Характеристика элементов подгруппы азота

Характеристика элементов подгруппы азота МОБУСОШ №2 Реферат по химии на тему: “Характеристика элементов подгруппы азота” Подготовил: Насертдинов К. Проверил (а): Агидель-2008 Содержание 1. Характеристика элементов подгруппы азота 2. Строение и характеристика атомов 2. 1. 1 Свойства азота 2. 1. 2 Применение азота 2. 2 Аммиак 2. 2. 1 Свойства аммиака 2. 2. 3 Оксиды азота 2. 3. 1 Свойства азотной кислоты 2. 3. 2 Соли азотной кислоты и их свойства 2. 4 Фосфор 2. 5 Минеральные удобрения 1. Характеристика элементов подгруппы азота Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов. Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии. 2. Строение и характеристика атомов Элементы подгруппы на внешнем электрослое имеют пять электронов. Они могут отдавать их, и могут притягивать к себе еще три электрона от других атомов. Поэтому степень окисления у них от - 3 до +5. Их летучие водородные и высшие кислородные соединения имеют кислотный характер и обозначаются общими формулами: RH3 и R2 O5 . У элементов подгруппы неметаллические свойства, а вместе с тем и способность к притягиванию электронов меньше, чем у элементов подгрупп галогенов и кислорода. В подгруппе азота в периодической системе при переходе элементов сверху вниз металлические свойства увеличиваются. Азот и фосфор - неметаллы, у мышьяка и сурьмы наблюдаются свойства металлов, висмут - металл. Название вещества Молекулярная формула Физические свойства 3 Темпера тура, о С Азот N2 Молекулярное 0,81 (ж) плв кип -210 -195,8 P4 Тетраэдрическая молекула. Молекулярная кристаллическая решетка. 1,82 44 (под водой) 257 Мышьяк серый As4 То же. Хрупкое кристаллическое вещество с металл. блеском на свежем изломе. Нерастворим в воде. Очень слабый проводник электричества 5,72 Сублимирует ся, переходит из твердого состояния в газообразное (пар) при 615о С Сурьма Sb4 -- Серебристо-белое кристаллическое вещество, хрупкое, плохой проводник тепла и электричества 6,68 630,5 1634 Bin Молекулярный кристалл, в котором каждый атом связан с тремя соседними. Розово-белое, хрупкое кристаллическое вещество, напоминающее внешне металл, электропроводность незначительна 9,8 271,3 1550 Таблица свойств простых веществ элементов подгруппы азота. Азот является начальным и важнейшим элементом подгруппы. Азот - типичный неметаллический элемент. В отличие от других элементов подгруппы, азот не имеет возможности увеличения валентности. Электронная структура представлена семью электронами, расположенными на двух энергетических уровнях. Электронная формула: 1s2 2s2 2p3 . Степени окисления азота: - 3,+5,-2,-1,+1,+2,+3,+4. Атом азота имеет высокую химическую активность, он присоединяет электроны активнее атомов серы и фосфора. 2. 1. 1 Свойства азота с кислородом, при - 196оо С превращается в снегоподобную массу. Азот химически малоактивен. Он не поддерживает ни дыхания, ни горения. При комнатной температуре реагирует только с литием, образуя Li3 При повышенной температуре азот соединяется со многими металлами, при комнатной - только с литием. С неметаллами азот взаимодействует при еще большей температуре. Благодаря этому, возможна жизнь на нашей планете, так как если бы азот вступал бы в реакцию при небольших температурах, то он среагировал с кислородом, вместе с которым входит в состав воздуха, и живые существа не смогли бы дышать этой смесью газов. 2. 1. 2 Применение азота Азот в промышленности получают из воздуха, используя различие температур кипения азота и кислорода. Азот применяют в химической промышленности для получения аммиака, мочевины и проч.; в электротехнике при создании электроламп, перекачке горючих жидкостей, сушке взрывчатых веществ и проч. 2. 2 Аммиак Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак. 2. 2. 1 Свойства аммиака Молекула аммиака образуется за счет спаривания трех p-электронов атома азота с тремя s-электронами атомов водорода. Степень окисления: - 3. Молекула аммиака сильно полярна. о С он сжимается. Аммиак хорошо растворяется в воде. Аммиак - химически активное соединение, вступающее в реакцию со многими веществами. Чаще всего это реакции окисления и соединения. В окислительно-восстановительных реакциях аммиак выступает только в качестве восстановителя. Аммиак горит в кислороде, активно соединяется с водой и кислотами. 2. 2. 2 Применение аммиака спирта; в быту в составе пятновыводящих средств, а также в химических лабораториях. Соли аммония применяют для производства взрывчатых веществ, удобрений, электробатарей, для обработки и сварки металлов. 2. 2. 3 Оксиды азота Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N22 O3 , NO2 , N2 O42 O5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда. NO2 Солеобразующие Бурый газ со специфическим запахом, растворим в воде, легко димеризуется Проявляет свойства кислотных оксидов, термически неустойчив, ядовит N2 O5 пл =32,3о С,раст-воримо в воде. Таблица свойств оксидов азота. 2. 3 Азотная кислота Молекула азотной кислоты HNO3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота. Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе, с едким запахом. Концентрированная азотная кислота окрашена в желтый цвет. Плотность азотной кислоты равна 1,51 г/см3 , температура кипения 86о С, а при температуре - 41,6о С она затвердевает в виде прозрачной кристаллической массы. Кислота растворяется в воде и водном растворе является электролитом. Разбавленная азотная кислота проявляет свойства, общие для всех кислот. Она является сильным окислителем. При комнатной температуре кислота разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, поэтому ее хранят в темных бутылях в прохладе. Она реагирует с металлами (кроме золота и платины), как с активными, так и с малоактивными. Многие неметаллы окисляются азотной кислотой. Азотная кислота, особенно концентрированная, окисляет органические вещества. Животные и растительные ткани быстро разрушаются при попадании на них азотной кислоты. Соли азотной кислоты, нитраты, образуются при взаимодействии кислоты с металлами, оксидами металлов, основаниями, аммиаком, а также с некоторыми солями. Нитраты - твердые кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде, сильные электролиты. При нагревании разлагаются с выделением кислорода. Имеет ряд специфических свойств как окислителя. В зависимости от характера металла, реакция разложения протекает по-разному. Качественную реакцию на нитрат-ион (растворы азотной кислоты и ее соли) проводят так: в пробирку с исследуемым веществом добавляют медные стружки, доливают концентрат серной кислоты и нагревают. Выделение бурого газа свидетельствует о наличии нитрат-иона. Качественная реакция на твердые нитраты: щепотку соли бросают в огонь горелки, и если соль является нитратом, то произойдет яркая вспышка вследствие разложения соли с выделением кислорода. 2. 3. 3 Применение азотной кислоты и ее солей Азотная кислота является одним из крупнотоннажных и важных продуктов химической промышленности. Ее широко применяют для производства удобрений, бездымного пороха, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс. Ее соли применяют в пиротехнике; для производства удобрений, взрыввеществ, некоторых оксидов металлов. 2. 4 Фосфор Фосфор относится к элементам-неметаллам. По числу электронов и по электронной конфигурации (3s2 3p3 ) атом фосфора является аналогом азота. Но по сравнению с атомом азота атом фосфора имеет больший радиус, меньшую энергию ионизации и ОЭО, поэтому у фосфора неметаллические свойства проявляются слабее. Степени окисления: - 3,+3,+5. У фосфора в свободном состоянии образуются аллотропные модификации: белый, красный и черный фосфор. Аллотропные видоизменения взаимосвязаны и могут переходить друг в друга. Фосфор в реакциях может быть как восстановителем, так и окислителем. В реакциях с активными металлами фосфор приобретает степень окисления - 3. Продуктами реакции являются фосфиды (непрочные соединения, легко разлагаются водой с образованием PH3 . Аллотропные формы Обозначение состава Тип кристаллической решетки Характеристики важнейших свойств Белый фосфор P4 Молекулярная решетка плo C, tкиповоспл =40о С (в измельченном виде). Хорошо растворим в сероуглероде. Светится в темноте. Ядовит! Красный фосфор P& Красно-бурый порошок, без запаха, в воде и сероуглероде нерастворим; tвоспло С, tпл. Черный фосфор P& Атомная решетка Вещество, похожее на графит. Черное, жирное на ощупь, тяжелее белого и красного фосфора; tвоспл>490о С. Нерастворим в воде и серо углероде. Полупроводник. Не светится. Не ядовит, нелетуч Соединения фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород, или фосфин PH3 (бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом, воспламеняется на воздухе). У фосфора несколько оксидов: оксид фосфора (III) P2 O3 (белое кристаллическое вещество, образуется при медленном окислении фосфора в условиях недостатка кислорода, ядовит) и оксид фосфора (V) P2 O5 (образуется из P2 O3 при его нагревании, растворим в воде с образованием фосфористой кислоты средней силы) наиболее важные. Наиболее характерный свойством второго является гигроскопичность (поглощение паров воды из воздуха), при этом он расплывается аморфную массу HPO3 . При кипячении P2 O5 3 PO4 (белое кристаллическое вещество, расплывается на воздухе, tпл =42,35о Большое количество фосфора идет на производство спичек, белый фосфор широко используется при создании зажигательных снарядов, дымовых шашек, снарядов и бомб, соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве как фосфорные удобрения. Хим. состав Состояние и внешний вид Азотные удобрения Азот NaNo3 2 O 15-16 Нитрат аммония NH4 NO3 Белое кристаллическое, очень гигроскопичное вещество До 35 Сульфат аммония (NH4 ) 2 SO4 (NH2 ) 2 CO Белое мелкокристаллическое гигроскопичное вещество 46 NH3 Жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде До 41 NH3 +H2 O Раствор аммиака в воде 30-40 Аммиакаты NH4 NO3 +NH3 + H2 O Водный раствор аммиачной селитры и аммиака 37-40 Фосфорные удобрения P2 O5 Суперфосфат простой Ca (H2 PO4 ) 2 х х4 Серое порошкообразное вещество, растворимо в воде с балластом CaSO4 14-21 Двойной суперфосфат Ca (H2 PO4 ) 2 Сходен с просты суперфосфатом, но без балласта. 42-54 CaHPO4 x x 2H2 O Бело-серое порошкообразное вещество, хорошо растворимое в воде 31-48 K2 O Хлорид калия KCl Белое мелкокристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде 52-60 K2 SO4 54 Комплексные удобрения KNO3 Белое кристаллическое хорошо растворимое в воде вещество Двойное удобрение K и N NH4 H2 PO4 То же N-11-12%, P2 O5 -46-50% (NH4 ) 2 HPO4 " " N-21%,P2 O5 -53% Аммофоска (NH4 ) 24 + NH4 H2 PO4 " " Тройное удобрение (N, P, K) Нитрофоска NH4 H2 PO4 + NH4 NO3 +KCl " " То же Литература 1. Кузнецова Н. Е., Титова И. М., Гара Н. Н., Жегин А. Ю. Химия: Учебник для учащихся 9 класса общеобразовательных учреждений. 2-е изд., с исправл. - М.: Вентана-Граф, 2006. - 320 с.: ил.