p-элементы

Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.

К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы.

p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах.

Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА-группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов.

Общая электронная формула p-элементов ns2np6.

В периодах:

- при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются,

- энергия ионизации и сродство к электрону возрастают,

-электроотрицательность увеличивается,

-окислительная активность соединений усиливается

-неметаллические свойства элементов усиливаются.

В группах:

- радиусы атомов увеличиваются,

- от 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается,

-усиливаются металлические свойства p-элемента  с увеличением порядкового номера.

АЗОТ

Азот – элемент VА группы 2-го периода Периодической системы элементов; порядковый номер 7; атомная масса 14,01; электроотрицательность 3,0. 
Электронная конфигурация в основном состоянии 1s²2s²2p³ 

      Основная  масса азота в природе находится  в земной атмосфере в виде простого вещества  N₂ . В связанном виде азот входит в состав белков всех растительных и животных организмов

азот (диазот) N₂, бесцветный газ (t_кип=-195,8⁰С, t_пл.=-210⁰С), без запаха и вкуса, малорастворимый в воде (23 мл в 1 л холодной воды). Молекула азота двухатомная.

Кратность связи в молекуле N₂ равна . Энтальпия тройной связи составляет -940,5 кДж/моль. Это одна из самых прочных молекул. Жидкий и твёрдый азот также построен из молекул N₂, связанных силами Ван-дер-Ваальса.

      Химические  свойства:

Прочность и неполярность молекулы N₂, близость энтальпии ионизации молекулы (1402 кДж/моль) к энтальпии ионизации аргона объясняют её химическую инертность по отношению к многим веществам. В обычных условиях азот используют для создания инертной атмосферы вместо более дорогих благородных газов. Азот проявляет очень слабые восстановительные и окислительные свойства.  При комнатной температуре он реагирует только с литием. В случае инициирования реакций нагреванием, электрическим разрядом или ионизирующими излучениями, а также в присутствии катализаторов, азот взаимодействует с сильными окислителями и восстановителями:

N₂ + O₂ Þ 2NO  (в электрическом разряде),

                  N₂ + 6Li Þ 2Li₃N  (при обычной температуре),

                  N₂ + 3H₂ Û2NH₃  (при 400-500⁰С, катализатор).

Получение:

      В промышленности азот получают фракционной  перегонкой жидкого воздуха, а в лаборатории термическим разложением нитрита аммония или нагреванием смеси насыщенных растворов нитрита натрия и хлорида аммония:

                  NH₄NO₂ Þ N₂ + 2H₂O,

                  NaNO₂ + NH₄Cl Þ N₂ + NaCl + 2H₂O.

      Азот  используется главным образом для  получения аммиака, а также в качестве инертного газа в системах, где отсутствуют сильные восстановители или растворы комплексов переходных металлов.

Применение:

В медицине для сохранения крови и кровесодержащих препаратов, для быстрого замораживания и хранения тканей и различных органов, в технологиях получения полноценных порошковых лекарственных препаратов, в криотерапии.

Фосфор 

Фосфор  — один из самых распространённых элементов земной коры, находящийся в 3 периоде, в 5 группе главной подгруппе. Его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности.

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество, легко режется  ножом и деформируется от небольших  усилий.

Белый фосфор имеет  молекулярное строение; формула P₄.

Легко растворим в органических растворителях.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

]Жёлтый фосфор

Неочищенный белый  фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое, огнеопасное кристаллическое  вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма

Красный фосфор

 

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора.Красный фосфор имеет формулу Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой.. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут).

Ядовитость его  в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо  шире, например, в производстве спичек .

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника.

     Химические свойства:

Химическая активность фосфора значительно выше, чем  у азота. В

-Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

• 4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (с избытком кислорода),
• 4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

-Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

• 2P + 3Ca → Ca₃P₂,

с неметаллами — восстановитель:

• 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃.

-Не взаимодействует с водородом.

-Взаимодействие с водой

• 8Р + 12Н₂О = 5РН₃ + 3Н₃РО₄ (фосфорная кислота).

Взаимодействие со щелочами

• 4Р + 3KOH + 3Н₂О → РН₃ + 3KН₂РО₂.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

• 2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.
• Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
• 6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

     Получение:

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

• 2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

• 4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO.

Применение:

Фосфор относится к жизненно необходимым веществам, он входит в состав всех тканей организма, особенно мышц и мозга, участвует во всех видах обмена веществ, необходим для нормального функционирования нервной системы, сердечной мышцы и т. д. В тканях организма и пищевых продуктах фосфор содержится в виде фосфорной кислоты и органических соединений фосфорной кислоты (фосфатов). Основная его масса находится в костной ткани в виде фосфата кальция, остальной фосфор входит в состав мягких тканей и жидкостей. В мышцах происходит наиболее интенсивный обмен соединений фосфора. Фосфорная кислота участвует в построении молекул многих ферментов, нуклеиновых кислот и т. д.

Хлор

химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом.

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома: