План урока:

Азот и фосфор

Аллотропия фосфора

Основные соединения азота и фосфора

Химические свойства азота и фосфора

Применение соединений азота и фосфора

Азот и фосфор

Заслуга обнаружения азота принадлежит шотландскому химику Д. Резерфорду.  Химик поставил эксперимент в 1772 году, в ходе которого и был обнаружен элемент. Свободная форма элемента - газ, входящий в основу поглощаемого нами воздуха. Физические и химические свойства элемента мы изучим ниже.

Азот находится под номером 7 в периодической системе, соответственно и заряд ядра его равен +7. Атомный вес равен 14,007 а.е.м. Неметалл, второй период, V группа A подгруппа.

Азот — простое вещество. В природе азот – двухатомная молекула N₂ (представлена ниже). Отличительная черта молекулы этого элемента — это связь ее атомов через очень прочную ковалентную связь.

Строение атома азота Источник

Последующий после азота представитель семейства пниктидов – фосфор. Пятнадцатый элемент периодической системы элементов с относительной атомной массой 30,937 а.е.м.. Фосфор - неметалл со степенями окисления от -3 до +5. Для данного элемента более характерно +5, а вот -3 гораздо реже встречается, чем у его предшественника. По сравнению с азотом он менее электроотрицателен и больше проявляет восстановительные свойства. Это связано с тем, что атомы данного элемента имеют радиус атома больше, чем у азота.

Строение атома фосфора Источник

Простое вещество фосфор в чистом виде встречается редко, в силу своей высокой активности быстро вступает в реакции. При обычных условиях фосфор - вещество твердокристаллическое, в воде не растворяется.

На данный момент известно, что данное вещество способно на аллотропию 11 раз, именно столько модификаций есть в природе данного элемента. Наиболее распространены три (или можно объединить их в три группы): черный, белый и красный. О них будет речь ниже.

Аллотропия фосфора

Наибольшее распространение получил фосфор белый, из-за примесей иногда бывает желтого цвета. Молекулярная решетка, составлена четырьмя атомами фосфора.

Вещество быстро вступает в реакции, пластилинообразное на ощупь, неприятное на запах, с нотками чеснока. Цвета бледновато желтого. Растворим в сероуглероде и бензоле, но не в воде. В реакции с паром H₂O получаем смесь из газов. Токсично, возгорается в процессе трения. Светится в темноте. Плавится при 44 градусах. Особые условия хранения, ввиду активности вещества хранят под слоем воды.

Красный фосфор — разновидность фосфора, цветовая гамма которых расположилась от оранжевого до фиолетового спектра. Плотность так же различна, как и окрас. За образование красного фосфора ответственен белый фосфор, но нагретый порядком до 320 °С без кислорода. Дальнейшее нагревание до 560 °С кристаллизует и увеличивает температуру, при которой красный фосфор будет плавиться, попутно уменьшая реакционную способность.  Исходя из выше написанного мы можем считать, что эта модификация фосфора менее активна белого фосфора. Не растворимо в воде и в сероуглероде. Безвредно, но и в темноте не светится.

Следующая модификация фосфора (черная) добывают из белого, нагревая последний до 230 °С и повышая давление.  Наиболее стабильная форма. Имеет три разновидности: ромбическую, кубическую и гексагональную. Отличие разновидностей в строении молекулярной решетки.

Эта разновидность фосфора по внешним особенностям больше похожа на металл, об этом говорит его блеск и наличие свойств электро- и теплопроводности. Почти инертен, не вступает в реакцию даже с растворителями органического рода, твердый на ощупь. 

Основные соединения азота и фосфора

Основные соединения азота

Как видно из формулы, аммиак одно из соединений азота. Важное соединение, как для жизни человека, так и для природы.  Восстановительные свойства преобладают. Получают путем соединения азота из воздуха с водородом. Способ достаточно оптимизированный. Необходимость оптимального соединения и синтеза возникает ввиду важности самого элемента, входящего в состав жизненно важных элементов организма человека. Азот - важнейший компонент белка и нуклеиновых кислот.

Получение аммиака:

3H₂ + N₂ → 2NH₃ + Q, необходимы условия для стабилизации реакции и для наибольшего выхода: давление от 15 до 100 Мпа и катализаторы.

Аммиак. Водный раствор (нашатырный спирт)

Получение аммиака в лаборатории возможно путем взаимодействия гашеной извести и твердого хлорида аммония (NH₄Cl). При этом необходимо смесь нагревать.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Свойства аммиака

В обычном состоянии аммиак - это ядовитый, неприятный на запах газ. Раствор аммиака с водой называют аммиачной водой. Из-за хорошей растворимости в воде, поэтому аммиак не хранят в воде.

У атомов азота в данном веществе характерная для азота степень окисления -3. При этом окислении азот ведет себя как восстановитель. Аммиак легко сжигается при пониженной температуре. При испарении жидкого аммиака поглощается много тепла, что позволяет использовать это свойство при изготовлении холодильников.

Оксиды азота

Азот выделяется среди других элементов большим количеством оксидов. Его оксиды термодинамически неустойчивы к распаду на простые вещества. Но при 700 °С реакция разложения оксидов кинетически заторможена. О них будет идти речь ниже.

Азотистая кислота. Формула HNO₂

Кислота одноосновная и слабая. Существует в виде разбавленных водных растворов или же в газовой фазе. Соли этой кислоты - нитриты (или азотистокислые соли). А вот соли кислоты гораздо устойчивее самой кислоты, и они все токсичны.

