ОТЧЁТ ПО ХИМИИ ЛЕКЦИЯ №4 ТЕМА: ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ ЖИЗНИ: АЗОТ И ФОСФОР Масленниковой Инны 9 «Б» класс 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 – s2 p3. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна 5, низшая -3, характерна и 3. Свойства элементов подгруппы азота Свойства 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 3,07 2,1 2,2 1,87 1,67 электроотрицательность Степень окисления в 5, 4, 3, 5, 4, 5, 5, 3, 5, соеденениях 2, 1, -3, 3, 1, 3, -3 -3 3, -3 -2, -1 -3, -2 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: 2O3 – 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 H3 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 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 и Р и отвечающие им соединения -3 H3, Mg3 2, H4OH, H4Cl -2 2H4 -1 2H2, H2OH 0 , 2 1 2O 2 O 3 2O3, H O2, a O2, Cl3 4 O2, 2O4 5 2O5, H O3, K O3 P-3 PH3 P-2 P2H4 P0 P, P2, P4 P 3 PCl3, P2O3, H3PO3 P 5 PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, a3PO4, 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 ( кип азота -195,8оС, кислорода -183оС).
Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония: H4OH2= 2 H2OАтом 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 2000оС. 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 2 = 2Li3 C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды: o o 3Сa 2 = Ca3 2 2Al 2 = 2Al С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур 2 3H3 2 H3 При температуре электрической дуги (3000-4000оС) азот соединяется с кислородом: 2 O2 2 O 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: 2 H4Cl Ca (OH)2 = CaCl2 2 H3 2H2O Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая: 2 3H2 2 H3 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 H4 снова образуются молекулы H3 и H2O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением. H3 H2O H3 . H2O H4 OH—В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул H3, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой H4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул H4OH: H4OH H4 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: 4 H3 3O2 = 2 2 6H2O В присутствии катализатора реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды: Cr2O3 4 H3 5O2 = 4 O 6H2O Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена: 2 H3 3Br2 = 6HBr 2 2 H3 3Cl2 = 6HCl 2 Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота: 3Cu 2O 2 —3H3 = 3Cu0 20 3H2O 2 —3 – 6e = 2 1 Cu2 2e = Cu 3Аммиак взаимодействует с перманганатом калия: H3 KM O4 = 2 H2O M O2 KOHДобавление 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 H3 H Cl-- Cl H Связь между ионами H4 и Cl ионная, в ионе H4 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: H3 H O3 = H4 O3 H3. H2O H O3 = H4 O3 H2O Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей: ( H4)Cl aOH = aCl H2O H3 КОНЦ. 2 H4Cl H2SO4 = ( H4)2SO4 2HCl ( H4)2SO4 BaCl2 = 2 H4Cl BaSO4Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например: ( H4)2CO3 = 2 H3 H2O CO2 H4 O2 = 2H2O 2 H4Cl H3 HCl ( H4)2Cr2O7 = Cr2O3 4H2O 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: H4 OH H2O H3 Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак. Оксиды азота. Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от 1 до 5: 2 1O, 2O, 2 3O3, 4O2, 2 4O4, 2 5O5. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) O, другие оксиды получают косвенным путем. 2O и O – 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) O – 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): 2 O O2 = 2 O2 В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди: 3Cu 8H O3 = 3Cu( O3)2 4H2O 2 O 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.
Примерно 4 млрд лет назад над пустынной Землей, покрывшейся водами, нависли тяжелые густые облака, почти не пропускавшие солнечных лучей. Земную поверхность сотрясали титанические бури и ураганы на фоне нестихающего вулка+низ-ма. Геологическая эра Земли от ее образования до зарождения жизни называется катархей. Жизни еще не было, но, как считают многие ученые, уже имелись все предпосылки для ее появления. Существуют два подхода к проблеме самоорганизации предбиологических систем: субстратный и функциональный. К субстратному относят теории происхождения жизни, отправным пунктом которых являются определенный состав элементов органогенов и не менее определенная структура входящих в живой организм химических соединений. Известно более ста химических элементов, однако основу живых систем составляют только шесть, названные органогенами: углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера. Их общая весовая доля в организмах – 97,4 %. Далее следуют 12 элементов, участвующих в физиологически важных компонентах биосистем: натрий, калий, кальций, магний, железо, кремний, алюминий, хлор, медь, цинк, кобальт (весовая доля в организмах – 1,6 %)
