Урок 24 Общая характеристика подгруппы азота
Скачать 184.95 Kb.
|
| Урок 24 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
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
Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения
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: 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 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 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
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, Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2O 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 И ЕГО СОЕДИНЕНИЯФосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается. Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3 Важнейшие аллотропные модификацииБелый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится. Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения. Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив. ПолучениеКрасный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи) Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –t° 3CaSiO3 + 5CO + 2P Химические свойства.1. Реакции с кислородом: 4P0 + 5O2 –t° 2P2+5O5 (при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 –t° 2P2+3O3 2. С галогенами и серой: 2P + 3Cl2 :→2PCl3 2P + 5Cl2 :→ 2PCl5 2P + 5S –t° P2S5 3. С азотной кислотой: 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O:→ 3H3P+5O4 + 5N+2O 4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3: 2P0 + 3Mg :→ Mg3P2- (фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O :→ 3Mg(OH)2 + 2PH3(фосфин)) 3Li + P :→Li3P-3 5. Со щелочью: 4P + 3NaOH + 3H2O :→ PH3 + 3NaH2PO2 В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования. Соединения фосфораP-3H3 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С ПолучениеФосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина: Ca3P2 + 6HCl :→ 3CaCl2 + 2PH3 Ca3P2-3 + 6H2O:→ 3Ca(OH)2+ 2P-3H3 Химические свойства.1) Разлагается при нагревании: 2PH3 –t° 2P + 3H2 2) Проявляет слабые основные свойства: PH3 + HI :→ [PH4]+I- йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония. 3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота H3PO3 ПолучениеОкисление фосфора при недостатке кислорода 4P + 3O2 :→ 2P2O3 Химические свойства1. Все свойства кислотных оксидов. P2O3 + 3H2O :→2H3PO3 2. Сильный восстановитель O2+ P2+3O3 :→ P2+5O5 P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение4P + 5O2 :→ 2P2O5 Химические свойстваВсе химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами1) P2O5 + H2O :→2HPO3(метафосфорная кислота) P2O5 + 2H2O :→ H4P2O7(пирофосфорная кислота) P2O5 + 3H2O :→ 2H3PO4(ортофосфорная кислота) 2) P2O5 + 3BaO :→ Ba3(PO4)2 3) P2O5 + 6KOH :→2K3PO4+ 3H2O P2O5 - сильное водоотнимающее средство: 4) P2O5+ 2HNO3 :→2HPO3 + N2O5 HP+5O3 Метафосфорная кислота. ПолучениеP2O5+ H2O :→ 2HPO4 Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия) Химические свойстваХарактерны все свойства кислот. H3P+5O3 Фосфористая кислота Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде. ПолучениеPCl3+ 3H2O :→ H3PO3+ 3HCl Химические свойства1) Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): H3PO3+ 2NaOH:→ Na2HPO3+ 2H2O 2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин: 4H3PO3 :→3H3PO4+ PH3 3) Восстановительные свойства: H3PO3+ HgCl2+ H2O :→ H3PO4+ Hg + 2HCl H3P+5O4 Ортофосфорная кислота. Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3. Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH2PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4). Получение1)P2O5+ 3H2O :→2H3PO4 Промышленный способ: 2) Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) :→ 2H3PO4+ 3CaSO4 3) 3P + 5HNO3+ 2H2O :→3H3PO4+ 5NO Химические свойстваДля ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту. 2H3PO4 –t° H4P2O7 + H2O Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43- 3Ag+ + PO43- :→ Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок) Фосфорные удобренияФосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты. Фосфоритная мукаПолучают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca3(PO4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах. При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 ® Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 (Ca(H2PO4)2 простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм)) Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 :→ 3Ca(H2PO4)2(двойной суперфосфат Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат: H3PO4 + Ca(OH)2 :→ CaHPO4 • 2H2O Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – NH4H2PO4 + NH4NO3; аммофоска – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 + KCl. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Добавить документ в свой блог или на сайт
Похожие:
 | Уроках химии Шенгелия Ольга Ивановна моу сош №71 Тема: «Общая характеристика... Выработать умение характеризовать элементы первой группы главной подгруппы таблицы Д. И. Менделеева | | Урока. Орг момент Тема: Общая характеристика подгруппы кислорода и их простых веществ. Кислород и озон |
| Урок Современное российское право Раздел Урок 11. Общая характеристика Конституции Российской Федерации Урок 12. Основы конституционного строя | | Урок 7 класс Тема: Подтип Черепные. Общая характеристика. Надкласс... Задачи: раскрыть особенности строения представителей подтипа Черепные, или Позвоночные; особенности строения представителей надкласса... |
| Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Цель: рассмотреть генетическую связь соединений азота, охарактеризовать положение азота в таблице Менделеева, рассмотреть состав... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Урок 1-й. Урок – лекция «Эвенки Забайкалья: общая характеристика. Традиционное жилище эвенков» |
 | Курс 1 и 2 подгруппы (прием 2008 г.) Сессия с 16. 09 по 29. 09. 2013 года Ценообразование Калькуляция себестоимости и её использование в практике ценообразования. Характеристика статей калькуляции | | Рефератов по дисциплине «экология» Искусственное загрязнение. Оксиды азота. Методы снижения образования оксидов азота |
| Урок по теме "Водород. Общая характеристика, нахождение в природе,... Тема и номер урока в теме: Какой бывает вода? (десятый урок в разделе «Родная природа») | | Характеристика учителей по категориям Общая характеристика Муниципального общеобразовательного учреждения Мостовинской средней общеобразовательной школы |
| 2. Характеристика профессиональной деятельности выпускника ооп бакалавриата 7 Общая характеристика вузовской основной образовательной программы высшего профессионального образования (бакалавриат) 5 | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Общая характеристика и особенности внешнего строения млекопитающих (§ 55). Урок 1/56 |
| § 25. Водород, его общая характеристика и нахождение в природе Тема и номер урока в теме: Какой бывает вода? (десятый урок в разделе «Родная природа») | | Домашние задания для городских учащихся 6 класса 2й подгруппы по русскому языку ... |
| Основная образовательная программа 4 Нормативные документы для разработки... Общая характеристика основной образовательной программы высшего профессионального образования 5 | | Экзаменационные вопросы по дендрологии фитоценоз, его характерные... Общая характеристика семейства Маслинные. Морфо-экологическая характеристика и хозяйственное значение важнейших родов и видов |
