Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор

⚡ 👉🏻👉🏻👉🏻 ИНФОРМАЦИЯ ДОСТУПНА ЗДЕСЬ ЖМИТЕ 👈🏻👈🏻👈🏻

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 – ns 2
np 3
. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.
С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH 3
. Молекулы RH 3
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 R 2
O 3
и R 2
O 5
. Оксидам соответствуют кислоты HRO 2
и HRO 3
(и ортокислоты H 3
RO 4
, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N 2
O 3
– кислотный оксид; P 4
O 6
– слабокислотный оксид; As 2
O 3
– амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb 2
O 3
- амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi 2
o 3
– основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R 2
O 3
и R 2
O 5
уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH 3
от NH 3
к BiH 3
, 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 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 (t кип
азота -195,8 о
С, кислорода -183 о
С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:
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 2000 о
С. 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:
C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды:
3Сa + N 2
= Ca 3
N 2
2Al + N 2
= 2AlN
С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур
При температуре электрической дуги (3000-4000 о
С) азот соединяется с кислородом:
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:
2NH 4
Cl + Ca (OH) 2
= CaCl 2
+ 2NH 3
+ 2H 2
O
Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая:
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 NH 4
+
снова образуются молекулы NH 3
и H 2
O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением.
NH 3
+ H 2
O NH 3
.
H 2
ONH 4
+
+ OH —

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH 3
, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH 4
OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH 4
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:
В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:
Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена:
Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3Cu +2
O + 2N —3
H 3
= 3Cu 0
+ N 2
0
+ 3H 2
O
Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:
NH 3
+ KMnO 4
= N 2
+ H 2
O + MnO 2
+KOH
Добавление аммиака изменяет цвет раствора:
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:
Связь между ионами NH 4
и Cl ионная, в ионе NH 4
четыре связи ковалентные, причём три из них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.
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:
NH 3
.
H 2
O + HNO 3
= NH 4
NO 3
+ H 2
O
Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:
(NH 4
)Cl + NaOH = NaCl + H 2
O + NH 3

2NH 4
Cl + H 2
SO 4
= (NH 4
) 2
SO 4
+ 2HCl
(NH 4
) 2
SO 4
+ BaCl 2
= 2NH 4
Cl + BaSO 4

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:
(NH 4
) 2
CO 3
= 2NH 3
+ H 2
O CO 2

(NH 4
) 2
Cr 2
O 7
= Cr 2
O 3
+ 4H 2
O + N 2

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:
Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.
Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N 2
+1
O, N +2
O, N 2
+3
O 3
, N +4
O 2
, N 2
+4
O 4
, N 2
+5
O 5
. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N 2
O 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):
В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:
3Cu + 8HNO 3
= 3Cu(NO 3
) 2
+ 4H 2
O + 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 NO 2
получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:
Cu + 4HNO 3
= Cu(NO 3
) ­2
+ H 2
O + 2NO 2

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:
При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:
HNO 2
малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO 2
в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):
В избытке образуется только азотная кислота:
Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).
Получение азотной кислоты.
В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:
Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO 3
).
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:
2. Окисление кислородом воздуха NO до NO 2
:
3. Поглощение NO 2
водой в присутствии избытка кислорода:
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 86 о
С.
Химические свойства.
В HNO 3
валентность азота равна 4, степень окисления +5
Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
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:
HNO 3
---- NO 2
----HNO 2
---- NO ---- N 2
O ----N 2
---- NH 3
(NH 4
NO 3
)
Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:
Концентрированная азотная кислотане 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 NH 3
(NH 4
NO 3
). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,
3Ag + 4HNO 3
= 3AgNO 3
+ NO + 2H 2
O
Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N 2
O, свободного азота N 2
и даже до аммиака NH 3
, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH 4
NO 3
. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:
4Zn + 10HNO 3
(очень разб.) = 4Zn(NO 3
) 2
+ NH 4
NO 3
+ 3H 2
O
Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:
3P + 5HNO 3
+ H 2
O = 3H 3
PO 4
+ 5NO
Одноосновная кислота образует только соли, называемыенитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитратынатрия, калия, аммония и кальция называютсяселитрами: NaNO 3
– натриевая селитра, KNO 3
– калийная селитра, NH 4
NO 3
– аммиачная селитра, Ca(NO 3
) 2
– кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO 3
применяется для приготовления черного пороха.
Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s 2
p 3
. 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 фосфорпо 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 240 о
С. 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 800 о
С фосфор состоит из молекул Р 4
. При нагревании выше 800 о
С молекулы диссоциируют:
Р 4
2Р 2
. Последние при температуре выше 2000 о
С распадаются на атомы:
Р 2
2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р 2
, Р 4
и полимерные вещества.
Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
2P + 3S =P 2
S 3
2P + 3Ca = Ca 3
P 2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора сметаллами называютсяфосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН 3
– очень ядовитого газа с чесночным запахом:
Ca 3
P 2
+ 6H 2
O = 3Ca(OH) 2
+ 2PH 3

