Азот и фосфор

Рефераты по химии » Азот и фосфор

Министерство общего и профессионального образования

Российской федерации

Воронежский государственный университет

Химический факультет

Курсовая работа

«Азот и фосфор»

Кафедра общей химии

Автор: Юденко В. И.

Научный руководитель: к.х.н. Малевская Л. А.

Воронеж 1999

Оглавление

Введение……………………………………………………………..3

Азот

История открытия азота ………………………………………………..3

Особенности азота………………………………………………………4

Распространение азота в природе……………………………………...4

Получение азота…………………………………………………………5

Физические свойства …………………………………………………...5

Химические свойства…………………………………………………...5

Водородные соединения азота…………………………………………6

Кислородные соединения азота………………………………………..10

Соединения с неметаллами…………………………………………….13

Соединения с металлами……………………………………………….14

Применение азота и азотсодержащих веществ ………………………14

Фосфор

История открытия фосфора……………………………………………15

Особенности фосфора………………………………………………….15

Природные соединения и получение фосфора……………………….15

Физические и химические свойства…………………………………..16

Фосфорсодержащие кислоты и их соли………………………………17

Соединения с неметаллами……………………………………………19

Соединения с металлами………………………………………………20

Применение фосфора и фосфорсодержащих веществ………………20

Литература…………………………………………………………..21

Введение

Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым

типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах.

В состоянии простых веществ азот – газ а фосфор – твердое вещество. Эти

два вещества получили большую область применения хотя когда азот

впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом а на

продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).

Азот

История открытия азота

Впервые азот был более или менее изучен Даниэлем Резерфордом. Выполняя задание своего учителя Д. Блека открывшего взаимодействие двуокиси углерода с известковой водой Д. Резерфорд исследовал какое изменение претерпевает воздух после того как в нем жило и погибло живое существо. Ответ на этот вопрос гласил: дыхание животных не только превращает здоровый воздухв «фиксируемый воздух» (в двуокись углерода) но после того как фиксируемая порция поглощена раствором едкого кали остающаяся часть хотя и не вызывает осадка с раствором гашеной извести гасит пламя и губит жизнь. Такова первая характеристика азота слагающаяся исключительно из отрицательных признаков: азот противопоставляется двуокиси углерода сходной с ним по отрицательным признакам (оба газа не поддерживают горение и дыхание). Почти одновременно азот был изолирован и изучен двумя другими выдающимися учеными Г. Кавендишем и К. Шееле оба они в отличие от Д. Резерфорда поняли что азот – это лишь выделенная из воздуха заранее присутствующая в нем его составная часть. В особенности примечательно сообщение Г.Кавендиша найденное в его неопубликованных рукописях с пометкой: «послано Пристли». «Я переводил обыкновенный воздух из одного сосуда через раскаленные угли в другой потом через свежий горящий уголь – в следующий сосуд поглощая каждый раз образующийся фиксируемый воздух (углекислый газ) кусковой известью. Удельный вес полученного газа оказался лишь незначительно разнящимся от удельного веса обыкновенного воздуха: из обоих газов азот несколько легче воздуха. Он гасит пламя и делает обыкновенный воздух неспособным возбуждать горение так же как и фиксируемый воздух (CO2 ) но в меньшей степени». Оставалось только дать новому газу название. Никто в те времена не придавал такого значения номенклатуре как А. Лавуазье и никто не совершил (вторично) такой грубой номенклатурной ошибки как присвоение азоту его имени «безжизненный». Это наименование все же закрепилось за азотом во французской и русской литературе; в англосаксонских странах предпочли для азота название Nitrogen – «рождающий селитру» немцы же дали азоту название Stickstoff – «удушающая материя».

Особенности азота

У атома азота на один электрон больше чем у атома углерода; согласно правилу Гунда этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали прежде всего ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму а одна – по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3 +5 и +3 (NH3 HNO3 и NaNO2 ).

Распространение азота в природе

Среди всех элементов образующих земной шар один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы которую представляет собой земной шар - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0 01 массовой доли %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей % состоит из газообразного азота что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3 индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3 )2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков в связанном виде содержится в нефти (до 1 5 массовой доли %) каменных углях (до 2 5 массовой доли %).

Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.

Получение азота

В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.

В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4 Cl + NaNO2 = N2 + 2H2 O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4 NO2 = N2 + 2H2 O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства

Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195 8 град. С точка плавления твердого азота -210 5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23 6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1 2505 г.

Химические свойства

Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота как и исторически первые сообщения о нем всегда начинается не с положительных признаков а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2 .

N2 =2N-711 кДж.

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3 N с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3 N2 . В реакциях взаимодействия азота с металлами азот проявляет окислительные свойства также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3 . Азот также взаимодействует и с другими неметаллами проявляя при этом восстоновительные свойства: N2 +O2 = 2NO N2 + 3F2 =2NF3 .

Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами но они являются неустойчивыми и многие из них особенно хлористый азот и йодистый азот взрывчаты.

Водородные соединения азота

Летучим характеристическим соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3 N. В химическом строении аммиака sp3 -гибридные орбитали атома азота образуют три -связи с тремя атомами водорода которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота что обеспечивает химическую не насыщенность и реакционноспособность молекул аммиака. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33 град. С аммиак сжижается а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом аммиаке между молекулами действуют водородные связи вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно - земельные металлы сера фосфор йод многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.

По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0 град. С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. При этом возможны два механизма возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:

Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней чем у воды а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в аммиаке межмолекулярная водородная связь образуется по первому механизму. Таким образом физико-химические процессы в водном растворе аммиака можно представить следующим образом.

Возникновение гидроксид - ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика (рК 5). В условиях пониженных температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3 Н2 О (tпл =-77 град. С) 2NН3 Н2 О (tпл =-78 град. С) и NН32 О (tпл =-97 град. С). Кристаллогидраты состоят из цепей молекул аммиака и воды сшитых водородными связями в трехмерную сетку в которых отсутствуют структурные мотивы NН4 ОН. Это означает что так называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид как нет гидроксида оксония ОН3 ОН и гидроксида фторония FН2 ОН. Таким образом водные растворы аммиака обладают основными свойствами не за счет образования мнимого соединения NН4 ОН а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NН3 .

Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаются также при непосредственном взаимодействии газообразных веществ:

3 + НСl = NН4 Сl

Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии соли аммония образуют структуры характерные для веществ со значительной долей ионной составляющей связи. Поэтому они хорошо растворяются в воде почти сполна подвергаются электролитической ионизации. Структура иона NН4 + - тетраэдрическая в которой все вершины тетраэдра заняты атомами водорода а азот находится в его центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами водорода. По свойствам соли аммония похожи на соли калия вследствие близости ионных радиусов NН4 + (0 142 нм) и К+ (0 133 нм). Существенная разница заключается только в том что соли калия образованные сильными кислотами не подвержены гидролизу а соли аммония в водных растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.

Соли аммония отличаются невысокой термической устойчивостью. Природа конечных продуктов термического разложения солей аммония в основном определяется свойствами аниона. Если анион происходит от кислоты - окислителя то имеет место окисление аммиачного азота например: NН43 = N2 О + 2Н2 О

В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному азоту а потому последний выступает как окислитель. С другой стороны эта реакция представляет собой пример внутримолекулярного конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот не являющихся окислителями при их термическом разложении выделяется аммиак и кислота: (NН4 )3 РО4 = 3NН3 + Н3 РО4

При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:

2NН4 Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2 О

Эта реакция может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из компонентов - простых веществ.

На воздухе аммиак не горит но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного азота: 4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2 О

При каталитическом окислении реакция идет иначе:

4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2 О

Аммиак выступает как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель например:

Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2

В этой реакции металлический натрий вытесняет водород из жидкого аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень окисления и аммиак играет роль окислителя. С другой стороны подобные реакции иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов например NаNН2 являются солями аммиака отвечающими его кислотной функции. Совершенно очевидно что кислотная природа у аммиака выражена значительно слабее чем у Н2 О и НF. Константа кислотной ионизации ничтожно мала (рКа 35) а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:

NaNH2 + H2 O = NaOH + NH3

Кислотной функции аммиака отвечают не только амиды но и имиды и нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2 ) в имидах - два (Li2 NН) то в нитридах - все три (AlN).

При осторожном окислении аммиака мягким окислителем например гипохлоридом натрия получают другое водородное соединение аммиака - гидразин или диамид:

2NН3 + NаОСl = N2 Н4 + NаСl + Н2 О

Диамид представляет собой бесцветную легко испаряемую токсичную жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)

По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак. В водных растворах гидразина также возникают водородные связи как и в случае аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой воды с участием водородной связи образуется катион [N2 Н5 ]+ а с двумя - [N2 Н6 ]2+ .

Существование гидроксидов этих катионов как индивидуальных веществ не установлено тем не менее известны два типа солей гидразина например N2 Н5 Сl и N2 Н6 Сl2 .

При восстановлении раствора азотной кислоты атомарным водородом получается гидроксиламин:

НNО3 + 6Н = NН2 ОН + 2Н2 О

Гидроксиламин - бесцветные кристаллы (tпл = 33 град.С) термически нестойкие выше 100 град.С взрываются. Водные растворы гидроксиламина более устойчивы. В растворе также возникают межмолекулярные водородные связи и устанавливается динамическое равновесие:

Однако основная функции гидроксиламина выражена еще слабее (рКb 8) чем у аммиака и гидразина. С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония. Наиболее известным препаратом является хлорид гидроксиламмония [NН3 ОН]Сl.

Страницы: 1 2 3