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 Азот
2.1.1 Свойства азота
2.1.2 Применение азота
2.2 Аммиак
2.2.1 Свойства аммиака
2.2.2 Применение аммиака
2.2.3 Оксиды азота
2.3 Азотная кислота
2.3.1 Свойства азотной кислоты
2.3.2 Соли азотной кислоты и их свойства
2.3.3 Применение азотной кислоты и ее солей
2.4 Фосфор
2.4.1 Соединения фосфора
2.4.2 Применение фосфора и его соединений
2.5 Минеральные удобрения
Литература
Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14N (99,635% массы) и 15N (0,365% массы).
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.
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 R2O5.
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 | Строение | Физические свойства | Плот ность, г/см3 | Темпера тура, оС | ||
| Азот | N2 | Молекулярное | Газ без цвета, запаха, вкуса, растворим в воде | 0,81 (ж) | плв | кип | |
| -210 | -195,8 | ||||||
| Фосфор белый | P4 | Тетраэдрическая молекула. Молекулярная кристаллическая решетка. | Твердое мягкое вещество, без цвета, малорастворимо в воде, растворимо в серо углероде | 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 615оС | ||
| Сурьма | Sb4 | -- | Серебристо-белое кристаллическое вещество, хрупкое, плохой проводник тепла и электричества | 6,68 | 630,5 | 1634 | |
| Висмут | 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: 1s22s22p3. 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.
Азот при нормальных условиях - молекулярное, газообразное, малоактивное вещество, молекула состоит из двух атомов; бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде, немного легче воздуха, не реагирует с кислородом, при - 196оС сжимается, при - 210оС превращается в снегоподобную массу.
Азот химически малоактивен. Он не поддерживает ни дыхания, ни горения. При комнатной температуре реагирует только с литием, образуя Li3N. Для разрыва молекулы азота следует затратить 942 кДж/моль энергии. Реакции, в которые вступает азот, являются окислительно-восстановительными, где азот проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.
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.
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.
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.
Молекула аммиака образуется за счет спаривания трех p-электронов атома азота с тремя s-электронами атомов водорода. Степень окисления: - 3. Молекула аммиака сильно полярна.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При охлаждении до - 33оС 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.
Аммиак используют для производства азотной кислоты и азотосодержащих минеральных удобрений, солей, соды. В жидком виде его применяют в холодильном деле. Аммиак применяют в медицине для создания нашатырного 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.
Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда.
| NO2 | Оксид азота (IV) - диоксид азота | Солеобразующие | Бурый газ со специфическим запахом, растворим в воде, легко димеризуется | Проявляет свойства кислотных оксидов, термически неустойчив, ядовит | |
| N2O5 | Оксид азота (V) - азотный ангидрид | Белое кристал- лическое вещество. tпл=32,3оС,раст-воримо в воде. | Проявляет свойства кислотных оксидов, термически неустойчив, ядовит | ||
Таблица свойств оксидов азота.
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 86оС, а при температуре - 41,6оС 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.