Нитрат аммония (аммонийная селитра) NH₄NO₃. Продукт взаимодействия азотной кислоты с NH₄OH (гидрат аммиака). Первооткрывателем вещества является Иоганн Глаубер. Открыто вещество в 1659 году. Применяется как компонент взрывчатых веществ и удобрение.

Нитрат калия, азотнокислый калий (калиевая селитра, калийная селитра, индийская селитра и др.) — соединение неорганического класса, формула которой: KNO₃. Не имеет ни запаха, ни цвета, нелетучее в кристаллическом состоянии. Обладает способностью впитывать воду из окружающей среды. Растворимость в воде хорошая. Можно считать неядовитым для животных и людей.

Минеральные удобрения — это группа неорганических соединений, питающие растения элементами в виде минеральных солей различного рода. Активно применяется в Агро промышленности.

Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами

Взаимодействие с металлами

Поскольку азот с наибольшим окислением атома +5 является более сильным окислителем, чем H⁺¹, то в качестве продуктов могут образовываться оксиды азота с различными степенями окисления, молекулярный азот, аммиак и соли аммония.  Благородные металлы, такие как платина, тантал и золото не взаимодействуют с азотной кислотой совсем. Для других металлов азот реакционноспособен, и продукты реакции определяются концентрацией азотной кислоты.

При этом есть одна закономерность в реакциях азотной кислоты и металлов: чем менее концентрирована азотная кислота и более активен метал, тем больше происходит восстановление азота:

Реакции с металлами протекают по окислительно-восстановительному механизму, коэффициенты в уравнениях реакций могут быть определены методом электронного баланса. 

Пример

Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью.

Cu+HNO₃⟶NO₂↑+Cu(NO₃)₂+H₂O

Cu⁰−2e→Cu⁺²

N⁺⁵+1e→N⁺⁴

Cu+4HNO₃⟶2NO₂↑+Cu(NO3₎₂+2H₂O

Обобщенные особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами можно выделить следующие:

Краткая схема протекания реакции азотной кислоты с металлами: Металл + НNO₃ ↔ вода + нитрат + газ

Основные соединения фосфора

Фосфор достаточно активный элемент и образует большое количество оксидов, среди них можно выделить два. Наиболее важные: оксид фосфора (III) P₂O₃ и оксид фосфора (V) P₂O₅.

Первый оксид называют иначе фосфористым ангидридом (P₂O₃). Получают при медленном сжигании фосфора в бескислородной среде.

4P    +   3O₂    →  2P₂O₃

В нормальном состоянии представляет собой белую массу, состоящую из хлопьев или кристаллов. Токсичен. Очень летучий. На свету сначала желтеет, потом краснеет. Хорошая растворимость в органических растворителях (в бензоле и сероуглероде). По своей природе оксид кислотный.

Подвергается окислению кислородом, образуя наш следующий оксид (Р₂О₅):

P₂O₃ + O₂ → P₂O₅

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид. При нормальных условиях представлен в виде белого влагопоглощающего порошка. Из-за влагопоглощающих свойств, хранение осуществляется в плотно закрытых сосудах. Наиболее часто применяют свойство влагопоглощения при осушении газов и жидкостей. Получают, как указано в предыдущей реакции, окислением оксида выше или же сжиганием фосфора в избытке кислорода:

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅

Оксид по своей природе кислотный, и соответственно осуществляет взаимодействие с водой, оксидами основной природы и щелочами:

• Реакции с водой, с образованием различных кислот:

Р₂О₅ + Н₂О →2HPO₃ при температуре 0°С образуется метафосфорная кислота

Р₂О₅ + 2Н₂О →Н₄Р₂О₇ при комнатной температуре - пирофосфорная (дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О →2H₃PO₄ при 100°С - ортофосфорная

• Реакция с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р₂О₅ + ЗВаО →Ва₃(PO₄)₂

• Реакции с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р₂О₅ + 6NaOH →ЗН₂О + 2Na₃PO₄(ортофосфат натрия, средняя соль)

Р₂О₅ + 4NaOH →Н₂О + 2Na₂HPO₄(гидрофосфа́т на́трия, кислая соль)

Р₂О₅ + 2NaOH →Н₂О + 2NaH₂PO₄(дигидрофосфат натрия, кислая соль)

Фосфорные кислоты

Фосфорная (ортофосфорная) кислота H₃PO₄ в обычном состоянии - твердокристаллическое прозрачное вещество. Хорошо растворимо в воде, наиболее активно используется в растворенном виде.

Получение фосфорной кислоты:

Химические свойства азота и фосфора

Химические свойства азота

Тройная связь влияет на активность азота. Соединения азота разлагаются легко, при нагревании образуются свободный азот.

Химические свойства фосфор

Реакционная способность наивысшая у белого фосфора и наименьшая у черного, почти инертен. Ясно иллюстрируется градация активности, зависящая от модификации.

При этом фосфор имеет большую реакционную способность. Это распространяется как на простые, так и на сложные вещества.

Соединения фосфора с кислородом прочнее таковых соединений с азотом. Это происходит из-за того, что неметаллические свойства фосфора слабее, чем неметаллические свойства азота.

Применение соединений азота и фосфора 

Применение азота и его соединений

Применение фосфора и его соединений