесь нитрата и фосфата калия - нитрофоска и т.д. Последние два вида удобрений называют сложными, потому что они содержат несколько питательных элементов.

2) NH₄Cl под названием «нашатырь» используют для пайки и лужения металлов, для крашения тканей, в гальванических элементах.

3) NH₄NO₃