2.2.3. Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент и простое вещество

2. Аммиак и соли аммония.

3. Оксиды азота. Азотная кислота и ее соли.

4. Кругооборот азота в природе. Значение азота для живых организмов.

5. Фосфор как химический элемент и простое вещество.

6. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

7. Оксиды фосфора. Фосфорная кислота и ее соли.

8. Кругооборот фосфора в природе. Значение фосфора для живых организмов.
1. Азот (Нитроген) как химический элемент. Положение в ПС: №7, 2 период, 5-А группа, 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 заполнен больше чем наполовину, радиус атома маленький (всего два слоя) => высокая ЭО, азот типичный неметалл. Характерна отрицательная степень окисления -3, положительные степени окисления проявляют в соединениях с кислородом и фтором (+1, +2, +3, +4, +5). 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.

Распространение азота в природе: 0,04% по массе на Земле. В природе встречается в основном в свободном состоянии (в воздухе - 78% по объему); неорганических минералов практически не образует. Органоген, в организме человека содержится 3,1% по массе, входит в состав всех белков, нуклеиновых кислот и некоторых липидов.

Азот как простое вещество. Имеет молекулярное строение: N₂ или N ≡ N. Химическая связь ковалентная неполярная, очень прочная, т.к. образована тремя парами электронов. Даже при 3000^оС распадается одна из тысячи молекул азота.

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

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

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). Никаких других оксидов при взаимодействии с кислородом не образует.

Получение азота:

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 используют 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) азот используют для получения аммиака, а из аммиака получает все азотсодержащие неорганические и органические вещества.

2. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Форма молекулы – треугольная пирамида, 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, образуются водородные связи.

Физические свойства: При н.у. аммиак - 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 700л аммиака, насыщенный раствор имеет массовую долю аммиака 25%) и во многих органических растворителях. Сам аммиак тоже используют как растворитель. Аммиак намного легче воздуха. Физиологическое действие: раздражает слизистые, рецепторы верхних дыхательных путей, при высокой концентрации может вызвать отек легких, нарушает проводимость нервной ткани, возникают судороги и парализуется работа дыхательной системы, происходит сосудистый коллапс и кома. При попадании аммиака или его концентрированных растворов в ЖКТ происходит химический ожог слизистых и перфорация тканей желудка.

---

Х имические свойства:

1 ) Аммиак проявляет свойства оснований. Неподеленная пара электронов азота и его высокая ЭО приводит к тому, что молекула аммиака может присоединить протон. Ион водорода 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] обычно 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 аммиака с кислородом и восстановление им 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.

О сновные 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.

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-

С оли 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»).

3. 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 окисление азота 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, N₂O₃ 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. Очень токсичен. Химически очень активен, является свободным радикалом: (O=N^∙=O).

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

---

Смотрите также файлы

• Общая характеристика преступления как категории.docx

• Гидравлика и гидропневмопривод.docx

• Урок как основная форма физического воспитания школьников выпускная работа Рудак Елены Александровны.docx

• Европейская экономическая интеграция (вторая половина хх века).pptx

• практическая работа .odt