Урок " 5 группа ПСХЭ. Азот и фосфор"

ЭЛЕМЕНТЫ V
ГРУППЫ ПСХЭ

Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

АЗОТ ФОСФОР

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ

АЗОТА И ФОСФОРА

N

N

Тройная связь
в молекуле азота

Азот

David.Monniaux

N2

Физические свойства

Азот – газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче
воздуха.
Не поддерживает горение и дыхание.
Малорастворим в воде и органических растворителях.
t кип= -196°C; t пл. -210° C

Д. Резерфорд
1749–1819 гг.

К. Шееле

1742–1786гг.

Впервые газ,
который не
поддерживает
дыхание и
горение,
получили
в 1772 г.
английский
учёный
Д. Резерфорд и
шведский учёный
К. Шееле

А. Лавуазье
1778–1825 гг.

В 1787 году этот же

газ обнаружил в

воздухе А.

Лавуазье, который
и дал ему название

азот, что в
переводе с

латинского значит
«безжизненный»

Степени окисления

азота

0

N2

1+

N2O

3+

NO

2+

HNO3

4+

5+

HNO2 NO2

3-

NH3

Химические свойства

При взаимодействии с металлами

и водородом азот является

окислителем

6Li + N2 = 2Li3N

Свободный азот реагирует в обычных условиях

только с литием, образуя нитрид

Азот взаимодействует с водородом при
высоких температурах, наличии
катализатора и высоком давлении с
образованием аммиака.
Азот за счёт прочной тройной связи очень
плохо взаимодействует с другими
веществами

N2 + 3H2 = 2NH3 +Q

N2 + O2 = 2NO – Q

При взаимодействии с

кислородом азот является

восстановителем

В природе азот
содержится в
основном
в атмосфере —
78% по объёму
или 75,5% по
массе.

Азот — жизненно

важный элемент, так
как входит в состав

белков и

нуклеиновых

кислот.

Без белка нет

жизни,

а без азота нет

белка.

Yikrazuul

Все основные части клеток

тканей организма

построены из молекул, в
состав которых входит

азот.

Организм животного содержит
1–10% азота от общей
массы тела, больше
всего азота содержится
в шерсти, волосах,
рогах — около 15%.

Круговорот азота в природе

В производстве
азот получают из
воздуха,
переведённого в
жидкое состояние.

Получение азота

1. По реакции разложения нитрита аммония:

NH4NO2 → N2↑ + 2H2O

2. Нагревание смеси дихромата калия и
сульфата аммония (в соотношении 2:1 по
массе).

K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 +

K2SO4

(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

3. Пропускание аммиака над оксидом меди (II)

при температуре ~700°С:

2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu

Применение азота

Производство аммиака
и производство
азотной кислоты

Холодильные установки,
производство удобрений,
в медицине, в быту
(нашатырный спирт)

Аммиак

Физические свойства

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода — бесцветный газ с
резким характерным запахом (запах нашатырного
спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит.

Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика —
около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при
20 °C) в 1 объёме воды.

Получение аммиака

В лаборатории используют действие сильных щелочей
на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O

(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4 + 2H2O

Химические свойства

аммиака

Восстановительные

свойства

NH3 – сильный
восстановитель
1. Горение аммиака (при
нагревании)
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2О
2. Каталитическое
окисление амииака
(катализатор Pt – Rh,
температура)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Взаимодействие с водой и

кислотами

1. NH3 + Н2О ↔ NН4 ОН

2. NH3 + HCl = NH4Cl

3. 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

Соли аммония

1. Вступают в обменную реакцию с
кислотами и солями:
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3

(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2 ↑

2. Взаимодействуют с растворами щелочей
с образованием аммиака – качественная
реакция на ион аммония:
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ↑ + Н2O

3. Разлагаются при нагревании
NH4Cl → NH3↑ + HCl

Азотная кислота

HNO3

Состав. Строение. Свойства.

H

O

N

O

O

—

—

степень окисления
валентность

+5
IV

химическая связь:
ковалентная полярная

Азотная

кислота

–

бесцветная

гигроскопичная

жидкость,
c
резким

запахом,

«дымит»

на

воздухе,

неограниченно растворимая в воде, tкип.
= 83ºC

Химические свойства азотной кислоты

Азотная кислота проявляет все типичные свойства

кислот:

1. 2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O

2. 6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O
3. 2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

2HNO3 + (NH4)2CO3 = 2NH4NO3 + ↑CO2 +

H2O

Особенности взаимодействия азотной кислоты с

металлами:
1. Водород не выделяется

Выделяются разнообразные соединения азота:

N+4O2, N+2O, N2

+1O, N2

0, N–3H3 (NH4NO3)

2. С азотной кислотой реагируют металлы, стоящие до и
после водорода в ряду активности.

