Главные элементы жизни: азот и фосфор

ОТЧЁТ ПО ХИМИИ

 

ЛЕКЦИЯ №4

 

ТЕМА:

 

ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ

ЖИЗНИ:

АЗОТ И ФОСФОР

 

 

                                                                          

 

 

                               

 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

Свойства	N	P	As	Sb	Bi
Заряд ядра	7	15	33	51	83
Валентные электроны	2s22p3	3s23p3	4s24p3	5s25p3	6s26p3
Энергия ионизации атома, эВ	14,5	19,5	9,8	8,6	7,3
Относительная электроотрицательность	3,07	2,1	2,2	1,87	1,67
Степень окисления в соеденениях	+5, +4, +3, +2, +1, -3, -2, -1	+5, +4, +3, +1, -3, -2	+5,  +3, -3	+5, +3, -3	+5, +3, -3
Радиус атома	0,071	0,13	0,15	0,16	0,18
Температура плавления	-209,9	44,3	816,9	630,8	271,4
Температура кипения	-195,9	279,9	615,9	1634,9	1559,3

 

 

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

Элемент	Дата и авторы открытия	Город, страна
N	1772г, Д. Резердорф	Эдинбург, Шотландия
P	1669г, Х. Брант	Гамбург, Германия
As	1250г, Альберт Великий	Больштедт, Германия
Sb	Известен с древних времён
Bi	Известен с XV века

 

                 Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения

N-3	NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl
N-2	N2H4
N-1	N2H2, NH2OH
N0	N, N2
N+1	N2O
N+2	NO
N+3	N2O3, HNO2, NaNO2, NCl3
N+4	NO2, N2O4
N+5	N2O5, HNO3, KNO3
P-3	PH3
P-2	P2H4
P0	P, P2, P4
P+3	PCl3, P2O3, H3PO3
P+5	PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, Na3PO4, CaHPO4

 

                                                          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 (t_кип  азота  -195,8^оС, кислорода   -183^оС). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

                                                  t                                 

   NH₄OH₂=N₂       + H₂O

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^оС. 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 (3000-4000^оС) азот соединяется с кислородом:

                                 N_{2 +}  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:

                                  N_{2 +} 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

Аммиак взаимодействует  с перманганатом калия:            

                        NH₃ + KMnO₄ = N₂ + H₂O + MnO₂ +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:                                                                  

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     

                                                          _КОНЦ.                                 

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

 

                                      NH₄Cl         NH₃         + HCl       

 

 

                                      (NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + 4H₂O   + N₂