Нітроген і фосфор

16

Реферат

з хімії

Нітроген і Фосфор



План

І) Загальна характеристика Нітрогену і Фосфору: положення в періодичній системі, будова атомів

ІІ) Алотропні модифікації Фосфору

ІІІ) Хімічні властивості азоту і фосфору

ІV) Основні сполуки Нітрогену і Фосфору: оксиди, амоніак, солі амонію, нітратна і фосфатна кислота



І) Загальна характеристика Нітрогену і Фосфору: положення в періодичній системі, будова атомів

Елементи Нітроген і Фосфор розташовані в V групі Періодичної системи, Нітроген у 2-му періоді, Фосфор -- у 3-му.

Електронна конфігурація атома Нітрогену:

Валентність Нітрогену: III і IV, ступінь окиснення в сполуках: від -3 до +5.

Будова молекули азоту:N-N ,N=N .

Електронна конфігурація атома Фосфору:

Електронна конфігурація атома Фосфору в збудженому стані:

Валентність Фосфору: III і V, ступінь окиснення в сполуках: -3, 0, +3, +5.

Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку й запаху, небагато легший за повітря г/моль, г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення -210 °С, кипіння -196 °С.

Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.

Поширення Нітрогену в природі. Нітроген у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту . У повітрі об'ємна частка азоту складає 78,1 %, масова -- 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в ґрунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах.

Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв'язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких Фосфор -- життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).

Одержання азоту й фосфору.

Азот одержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має найнижчу температуру кипіння з усіх атмосферних газів, із рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту:

Фосфор одержують з апатитів чи фосфоритів при прожарюванні їх із коксом і піском за температури

Хімічні властивості азоту.

1) Взаємодія з металами. Речовини, що утворюються в результаті цих реакцій, називаються нітридами.

За кімнатної температури азот реагує тільки з літієм:



З іншими металами азот реагує за високих температур:

-- алюміній нітрид

2) Взаємодія з неметалами.

Із воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску і температури:

-- амоніак

За дуже високих температур (близько )азот реагує з киснем:

-- нітроген(ІІ) оксид

Хімічні властивості фосфору.

1) Взаємодія з металами.

При нагріванні фосфор реагує з металами:

-- кальцій фосфід

2) Взаємодія з неметалами.

Білий фосфор самозаймається, а червоний горить при підпалюванні:

-- фосфор(V) оксид



За недостачі кисню утворюється фосфор(ІІІ) оксид (дуже отруйна речовина):

Взаємодія з галогенами:

Взаємодія із сіркою:

ІІ) Алотропні модифікації Фосфору

Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.

Поширення Нітрогену в природі. Нітроген у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту . У повітрі об'ємна частка азоту складає 78,1 %, масова -- 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в ґрунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах.

Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв'язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких . Фосфор -- життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).



ІІІ) Хімічні властивості азоту і фосфору

Фосфор уперше добули у вільному стані у вигляді схожої на віск маси, що світиться в темряві. Звідси й походить назва цього елемента («фосфор» у перекладі з грецької -- «світлоносний»).

У вільному стані фосфор утворює кілька алотропних видозмін. Атом фосфору, як і атом азоту, може утворювати три ковалентних зв'язки. Але в молекулі азоту обидва атоми витрачають всі три зв'язки на зв'язування одного з одним, а в усіх алотропних видозмінах фосфору атоми зв'язані попарно тільки одним зв'язком. Якщо один атом фосфору приєднує до себе таким чином три інших, то утворюється проста молекула з чотирьох атомів, кожний з яких зв'язаний ковалентним зв'язком з трьома іншими. Форма молекули -- тетраедр.

З таких молекул складається білий фосфор. Його кристалічна решітка молекулярна, складається з молекул, слабо зв'язаних міжмолекулярними силами. Тому білий фосфор, як і інші речовини з молекулярною решіткою, легко плавиться і леткий. У воді він майже не розчиняється, але добре розчиняється в багатьох органічних розчинниках. Білий фосфор отруйний.