3. Азотная кислота не взаимодействует с Au, Pt

N–3H4

+

N2

0

N2

+1O

N+2O

N+4O2

концентрация кислоты

активность металлов

Применение азотной кислоты

1

5

4

6

2

3

Производство азотных и комплексных
удобрений.

Производство взрывчатых веществ

Производство красителей

Производство лекарств

Производство пленок,
нитролаков, нитроэмалей

Производство
искусственных волокон

7
Как компонент нитрующей
смеси, для травления
металлов в металлургии

Фосфор и его соединения

История открытия

Считается, что
фосфор открыл в
1669 году алхимик
из Гамбурга
Хеннинг Бранд

НАХОЖДЕНИЕ В

ПРИРОДЕ

Фосфор входит в состав
всех живых организмов. А
именно он встречается в
соединениях:

1. Белковых веществ,
содержащихся в
генеративных органах
растений;
2. Нервной и костной
тканей организмов
животных и человека;
3. Мозговых клеток.

Исходя из строения кристаллических решеток
предположите физические свойства разных

аллотропных видоизменений фосфора

Химические свойства

В химических реакциях проявляет
окислительно-восстановительную
двойственность

Как окислитель взаимодействует со многими
металлами, образуя фосфиды

Фосфор непосредственно с водородом не
реагирует

Как восстановитель взаимодействует с
более электроотрицательными неметаллами

При недостатке кислорода или при
комнатной температуре окисляется до
оксида фосфора (III).

При сгорании фосфора в кислороде или на

Важнейшие соединения

Н3РО4 фосфорная
кислота

Р2О5 оксид
фосфора (V)

Оксид фосфора (V)

Р2О5 – белый порошок, очень
гигроскопичен (самый
эффективный осушитель)

Является типичным кислотным
оксидом

Взаимодействует с основаниями и
основными оксидами.

Оксиду фосфора (V) соответствует
ортофосфорная кислота

Химические свойства P2O5

Проявляет свойства кислотного

оксида:

1. Реагирует с водой:

P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 3H2O t

→ 2H3PO4

2. Реагирует с основными
оксидами:

P2O5 + 3К2O →

2К3РО4

Взаимодействие с гидроксидамиP2O5

P2O5+ 6КOH →2К3РО4 + 3H2O

P2O5+ 2КOH + H2O →2КH2РО4

P2O5+ 4КOH →2К2HРО4+

H2O

Ортофосфорная кислота

Ортофосфорная кислота –

• кристаллическое

• нелетучее

• твердое

• бесцветное вещество

 Смешивается с водой в любых отношениях

 Проявляет все свойства кислот

 Не является сильной в водном растворе

Как трехосновная кислота, диссоциирует

ступенчато:

Н3РО4 ↔ Н++ Н2РО4―

(дигидрофосфат-ион)

Н2РО4―↔ Н++

НРО42―(гидрофосфат-ион)

НРО42―↔ Н++ РО42―(фосфат-ион)

Фосфаты почти всех

металлов в воде не растворимы.
Кроме щелочных

Дигидрофосфаты всех

металлов хорошо растворимы в
воде

Гидрофосфаты по

растворимости занимают
промежуточное положение

Применение фосфора: спички

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта
смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав
спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3,
BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от
зажигательной поверхности смесь, нанесенная на
спичку, воспламеняется.

Применение фосфора

Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая

промышленность. Дело в том, что на вкус разбавленная
ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее
добавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно
улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством
обладают и некоторые соли фосфорной кислоты.
Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в
хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба.

Значение фосфора

 Фосфор является основой
скелета человека и зубов
 Живые организмы не могут обходиться без

фосфора

 Значение фосфора состоит в том,

что сахара и жирные кислоты не
могут быть использованы клетками в
качестве источников энергии без
предварительного фосфорилирования

 Целый ряд соединений фосфора
 Используют в качестве лекарственных

препаратов

Реакция организма на недостаток и

избыток фосфора

• Недостаток

фосфора:
Развивается
заболевание
рахит,
снижается
умственная и
мышечная
деятельность.

• Избыток

фосфора:
Развивается
мочекаменная
болезнь,
соединения
фосфора высоко
токсичны
(летальная доза
60 мг.).

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!

45