По аналогии с NH 3
фосфин способен к реакциям присоединения:
Оксид фосфора (III) Р 2
О 3
– воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5 о
С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.
Оксид фосфора (V) Р 2
О 5
– 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.
Оксид фосфора (V) взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО 3
, последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н 3
РО 4
, при нагревании Н 3
РО 4
, образуется дифосфорная кислота Н 4
Р 2
О 7
.
3Р 4
О 10
+ 6Н 2
О = 4Н 3
(РО 3
) 3

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.

Название: Главные элементы жизни: азот и фосфор
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат
Добавлен 15:52:48 12 сентября 2005 Похожие работы
Просмотров: 3256
Комментариев: 18
Оценило: 5 человек
Средний балл: 4.4
Оценка: неизвестно   Скачать

Относительная электроотрицательность
PCl 5
, P 2
O 5
, P 4
O 10
, HPO 3
, H 3
PO 4
, H 4
P 2
O 2
, Na 3
PO 4
, CaHPO 4

Срочная помощь учащимся в написании различных работ. Бесплатные корректировки! Круглосуточная поддержка! Узнай стоимость твоей работы на сайте 64362.ru
Если Вам нужна помощь с учебными работами, ну или будет нужна в будущем (курсовая, дипломная, отчет по практике, контрольная, РГР, решение задач, онлайн-помощь на экзамене или "любая другая" учебная работа...) - обращайтесь: https://clck.ru/P8YFs - (просто скопируйте этот адрес и вставьте в браузер) Сделаем все качественно и в самые короткие сроки + бесплатные доработки до самой сдачи/защиты! Предоставим все необходимые гарантии.
Привет студентам) если возникают трудности с любой работой (от реферата и контрольных до диплома), можете обратиться на FAST-REFERAT.RU , я там обычно заказываю, все качественно и в срок) в любом случае попробуйте, за спрос денег не берут)
Да, но только в случае крайней необходимости.

Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор
Реферат: Japan Essay Research Paper The Political Economical
Туризм В Турции Реферат
Контрольная работа: Советское государство в послевоенные годы
Описание Кота Сочинение
Реферат: Ядерный терроризм в современном мире
Читать Это Круто Эссе
Денежная реформа
Реферат: Особенности личности и эффективность деятельности руководителя. Скачать бесплатно и без регистрации
Реферат: Ясир Арафат
Оформление Списка Литературы В Диссертации Пример
Реферат: Понятие, структура и субъекты мирового хозяйства. Скачать бесплатно и без регистрации
Эссе Как Я Выбрал Химический Факультет
Компьютерная Стеганография Реферат
Реферат по теме Публичное конструирование Я в опосредованном компьютером общении
Реферат: Типы информационных систем 2
Курсовая работа по теме Диверсифицированные методы исследования систем управления
Спбгу Объявления О Защите Диссертаций
Владимир Дубровский В Петербурге Сочинение 6 Класс
Реферат по теме Відповідальність бухгалтера
Отчет по практике по теме Анализ уроков истории студентов-практикантов
Реферат: Cиндром Марфана в практике терапевта и семейного врача: диагностика, тактика ведения, лечение, беременность и роды
Доклад: Северянин И.В.
Реферат: Палаты на Берсеневской набережной