Від помірного нагрівання при дуже високому тиску (що перевищує більш як у 1200 раз атмосферний) білий фосфор переходить у чорний, який має атомну шарувату кристалічну решітку. Чорний фосфор характеризується найменшою реакційною здатністю порівняно з іншими видозмінами фосфору.

На світлі чи від слабкого нагрівання без доступу повітря білий фосфор перетворюється в порошок червоно-бурого кольору (червоний фосфор). Червоний фосфор нелеткий і не розчиняється у воді та органічних розчинниках. Він не отруйний. Від сильного нагрівання без доступу повітря червоний фосфор знову перетворюється в білий фосфор. Це перетворення можна спостерігати, ледь тернувши в темряві сірником об коробку, щоб він не запалився. На мить головка сірника залишить на коробці світлий слід -- це світиться білий фосфор.

Фосфор відповідно до місця в періодичній таблиці більш електронегативний, ніж метали та водень, і менш електронегативний, ніж неметали, розміщені в періодичній таблиці далі справа і вище від нього. З металами фосфор сполучається, утворюючи фосфіди, наприклад фосфід магнію Mg₃P₂. У цій та аналогічній сполуках фосфор проявляє ступінь окислення --3.

Радіус атома фосфору більший за радіус атома азоту. Тому атом фосфору гірше удержує свої валентні електрони і слабше притягує електрони, яких йому не вистачає для завершення зовнішнього шару. Внаслідок цього кисневі сполуки фосфору міцніші від кисневих сполук азоту, а сполука з воднем навпаки, не така міцна, як сполука азоту -- аміак.

Фосфороводень (фосфін) РН₃ настільки неміцна сполука, що, на відміну від аміаку, її не можна добути прямим сполученням фосфору з воднем. Леткі сполуки фосфору з воднем, що утворюються від гниття органічних решток, здатні самозайматися на повітрі. Це є причиною рідкісного природного явища -- «блукаючих вогнів», що породило марновірство про душі померлих, які виходять з могил.

Найхарактернішими для фосфору є сполуки, в яких він проявляє ступінь окислення +5. Взаємодіючи з киснем, фосфор горить сліпучим полум'ям і утворює твердий вищий оксид Р₂О₅ у вигляді білого диму:

Червоний фосфор займається тільки від підпалювання. Білий фосфор окислюється на повітрі вже при звичайній температурі, при цьому він світиться. Світіння білого фосфору під час повільного окислення -- приклад прямого перетворення частини енергії окислення у світлове випромінювання.

Суміш червоного фосфору з бертолетовою сіллю КСl0₃ займається з вибухом навіть від найменшого тертя або натискання:

(Розставте коефіцієнти).

Цю хімічну реакцію ви здійснюєте щоразу, коли запалюєте сірник. Бертолетова сіль у суміші, наприклад, із сіркою як пальним є в головці сірника, а червоний фосфор -- на бічній стінці коробки, об яку чиркають сірником. Так за допомогою червоного фосфору вдалося розв'язати проблему виготовлення безпечних і зручних у користуванні сірників.

Кисневмісні сполуки фосфору.

Від згоряння фосфору утворюється густий білий дим, що осідає на стінках посудини у вигляді білого порошку. Це оксид фосфору (V) P₂О₅. Уливши в посудину води і збовтавши її, дістанемо спочатку каламутну рідину. Але незабаром каламуть зникає і утворюється прозорий розчин, що забарвлює фіолетовий лакмус у червоний колір. Реакція приєднання води до оксиду фосфору (V) відбувається в кілька стадій.

Спочатку до молекул оксиду вмить приєднуються молекули води й утворюється метафосфорна кислота. Спрощене рівняння реакції має такий вигляд:

P₂O₅+H₂O=2HPO₃

З часом до метафосфорної кислоти ще приєднуються молекули води, в результаті чого утворюється ортофосфорна кислота, яку часто називають просто фосфорною. Дістанемо таке спрощене рівняння реакції:

HPO₃+H₂O=H₃PO₄

Оксид фосфору (V) енергійно приєднує не тільки рідку воду, а й її пару. Тому в лабораторії його застосовують для осушування газів.

Фосфорна кислота Н₃РO₄ -- тверда речовина, яка добре розчиняється у воді. На відміну від азотної фосфорна кислота нелетка.

Під час дисоціації за першим ступенем (з утворенням дигідрофосфатіонів Н₃РО₄^-) фосфорна кислота поводиться як кислота середньої сили. При дисоціації багатоосновних кислот кожний наступний іон водню відщеплюється гірше, ніж попередній, бо збільшується заряд аніона, притягання якого іонові водню доводиться переборювати. Тому розчини трьохосновної фосфорної кислоти поряд з нерозщепленими молекулами Н₃РO₄ містять багато дигідрофосфат-іонів Н₃РО₄^-, мало моногідрофосфат-іонів НРО і дуже мало фосфат-іонів РО.

Фосфорна кислота взаємодіє тільки з металами, розміщеними в електрохімічному ряді напруг металів уліво від водню, її середні солі називаються фосфатами. Залежно від кількості основи, добавленої до розчину фосфорної кислоти, в її молекулах, можуть заміститися металом один, два або всі три атоми водню:

H₃PO₄+NaOH=NaH₂PO₄+H₂O

H₃PO₄+2NaOH=Na₂HPO₄+2H₂O

H₃PO₄+3NaOH=Na₃PO₄+3H₂O

Тому з тим самим металом фосфорна кислота може утворювати три різні щодо складу і властивостей солі. Якщо в молекулах фосфорної кислоти замістився металом тільки один атом водню, а кислотний залишок -- одновалентний аніон Н2РО, то сіль називається дигідрофосфатом («ди» -- два, що показує кількість незаміщених атомів водню). Якщо в молекулах кислоти замістились металом два атоми водню й кислотний залишок -- двовалентний аніон НРО, то сіль називається гідрофосфатом. А якщо три атоми водню заміщені металом, то сіль називається просто фосфатом. Наведемо приклади таких солей:

дигідрофосфати: NaH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂, NH₄H₂PO₄;

гідрофосфати: Na₂HPO₄, CaHPO₄, (NH₄)₂HPO₄;

фосфати: Na₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂

Дигідрофосфати металів добре розчиняються у воді. Фосфати не розчиняються у воді, за винятком фосфатів натрію, калію і важчих лужних металів. Гідрофосфати щодо розчинності займають проміжне місце між дигідрофосфатами і фосфатами. Усі нерозчинні у воді фосфати розчиняються, якщо долити сильних кислот, оскільки вони переходять у кислі солі -- дигідрофосфати, наприклад:

Ca₃(PO₄)₂+4HNO₃=Ca(H₂PO₄)₂+2Ca(NO₃)₂

або в скороченій формі:

Ca₃(PO₄)₂+4H⁺=3Ca²++2H₂PO

Реактивом на іони PO є нітрат срібла. Коли добавити його до розчину, в якому є ці іони, утворюється осад фосфату срібла:

PO+3Ag⁺=Ag₃PO₄

Фосфат срібла жовтого кольору і, як усі фосфати, розчиняється, коли добавити розчину кислоти.

Фосфати, що виробляє промисловість, використовують як фосфорні добрива, кормові добавки, застосовують для виробництва миючих засобів тощо.



ІV) Основні сполуки Нітрогену і Фосфору: оксиди, амоніак, солі амонію, нітратна і фосфатна кислота

Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: ; NO; ; ; ; .

Усі нітроген оксиди отруйні. Оксид має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси й назва -- «звеселяючий газ». Оксид подразнює дихальні шляхи і слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він потрапляє в атмосферу у вигляді «лисячого хвоста» -- червоно-брунатного забарвлення.

Фосфор оксиди: і . Фосфор(V) оксид -- найбільш стабільний оксид за звичайних умов.

Одержання нітроген оксидів і фосфор оксидів.

При безпосередньому сполученні молекулярних азоту й кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид:

Інші оксиди одержують непрямим шляхом.

Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря:

Хімічні властивості нітроген оксидів.

1) -- окисник, може підтримувати горіння

Не реагує з водою і лугами.

2) NO -- легко окиснюється:

Не реагує з водою і лугами.

3) -- кислотний оксид:

4) -- сильний окисник, кислотний оксид:

У присутності надлишку кисню:

Димеризується, утворюючи оксид -- безбарвну рідину: Реакція оборотна. При -11 °С рівновагу практично зміщено в бік утворення , а при 140 °С -- у бік утворення.

5) -- кислотний оксид:

Хімічні властивості фосфор(V) оксиду. Фосфоровмісні кислоти.

-- типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-, орто- і двофосфатна. При розчиненні 16

у воді спершу утворюється метафосфатна кислота:

При тривалому кип'ятінні з водою -- ортофосфатна кислота:



При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:

Амоніак

Молекулярна формула амоніаку:

Електронна формула:

Структурна формула:

Фізичні властивості амоніаку. Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже у два рази легший за повітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння , температура плавління . Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при в 1 об'ємі води розчиняється до 700 об'ємів амоніаку, при -- 1200 об'ємів.

Одержання амоніаку.

1) Амоніак у лабораторії одержують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) і амоній хлориду (нашатирю):

2) Амоніак у промисловості одержують із простих речовин -- азоту й водню:



Хімічні властивості амоніаку. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості.

1) Горіння в атмосфері чистого кисню чи в підігрітому повітрі:

2) Окиснення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розпечена платина):

3) Оборотна взаємодія з водою:

Наявність йонів бумовлює лужне середовище розчину амоніаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна вода. Йони амонію існують тільки в розчині. Виділити амоній гідроксид як самостійну сполуку неможливо.

4) Відновлення металів з їхніх оксидів:

5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція з'єднання):

-- амоній нітрат.

Застосування амоніаку. Велика кількість амоніаку витрачається на одержання нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні й наступному випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках. Водні розчини амоніаку використовують як нітратні добрива.

Солі амонію

Солі амонію -- це солі, що містять як катіон групу Наприклад, -- амоній хлорид, -- амоній нітрат, -- амоній сульфат.

Нітратна й фосфатна кислоти

Фізичні властивості ортофосфатної (фосфатної) кислоти. За звичайних умов -- тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плавлення +42,3 . У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв'язків. Цим зумовлена підвищена в'язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин -- електроліт середньої сили.

Фізичні властивості нітратної кислоти. Безводна (100%-на) кислота -- безбарвна рідина, що сильно пахне, температура кипіння . У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір, внаслідок розкладання та утворення вищих нітроген оксидів, у тому числі й бурого газу . Добре змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.

Нітрати.

Солі нітратної кислоти -- нітрати. Це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні. Натрій, Калій, Кальцій і амоній нітрати називають також селітрами. Хімічні властивості нітратів. Нітрати мають хімічні властивості, які є типовими для солей (взаємодія з кислотами, солями, основами). Характерним є розклад при нагріванні. Продукти розкладу визначаються місцем металу в електрохімічному ряді напруг.

Фосфати.

Солі фосфатної кислоти -- фосфати. Ортофосфатна кислота -- триосновна кислота, тому вона утворює три ряди солей: середні -- фосфати і два ряди кислих солей -- гідрофосфати і дигідрофосфати . Кислі солі розчиняються у воді краще, ніж середні.

Хімічні властивості фосфатів. Фосфати мають усі типові хімічні властивості солей. Характерними для них є переходи від дигідро- до гідрофосфатів і фосфатів.

Кислі солі, до складу яких входять атоми Гідрогену, утворюються при надлишку кислоти в реакційній суміші.

Якісною реакцією на фосфат-йон є взаємодія досліджуваної солі з аргентум нітратом. При цьому випадає жовтий осад :

.