Урок 14. Азот и фосфор

Азот и фосфор
план-конспект урока по химии (9 класс)

Представлена разработка урока азот и фосфор

Скачать:

Вложение Размер
azot_i_fosfor_detyam_2.docx 15.29 КБ
azot_i_fosfor_detyam.docx 15.72 КБ
opornyy_azot.docx 406.72 КБ
azot_i_fosfor_urok.doc 67.5 КБ
uchitel_roshchinskaya_v.pptx 451.57 КБ

Предварительный просмотр:

Азот и фосфор — элементы жизни.

Урок-игра “Счастливый случай”.

Девиз урока : “Жизнь учит только тех, кто её изучает”. (В. Ключевский)

1 гейм. Гонка за лидером.

1.Где больше всего азота:

2.Каково содержание азота в воздухе:

3.Какова роль азота воздуха для человека:

А) служит для дыхания;

Б) входит в состав важных биологических веществ;

В) является инертной средой для организма.

4.Выберите цепочку превращений, по которой азот попадает в почву:

А) N 2 NO NO 2 HNO 3 ;

Б) N 2 NH 3 NH 4 OH;

В) N 2 NH 3 NO NO 2 HNO 3 .

5.Выберите формулу аммиака:

6.Какая реакция называется “дым без огня”:

А) взаимодействие аммиака с водой;

Б) взаимодействие аммиака с кислотой;

В) горение аммиака.

7.Как в лаборатории можно собрать аммиак:

А) в сосуд, перевёрнутый отверстием вниз;

Б) в сосуд, повёрнутый отверстием вверх;

В) способом вытеснения воды.

8.Какое соединение входит в состав дымного пороха:

9.Какое вещество называется “бурый газ”:

10.Какой вид фосфора отвечает формуле Р 4 :

Оценка – 5 (за отчёт) + 10 (за тест) баллов.

3 КОНКУРС «Шаг за шагом»

Задание. Осуществить превращения согласно схемам:

N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → Ba (NO3)2 → BaSO4

4. КОНКУРС. «Крестики – нолики»

Задание: Указать выигрышные пути – определить вещества, с которыми взаимодействует раствор H 3 PO 4 .

5КОНКУРС «Реши задачу»

Задача. При взаимодействии 10,7 г хлорида аммония с гидроксидом кальция было потрачено 3,36 л аммиака (н.у.). Вычислите практический выход аммиака.

4 гейм Тёмная лошадка . Химическая лаборатория предлагает следующее задание: «В химическую лабораторию поступили 3 пробирки с растворами без этикеток. Из накладной узнали, что в пробирках находится раствор нитрата натрия, раствор хлорида натрия, раствор фосфата натрия. Как определить каждое вещество? Проведите необходимое исследование и напишите уравнения реакций.

Задание. Определить в нумерованных пробирках натриевые соли соляной, фосфорной и азотной кислот. Составить соответствующие уравнения реакций.

Оценка – по 1 баллу за правильное распознавание и уравнение

Поставьте на листочках “+”, если вы с этим утверждением согласны: 1 – мне было комфортно на уроке

2 – я получил ответ на все интересующие меня вопросы

3 – я принимал активное участие во всех этапах урока

Предварительный просмотр:

Азот и фосфор — элементы жизни.

Урок-игра “Счастливый случай”.

Девиз урока : “Жизнь учит только тех, кто её изучает”. (В. Ключевский)

1 гейм. Гонка за лидером.

1.Где больше всего азота:

2.Каково содержание азота в воздухе:

3.Какова роль азота воздуха для человека:

А) служит для дыхания;

Б) входит в состав важных биологических веществ;

В) является инертной средой для организма.

4.Выберите цепочку превращений, по которой азот попадает в почву:

А) N 2 NO NO 2 HNO 3 ;

Б) N 2 NH 3 NH 4 OH;

В) N 2 NH 3 NO NO 2 HNO 3 .

5.Выберите формулу аммиака:

6.Какая реакция называется “дым без огня”:

А) взаимодействие аммиака с водой;

Б) взаимодействие аммиака с кислотой;

В) горение аммиака.

7.Как в лаборатории можно собрать аммиак:

А) в сосуд, перевёрнутый отверстием вниз;

Б) в сосуд, повёрнутый отверстием вверх;

В) способом вытеснения воды.

8.Какое соединение входит в состав дымного пороха:

9.Какое вещество называется “бурый газ”:

10.Какой вид фосфора отвечает формуле Р 4 :

Оценка – 5 (за отчёт) + 10 (за тест) баллов.

3 КОНКУРС «Шаг за шагом»

Задание. Осуществить превращения согласно схемам:

Р → Р 2 О 5 → Н 3 РО 4 → Na 3 PO 4 → Ag 3 PO 4

4. КОНКУРС. «Крестики – нолики»

Задание: Указать выигрышные пути – определить вещества, с которыми взаимодействует раствор HNO 3

5КОНКУРС «Реши задачу»

Задача. При взаимодействии 10,7 г хлорида аммония с гидроксидом кальция было потрачено 3,36 л аммиака (н.у.). Вычислите практический выход аммиака.

4 гейм Тёмная лошадка . Химическая лаборатория предлагает следующее задание: «В химическую лабораторию поступили 3 пробирки с растворами без этикеток. Из накладной узнали, что в пробирках находится раствор нитрата натрия, раствор хлорида натрия, раствор фосфата натрия. Как определить каждое вещество? Проведите необходимое исследование и напишите уравнения реакций.

Задание. Определить в нумерованных пробирках натриевые соли соляной, фосфорной и азотной кислот. Составить соответствующие уравнения реакций.

Оценка – по 1 баллу за правильное распознавание и уравнение

Поставьте на листочках “+”, если вы с этим утверждением согласны: 1 – мне было комфортно на уроке

2 – я получил ответ на все интересующие меня вопросы

3 – я принимал активное участие во всех этапах урока

Предварительный просмотр:

Предварительный просмотр:

Азот и фосфор — элементы жизни.

Урок-игра “Счастливый случай”.

  • Обобщить знания учащихся о составе и свойствах соединений азота и фосфора.
  • Развить умения правильно наблюдать и делать выводы по результатам наблюдений, уметь самостоятельно принимать решения, работать в коллективе и сотрудничать, развивать интерес к предмету через необычную форму проведения урока.
  • Расширить знания учащихся о значении этих веществ в природе и деятельности человека.
  • Сформировать целостную картину о взаимосвязи веществ живой и неживой природы.

Оборудование: карточки с тестами; пробирки; КNO 3 ; NH 4 Cl; Na 3 PO 4 .

Форма обучения: урок –игра

Девиз урока : “Жизнь учит только тех, кто её изучает”. (В. Ключевский)

Предварительная подготовка. Учащиеся по группам готовят творческие отчёты об одном из веществ (азот, аммиак, азотная кислота, нитраты, фосфор).

Учитель. По выражению М. Монтеля «Очень полезно оттачивать и шлифовать свой ум об умы других». Нам сегодня предстоит нелегкий труд по оттачиванию ума. Ведь ум, по словам Аристотеля, заключается не только в знании, но и в умении прилагать знания на деле.

Вы готовы вместе со мной отправиться в путешествие за знаниями для того, чтобы научиться применять их на деле?

Сегодня мы проводим урок под девизом: “Жизнь учит только тех, кто её изучает”, и это не случайно. Вы ещё раз убедитесь, что те вещества, о которых шла речь в данной теме, очень важны в жизни растений и животных, в необходимости изучения свойств этих веществ и действия их на организм. И поэтому все задания, все творческие конкурсы ещё раз убедят вас в единстве природы, в необходимости познания её законов. Ребята, сегодня у нас с вами необычный урок, а урок игра. И прежде чем начать нашу игру я попрошу вас отгадать загадки.

  • Он безжизненный зовется,

Но жизнь без него не создается.

  • Если я свечу во тьме – то я белый,

Если в школе в порошке – то я красный.

Правильно. Это азот и фосфор. Вот этим двум важным химическим элементам и посвятим наш урок – игру, на котором мы повторим и закрепим свойства, значение, получение и применение азота и фосфора, а также их соединений.

1 гейм. Гонка за лидером.

1.Химический элемент азот несет в себе много противоречий с момента открытия. Что означает слово «азот» у разных народов.

Азот называют газом парадоксов, а начинаются парадоксы уже с истории его открытия. Азот практически был открыт пятью учеными. Назовите их.

Какова история открытия фосфора?

2. Групповой тест (можно индивидуальный). Альтернативный тест

Тест для команд.

1.Где больше всего азота:

2.Каково содержание азота в воздухе:

3.Какова роль азота воздуха для человека:

А) служит для дыхания;

Б) входит в состав важных биологических веществ;

В) является инертной средой для организма.

4.Выберите цепочку превращений, по которой азот попадает в почву:

А) N2 NO NO2 HNO3;

В) N2 NH3 NO NO2 HNO3.

5.Выберите формулу аммиака:

6.Какая реакция называется “дым без огня”:

А) взаимодействие аммиака с водой;

Б) взаимодействие аммиака с кислотой;

В) горение аммиака.

7.Как в лаборатории можно собрать аммиак:

А) в сосуд, перевёрнутый отверстием вниз;

Б) в сосуд, повёрнутый отверстием вверх;

В) способом вытеснения воды.

8.Какое соединение входит в состав дымного пороха:

9.Какое вещество называется “бурый газ”:

10.Какой вид фосфора отвечает формуле Р4:

Оценка – 5 (за отчёт) + 10 (за тест) баллов.

3 КОНКУРС «Шаг за шагом»

Задание. Осуществить превращения согласно схемам:

а. Р → Р2О5 → НРО3 → Н3РО4 → Na3 PO4 → Ag3PO4

б) N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → Ba (NO3)2 → BaSO4

Для первых уравнений составить электронный баланс и показать окислитель и восстановитель. А для последних уравнений написать полные и сокращенные ионные уравнения.

4. КОНКУРС. «Крестики – нолики»

Задание: Указать выигрышные пути – определить вещества, с которыми взаимодействует раствор HNO 3 и H 3 PO 4 .

Азот и фосфор. V группа А подгруппа К элементам этой подгруппы относятся: К элементам этой подгруппы относятся: N ; P ; As ; Sb; Bi. N ; P ; As ; Sb; – презентация

Презентация была опубликована 9 лет назад пользователемkirov-school27.ucoz.ru

Похожие презентации

Презентация на тему: ” Азот и фосфор. V группа А подгруппа К элементам этой подгруппы относятся: К элементам этой подгруппы относятся: N ; P ; As ; Sb; Bi. N ; P ; As ; Sb;” — Транскрипт:

2 V группа А подгруппа К элементам этой подгруппы относятся: К элементам этой подгруппы относятся: N ; P ; As ; Sb; Bi. N ; P ; As ; Sb; Bi. Особенно большое значение имеют Особенно большое значение имеют азот и фосфор азот и фосфор Азот входит в состав воздуха, в состав Азот входит в состав воздуха, в состав белков, нуклеиновых кислот, в состав белков, нуклеиновых кислот, в состав многих горных пород и минералов(селитры) многих горных пород и минералов(селитры) Фосфор входит в состав белков, нуклеиновых кислот, минералов апатитов и фосфоритовю Фосфор входит в состав белков, нуклеиновых кислот, минералов апатитов и фосфоритовю

3 Характеристика азота и фосфора по периодической системе План характеристи- ки АзотФосфор

4 Электронные формулы азота и фосфора N ) ) 1s²2s²2p³ N ) ) 1s²2s²2p³ 2 5 Cоставьте электронно- 2 5 Cоставьте электронно- графическую формулу графическую формулу азота азота +7 N высшая степень окисления +7 N высшая степень окисления низшая степень окисления низшая степень окисления -3 -3

5 Знаете ли вы что … Впервые азот был открыт ученым Впервые азот был открыт ученым Д. Резерфордом в 1772г. Свойства исследовали К Шееле, Г. Кавендиш, Д. Резерфордом в 1772г. Свойства исследовали К Шееле, Г. Кавендиш, Дж. Пристли. Дж. Пристли. А. Лавуазье предложил термин азот, что в переводе с греческого «безжизненный» А. Лавуазье предложил термин азот, что в переводе с греческого «безжизненный»

6 Азот. Физические свойства Строение молекулы N2 Строение молекулы N2 Структурная формула N Ξ N Структурная формула N Ξ N Электронная формула : N N : Электронная формула : N N : Связь ковалентная неполярная, очень прочная, тройная 1σ(сигма) и 2π ( пи) Связь ковалентная неполярная, очень прочная, тройная 1σ(сигма) и 2π ( пи) Азот- газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, немного легче воздуха, Азот- газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, немного легче воздуха, Ткип = ºС Ткип = ºС

7 Химические свойства азота При обычных условиях малоактивен При обычных условиях малоактивен При Т=2000º реагирует с кислородом При Т=2000º реагирует с кислородом N 2 + O 2 2 NO –Q N 2 + O 2 2 NO –Q При Т=400ºС и р При Т=400ºС и р N 2 +3H 2 2 NH 3 N 2 +3H 2 2 NH 3 аммиак аммиак С некоторыми металлами С некоторыми металлами 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 нитрид магния нитрид магния

8 Аммиак Аммиак Соединение азота с водородом называется аммиак NH 3 Соединение азота с водородом называется аммиак NH 3 Строение молекулы Строение молекулы H – N – H H – N – H | H Ковалентная полярная связь Ковалентная полярная связь Форма молекулы тетраэдр рис.11 стр. 47 Форма молекулы тетраэдр рис.11 стр. 47

10 Получение в промышленности В 1913 году в Германии был создан первый завод каталитического синтеза аммиака В 1913 году в Германии был создан первый завод каталитического синтеза аммиака N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q Реакция обратимая, Т=300ºС, Р = МПа, в присутствии катализатора- Реакция обратимая, Т=300ºС, Р = МПа, в присутствии катализатора- пористого железа пористого железа

12 Получение в лаборатории При нагревании смеси солей аммония со щелочами. При нагревании смеси солей аммония со щелочами. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O хлорид аммония аммиак хлорид аммония аммиак Физические свойства Физические свойства Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Хорошо растворим в воде. В 1V H2O – 700V NH3 Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Хорошо растворим в воде. В 1V H2O – 700V NH3

13 Химические свойства Активное вещество Активное вещество Взаимодействует с водой Взаимодействует с водой NH3 + H2O NH4OH гидроксид аммония NH3 + H2O NH4OH гидроксид аммония С кислотами С кислотами NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 сульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 сульфат аммония

14 Химические свойства Непрочное соединение при нагревании разлагается Непрочное соединение при нагревании разлагается 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Горит Горит ?NH3 + ? O2 ? N2 + ?H2O ?NH3 + ? O2 ? N2 + ?H2O Окисляется в присутствии катализатора Pt Окисляется в присутствии катализатора Pt ? NH3 + ? O2 ? NO + ?H2O ? NH3 + ? O2 ? NO + ?H2O проверка стр. 49 табл. 13 проверка стр. 49 табл. 13 Восстанавливает металлы из их оксидов Восстанавливает металлы из их оксидов 2 NH3 + 3 CuO = N2 +3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 +3Cu + 3 H2O

15 Применение Аммиак Мин. удобрения В медицинеВ быту Взрывчатые вещества Азотная кислота

16 Соли аммония NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 сульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 сульфат аммония NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 гидросульфат аммония NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 гидросульфат аммония NH3 + HNO3 = ? Дать название NH3 + HNO3 = ? Дать название NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Качественная реакция на ион аммония Качественная реакция на ион аммония NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O запах аммиака NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O запах аммиака Разлагается при нагревании Разлагается при нагревании NH4NO3 = N2O +2 H2O NH4NO3 = N2O +2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

17 Вопросы и упражнения Какие элементы составляют VА группу? Какие элементы составляют VА группу? Какого строение внешнего электронного слоя атомов азота и фосфора? Какого строение внешнего электронного слоя атомов азота и фосфора? Каковы физические свойства проявляет азот? Каковы физические свойства проявляет азот? Почему азот химически малоактивен? Почему азот химически малоактивен? Сколько по объему содержится азота в воздухе? Сколько по объему содержится азота в воздухе? Какой тип химической связи в молекуле азота? Какой тип химической связи в молекуле азота? Где азот встречается в природе? Где азот встречается в природе? Как получают азот? Как получают азот? Назовите водородное соединение азота, его физические свойства. Назовите водородное соединение азота, его физические свойства. Как получают аммиак в лаборатории и промышленности? Как получают аммиак в лаборатории и промышленности?

18 Вопросы и упражнения Какие соли образует аммиак? Какие соли образует аммиак? Какая реакция является качественной на катион аммония? Какая реакция является качественной на катион аммония? Где находят применение азот, аммиак, соли аммония? Где находят применение азот, аммиак, соли аммония?

19 Упражнения Закончите уравнения реакций Закончите уравнения реакций N2 + H2 ? N2 + H2 ? N2 + Ca ? N2 + Ca ? N2 + O2 ? N2 + O2 ? NH3 + H2O NH3 + H2O NH3 + H2SO4 NH3 + H2SO4 Ca(OH)2 + NH4Cl Ca(OH)2 + NH4Cl

20 Упражнение Решить цепочку превращения Решить цепочку превращения N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Решить ОВР Решить ОВР NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O Вычислить объем аммиака( н.у.), который образуется из 25л азота и 25 л водорода? Вычислить объем аммиака( н.у.), который образуется из 25л азота и 25 л водорода? Вычислить какую массу и какой объем составляет 5 молей аммиака? Вычислить какую массу и какой объем составляет 5 молей аммиака? Вычислить относительную плотность по водороду и по воздуху аммиака? Вычислить относительную плотность по водороду и по воздуху аммиака?

21 Оксиды азота Известно несколько оксидов азота Известно несколько оксидов азота НесолеобразующиеСолеобразующие N 2 O – оксид азота I Бесцветный газ, сладковатый, раств. в Н 2 О«веселящий газ» NO – оксид азота II Бесцветный, без запаха, малорастворим N 2 O 3 оксид азота III Темно-синяя жидкость, раств. в воде. NO 2 оксид азота IV Бурый газ, ядовит N 2 O 5 оксид азота V Бесцветные

22 Азотная кислота Строение молекулы HNO3 Строение молекулы HNO3 O // // H – O – N H – O – N \ \ O

24 Получение В лаборатории В лаборатории NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 нитрат натрия гидросульфат натрия нитрат натрия гидросульфат натрия В промышленности В промышленности 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O +Q 2. 2NO + O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

25 Физические свойства Бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом. Хорошо растворима в воде. Концентрированная очень опасна. Под действием света разлагается. Хранят в темной посуде. Сильный окислитель. Огнеопасна. Бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом. Хорошо растворима в воде. Концентрированная очень опасна. Под действием света разлагается. Хранят в темной посуде. Сильный окислитель. Огнеопасна.

26 Химические свойства Общие с другими кислотами Общие с другими кислотами 1..Сильная кислота, диссоциирует полностью HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Реагируют с основными оксидами CuO + HNO3 = ? + ? CuO + HNO3 = ? + ? 3. Реагируют с основаниями Fe( OH)3 + HNO3 = ? + ? Fe( OH)3 + HNO3 = ? + ? 4 Реагирует с солями более слабых кислот Na2CO3 + HNO3 = ? + ? + ? Na2CO3 + HNO3 = ? + ? + ?

27 Специфические свойства При нагревании и на свету разлагается При нагревании и на свету разлагается 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 При взаимодействии с белками образуется вещество ярко- желтого цвета. При взаимодействии с белками образуется вещество ярко- желтого цвета. По разному реагирует с металлами при этом никогда не выделяется водород Н2 По разному реагирует с металлами при этом никогда не выделяется водород Н2 Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + газ Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + газ

28 Взаимодействие с металлами HNO3 концетрированная На холоде не реа- гирует с Fe ; Al ; Cr С тяжелыми металлами NO2 С металлами I,II группы А N2O

29 Взаимодействие с металлами HNO3 разбавленная Металлы тяжелые NO Металлы IиIIгр.А NH3 или NH4NO3

30 Примеры Сu + HNO3 = ? + ? + ? Сu + HNO3 = ? + ? + ? конц конц Cu + HNO3 = ? + ? + ? Cu + HNO3 = ? + ? + ? разб разб

31 Применение азотной кислоты HNO3 КрасителиЛекарстваФотопленка Взрывчатые вещества Минеральные удобрения

32 Соли азотной кислоты Соли азотной кмслоты – нитраты Соли азотной кмслоты – нитраты Нитраты калия, натрия, аммония и кальция – называются селитрами. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция – называются селитрами. NaNO3 – нитрат натрия, натриевая селитра NaNO3 – нитрат натрия, натриевая селитра NH4NO3 – нитрат аммония, аммиачная NH4NO3 – нитрат аммония, аммиачная селитра. селитра. Все нитраты растворимы в воде. Все нитраты растворимы в воде. Являются сильными окислителями. Являются сильными окислителями. При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода О 2 При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода О 2

33 Разложение нитратов МеNO3 До Mg MeNO2+O2 От Mg до Сu MeO+NO2+O2 После Cu Me+NO2+O2

34 Примеры NaNO3 = ? + ? NaNO3 = ? + ? Zn (NO3)2 = ? + ? + ? Zn (NO3)2 = ? + ? + ? Ag NO3 = ? + ? + ? Ag NO3 = ? + ? + ? Закончить уравнения и расставить коэффициенты Закончить уравнения и расставить коэффициенты

35 Вопросы и упражнения Какие оксиды азота вам известны? Какие оксиды азота вам известны? Каковы физические свойства азотной кислоты Каковы физические свойства азотной кислоты Опишите химические свойства азотной кислоты? Опишите химические свойства азотной кислоты? Какие специфические свойства азотной кислоты вам известны? Какие специфические свойства азотной кислоты вам известны? Как получают азотную кислоту в лаборатории? Как получают азотную кислоту в лаборатории? Как получают азотную кислоту в промышленности? Как получают азотную кислоту в промышленности? Где применяют азотную кислоту? Где применяют азотную кислоту? Как называют соли азотной кислоты и где их применяют? Как называют соли азотной кислоты и где их применяют?

36 Упражнения Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Составьте уравнение реакции конц. азотной кислоты с медью. Решите ее как ОВР Составьте уравнение реакции конц. азотной кислоты с медью. Решите ее как ОВР Сu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Сu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

37 Упражнения Решить цепочку превращений Решить цепочку превращений N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Вычислить массу нитрата магния, который образовался при взаимодействии оксида магния с 120г раствора азотной кислоты с 10% концентрацией. Вычислить массу нитрата магния, который образовался при взаимодействии оксида магния с 120г раствора азотной кислоты с 10% концентрацией. Какой объем кислорода выделится при разложении при нагревании 150г нитрата натрия? Какой объем кислорода выделится при разложении при нагревании 150г нитрата натрия? Вычислить массовую долю азота в нитрате алюминия. Вычислить массовую долю азота в нитрате алюминия.

Положение азота и фосфора в периодической системе. Строение их атомов. Азот, свойства и применение

Разделы: Химия

Ключевые слова: азот

Цель:

  • Дать общую характеристику подгруппы азота в свете строения атома и положения в периодической системе,
  • конкретизировать знания о ковалентной неполярной связи на примере молекулы азота,
  • рассмотреть физические и химические свойства азота в свете ОВР,
  • расширить знания о значении азота в природе и жизни человека.

Планируемые результаты.

  • Познавательные УУД: уметь оценивать информацию, выделять в ней главное, уметь работать с периодической таблицей, переводить информацию из одной формы в другую, уметь делать выводы.
  • Регулятивные УУД: уметь организовывать выполнение заданий учителя, составлять план работы с учебником, выполнять задания в соответствии с поставленной целью, находить ответы на поставленные вопросы, развивать навыки самооценки и самоанализа.
  • Личностные УУД: формировать умения вести диалог, работать в группе, строить монологическую речь, формулировать проблему и знать пути ее решения, строить логическую цепь размышлений.
  • Коммуникативные УУД: умение работать в группах, обмениваться информацией, адекватно использовать речевые средства для дискуссии и аргументации своей позиции, аргументировать свою точку зрения.

Тип урока: изучение нового материала.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Актуализация опорных знаний

Учитель: Прочитайте текст: 5 знаменитых химиков дали этому неметаллу, который образует простое вещество в газообразном состоянии, его молекула двухатомна следующие названия.

А) 1772г. – шотландский химик Д.Резерфорд назвал его «ядовитым воздухом».

Б) 1772г. – англ. химик Джозеф Пристли «дефлогестированным воздухом».

В) 1773г. – английский химик Карл Шееле – «испорченным воздухом»

Г) 1774г. – английский химик Г.Кавендиш – «удушливым воздухом».

Д) 1776г. – французский химик А.Л.Лавуазье – «безжизненным воздухом».

Чтобы было понятно, о каком веществе идет речь, прочитайте загадку об этом веществе и отгадайте ее.

Предупреждаю вас заранее:
Я непригоден для дыхания!
Но все как будто бы не слышат
И постоянно мною дышат.

3. Мотивация урока

  1. Пользуясь периодической системой, дайте характеристику азоту.
  2. Какие еще элементы находятся вместе с ним в одной подгруппе?
  3. Изобразите строение молекулы азота, определите тип химической связи в молекуле.
  4. Назовите низшие и высшие степени окисления элемента.
  5. Где встречается элемент в природе?
  6. Почему этот элемент называют биогенным элементом?
  7. Почему азота в воздухе содержится 78%, а кислорода 21%?

4. Получение новых знаний

А. Физические и химические свойства азота. (Работа с учебником с последующим обсуждением и ответы на вопросы).

  1. Перечислите физические свойства азота.
  2. Как вы думаете, азот в химическом отношении активное вещество или нет, обоснуйте свою мысль.
  3. С какими веществами будет реагировать азот? Запишите уравнения реакций в тетради. Разберите данные химические уравнения с точки зрения окисления- восстановления.
  4. Почему при обычных условиях эти реакции не протекают?
  5. Охарактеризуйте реакцию взаимодействия азота с водородом.

Б. Применение азота. (чтение статьи из учебника, составление кластера на тему «Применение азота»).

5. Применение новых знаний

А. Беседа по вопросам.

  1. Американский биохимик М.Камен об азоте сказал так: «Азот – это вечные терзания голода среди океана изобилия». Почему ученый азот связывал с проблемой голода?
  2. Вернитесь к первому тексту и объясните, почему ученые, открывшие азот называли его удушливым, «испорченным воздухом», безжизненным, «ядовитым воздухом»?
  3. На каком свойстве азота основано его применение в медицине для удаления бородавок, папиллом?

6. Рефлексия учебной деятельности

7. Подведение итогов урока

Обучающиеся – выражают собственное мнение о работе, полученных результатов, оценивают правильность выполненных действий, делают выводы.

Учитель – подводит итоги урока, выдает домашнее задание, дает рекомендации по его выполнению, комментирует оценки.

Домашнее задание

  • внимательно обработать текст п.23,
  • решить №№3(стр.82),
  • подобрать интересные факты об элементе (по желанию).

Химия

А Вы уже инвестируете?
Слышали про акцию в подарок?

Зарегистрируйся по этой ссылке
и получи акцию до 100.000 руб

План урока:

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.

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.

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.

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):

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:

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)

  • Реакция с основными оксидами, с образованием фосфатов
  • 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.

Презентация на тему: АЗОТ И ФОСФОР

Урок по химии в 10 классе: «Азот и фосфор – p-элементы VA-группы» подготовил учитель химии и биологии ГУО СШ №163 г.Минска Костюкевич Юрий Михайлович

В VA-группе периодической системе расположены неметаллы азот N и фосфор P, полуметалл мышьяк As, а также сурьма Sb и висмут Bi, которые относят к неметаллам.

У атомов элементов VA-группы на внешнем электронном слое находится по 5 электронов. Электронная конфигурация их внешнего электронного слоя ns2np3, например: азота – 2s2p3, фосфора – 3s23p3.

Азот в природе Азот обозначается символом N (лат. Nitrogenium, т.е. «рождающий селитру). Простое вещество азот (N2) — достаточно инертный при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха. Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 78,084% по объёму (то есть около 3,87·1015 т).

Азот в космосе Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот — 4й по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Фосфор в природе Фосфор в природе встречается в основном в виде фосфатов. Так, фосфат кальция Са3(PO4)2 является основным компонентом минерала апатита. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Энергия тройной связи велика и составляет 946кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов и молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000˚С. Высокая прочность связи в молекулах обуславливает химическую инертность азота.

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором. Фосфор

В простейшей молекуле Р4 каждый из четырех атомов фосфора связан ковалентной связью с тремя остальными. Из таких молекул, имеющих форму тетраэдра, состоит белый фосфор. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен! Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор весьма ядовит . Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Красный фосфор имеет атомную полимерную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами ковалентными связями. Красный фосфор не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Он используется в производстве спичек.

При нагревании под давлением примерно в 1200 раз большим, чем атмосферное давление, белый фосфор переходит в черный фосфор, который имеет атомную слоистую кристаллическую решетку. Черный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит. Внешне весьма похож на графит. Чёрный фосфор — это химически наименее активная форма фосфора.

В 1830 году французский химик Шарль Сориа изобрёл фосфорные спички, состоявшие из смеси бертолетовой соли, белого фосфора и клея. Эти спички были весьма огнеопасны, поскольку загорались даже от взаимного трения в коробке и при трении о любую твёрдую поверхность, например, подошву сапога. Из-за белого фосфора они были ядовиты. В 1855 году шведский химик Йохан Лундстрем нанёс красный фосфор на поверхность наждачной бумаги и заменил им же белый фосфор в составе головки спички. Такие спички уже не приносили вреда здоровью, легко зажигались о заранее приготовленную поверхность и практически не самовоспламенялись. Йохан Лундстрем патентует первую «шведскую спичку», дошедшую практически до наших дней. В 1855 году спички Лундстрема были удостоены медали на Всемирной выставке в Париже. Позднее фосфор был полностью выведен из состава головок спичек и оставался только в составе намазки (тёрки). С развитием производства «шведских» спичек, производство спичек с использованием белого фосфора было запрещено почти во всех странах.

Простейшее вещество азот N2 химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах. Окислительные свойства азота проявляются в реакции с водородом и активными металлами. Так, водород с азотом соединяется в присутствии катализатора при высокой температуре и большом давлении, образуя аммиак: Из металлов при обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

Окислительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с наиболее активными металлами: Восстановительные свойства азота и фосфора проявляются при их взаимодействии с кислородом. Так, азот реагирует с кислородом при температуре около 3000˚С, образуя оксид азота (II):

Фосфор также окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства. Но у разных модификаций фосфора химическая активность различна. Например, белый фосфор легко окисляется на воздухе при комнатной температуре с образованием оксида фосфора(III): Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор загораются при поджигании и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма оксида фосфора(IV):

Горение белого фосфора

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый фосфор. Потому он очень часто применяется в зажигательных бомбах. К сожалению, фосфорные боеприпасы применяются и в XXI веке! – во время осады Сараево фосфорные снаряды применялись артиллерией боснийских сербов. В 1992 году такими снарядами было сожжено здание Института востоковедения, в результате чего погибло множество исторических документов. – в 2003-2004 годах применялись британскими спецслужбами в окрестностях Басры в Ираке. – в 2004 году применялись США против партизанского подполья в Ираке в сражении за Фаллуджу. летом 2006 года, в ходе Второй Ливанской войны артиллерийские снаряды с белым фосфором применяла израильская армия. в 2009 году в ходе операции «Литой свинец» в секторе Газа израильская армия применяла боеприпасы, содержащие белый фосфор, допускаемые международным законодательством. – с 2009 палестинские террористы заряжали свои ракеты белым фосфором.

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина PH3 и других соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения».

Основная область применения азота – производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Кроме того, азотом наполняют электрические лампы накаливания. Применение простых веществ

Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для производства ядохимикатов.

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Урок 14. Азот и фосфор

Общая характеристика химических элементов подгруппы азота

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Содержание в земной коре: азот – 0,01%, фосфор – 0,08%, мышьяк – 0,0006%, сурьма – 0,0004%, висмут – 0,00002%

Свойства элементов V-A подгруппы

Порядковый номер элемента

Относительная атомная масса

Температура плавления,С 0

Температура кипения,С 0

Плотность г/см 3

Степени окисления

1. Строение атомов химических элементов

Схема строения атома

Электронное строение последнего энергоуровня

Формула высшего оксида R2O5

Формула летучего водородного соединения

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота – внешний уровень азота состоит только из двух подуровней – 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH3, а с кислородом оксиды вида – R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3PO4, кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

Так как заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от азота к висмуту, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает и способность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.

Азот – неметалл, висмут – металл. От азота к висмуту прочность соединений RH3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

Наибольшее значение среди элементов подгруппы азота имеют азот и фосфор .

Азот, физические и химические свойства, получение и применение

1. Азот – химический элемент

1 s 2 2 s 2 2 p 3 незавершённый внешний уровень, p -элемент, неметалл

2. Возможные степени окисления

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5»

3. Азот – простое вещество, строение молекулы, физические свойства

Азо́т (от греч. ἀ ζωτος — безжизненный, лат. Nitrogenium ), вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье . Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.

N 2 – ковалентная неполярная связь, тройная (σ, 2π), молекулярная кристаллическая решётка

945 кДж/моль

Вывод:

1. Малая реакционная способность при обычной температуре

2. Газ, без цвета, запаха, легче воздуха

Mr ( B оздуха)/ Mr ( N 2 ) = 29/28

4. Химические свойства азота

1. С металлами образуются нитриды M x N y

при нагревании с Mg и щелочно-земельными и щелочными:

c Li при к t комнатной

Нитриды разлагаются водой

2. С водородом

(условия – T , p , kat )

Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

5. Получение:

В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем другого компонента воздуха — кислорода (–182,9°C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара.

В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH4Cl к твердому нитриту натрия NaNO2:

Можно также нагревать твердый нитрит аммония:

6. Применение:

В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.

7. Биологическая роль

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот , нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле – около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·10 11 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра » ( нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения по схеме:
N 2 → Li 3 N → NH 3

№2. Составьте уравнения реакции взаимодействия азота с кислородом, магнием и водородом. Для каждой реакции составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. В одном цилиндре находится газ азот, в другом – кислород, а в третьем – углекислый газ. Как различить эти газы?

Читайте также:
Урок 12. Водород и кислород
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: