История открытия азота и фосфора кратко

Обновлено: 04.07.2024

Неметаллы 5 группы, из подгруппы азота, образуют семейство пниктидов. Азот и фосфор являются элементами V группы А подгруппы. Эти элементы соседи Мышьяка (Аs), Сурьмы (Sb), Висмута (Bi). Все вышеперечисленные не являются металлами. Сложно переоценить значимость азота, а тем более фосфора. Азот является составным элементом как белков, так и нуклеиновых кислот, а также основой атмосферы земли. РНК, ДНК и АТФ будут терять функциональность без данных элементов. Фосфор и азот являются составными элементами данных соединений. Соединения фосфора используются в быту.

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 — 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.

Азот - один из самых распространенных элементов на Земле. История открытия азота и фосфора, физические и химические свойства. Процесс получения и области применения азота, фосфора и фосфорсодержащих веществ. Распространенность данных элементов в природе.

Рубрика	Химия
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	05.12.2013
Размер файла	17,8 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

1.1 Историческая справка

Соединения азота - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения азота в свободном состоянии. В 1772 г. Д. Резерфорд, сжигая фосфор и другие вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им “удушливым воздухом”, не поддерживает дыхания и горения. В 1787 году А. Лавуазье установил, что “жизненный” и “удушливый” газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название “азот”. В 1784 г. Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum - селитра и греческого gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 году Ж. А. Шапталем .К началу ХIX в. были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с другими элементами в качестве связанного азота.

1.2 Распространенность в природе

азот фосфор получение применение

Азот - один из самых распространенных элементов на Земле, причем основная его масса (около 4*1015 т.)сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N2 ) составляет 78,09% по объему ( или 75,6% по массе ), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание азота в литосфере 1,9*10-3% по массе. Природные соединения азота - хлористый аммоний NH4CI и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата ( Чили, Средняя Азия ). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности ( сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода ). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле ( 1 - 2,5% ) и нефти ( 0,02 - 1,5% ), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах ( 0,1% ) и в живых организмах ( 0,3% ).

Хотя название “азот” означает “не поддерживающий жизни”, на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 - 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счет потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота.

В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота ( особенно при интенсивном земледелии ) почвы оказываются обедненными. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве ( “белковое голодание” ). На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот из воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.

Азот - четвертый по распространенности элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

1.3 Физические и химические свойства

Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 ( при 00С и 101325 н/м2 или 760 мм. рт. ст. ), tпл-209,860С, tкип-195,80С. Азот сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (-147,10С), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2);плотность жидкого азота 808 кг/м3. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 00С в 1 м3 H2O растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. Из них при непосредственном взаимодействии элементов ( 40000С ) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N2O3 и азотного N2O5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота НNO2 и азотная кислота НNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H2N-NH2, диимид HN-NH, азотистоводородная кислота HN3 (H-N=N=N), октазон N8H14 и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают косвенным путем, например фтористый азот NF3 - при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота - малостойкие соединения ( за исключением NF3 ); более устойчивы оксигалогениды азота - NOF, NOCI, NOBr, NO2F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскаленного кокса с азотом образуется циан (СN)2. Нагреванием азота с ацетиленом С2Н2 до 15000С может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg3N2 ).

При действии на обычный азот электрических разрядов или при разложении нитридов бора, титана, магния и кальция, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений ( амины, аминокислоты, нитросоединения и др. ).

1.4 Получение и применение

В лаборатории азот легко может быть получен при нагревании концентрированного нитрита аммония:

NH4NO2 N2 + 2H2O

Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.

Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д.

Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 10000С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси известии угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом:

CaC2 + N2 CaCN2 + C

Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака:

CaCN2 + 3H2O CaCO3 + 2NH3

Свободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения азота. Производство связанного азота стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

2.1 История открытия фосфора

Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в поисках "философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи с углем без доступа воздуха. Выделенное вещество светилось на воздухе и затем загоралось. За это свойство Брандт дал ему название "фосфор", т.е. носящий свет ("светоносец").

После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к. содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И лишь после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ получение фосфора из костей, стало возможным получение его в значительных количествах.

2.2 Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)2. Кроме того, фосфор входит в состав некоторых белковых веществ и содержится в растениях и организмах животных и человека.

Из природного фосфорсодержащего сырья свободный фосфор получают высокотемпературным восстановлением (1500 град.С) коксом в присутствии песка. Последний связывает оксид кальция в шлак - силикат кальция. В случае восстановления фосфорита суммарная реакция может быть представлена уравнением:

Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = СаSiО3 + 5СО + Р2

Образующийся угарный газ и парообразный фосфор поступают в холодильник с водой, где происходит конденсация с образованием твердого белого фосфора.

2.3 Физические и химические свойства

Ниже 1000 град.С пары фосфора содержат четырехатомные молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра. При более высоких температурах происходит термическая диссоциация и в смеси возрастает содержание двухатомных молекул Р2. Распад последних на атомы фосфора наступает выше 2500 град.С.

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4. Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.

При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию. Красный фосфор представляет собой полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде, менее токсичное, чем белый фосфор. Окисляется красный фосфор труднее белого, не светится в темноте и воспламеняется лишь при 250 град.С.

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при температуре 220 град.С и давлении 1200 МПа. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев.

Как и в красном фосфоре, здесь каждый атом фосфора связан ковалентными связями с тремя соседями. Расстояние между атомами фосфора 0,387 нм. Белый и красный фосфор - диэлектрики, а черный фосфор - полупроводник с шириной запрещенной зоны 0,33 эВ. В химическом отношении черный фосфор наименее реакционноспособен, воспламеняется лишь при нагревании выше 400 град.С.

Окислительную функцию проявляет фосфор при взаимодействии с металлами:

Как восстановитель фосфор выступает в реакциях с активными неметаллами - галогенами, кислородом, серой, а также с сильными окислителями:

2Р + 3S = Р2S3 2Р + 5S = Р2S5

С кислородом и хлором взаимодействует аналогично.

Р + 5НNО3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О

В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует:

8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2

2.4 Применение фосфора и фосфорсодержащих веществ

Красный фосфор в чистом виде применяют в спичечном производстве; в смеси с толченым стеклом и клеем его наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Красный и белый фосфор используют при получении йодистоводородной и бромистоводородной кислот. Фосфид цинка Zn3Р2 применяют для борьбы с грызунами. Белый фосфор используют в военном деле для зажигательных бомб, а также для дымообразующих снарядов, шашек и гранат, дающих дымовые завесы. Применение радиоактивного изотопа фосфора Р32 позволило по-новому осветить поведение фосфора в растениях, почве и удобрениях.

Исключительная чувствительность определения радиоактивного фосфора дает возможность следить за ходом поступления в растения фосфатов, за их распределением и превращениями внутри растений. Чистую фосфорную кислоту используют в пищевой и фармацевтической промышленности. Техническая фосфорная кислота идет для окрашивания тканей, производства эмалей, зубных пломб, а также для производства фосфорных удобрений.

Подобные документы

Открытие, физические и химические свойства азота. Круговорот азота в природе. Промышленный и лабораторный способы получения чистого азота. Химические реакции азота в нормальных условиях. Образование природных залежей полезных ископаемых, содержащих азот.

презентация [226,7 K], добавлен 08.12.2013

История открытия азота, его формула и свойства, нахождение в природе и химические реакции, которые происходят непосредственно в природе при участии азота. Методы связывания, получение и свойства нескольких важнейших соединений, области применения азота.

курсовая работа [896,1 K], добавлен 22.05.2010

Свойства элементов подгруппы азота, строение и характеристика атомов. Увеличение металлических свойств при переходе элементов сверху вниз в периодической системе. Распространение азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе, их применение.

реферат [24,0 K], добавлен 15.06.2009

Биологические и не биологические процессы фиксации азота. Открытие бактерий рода азотобактер. Соединения азота, формы их распространения и области применения. Физические и химические свойства азота, его распространение в природе и способы получения.

реферат [64,7 K], добавлен 22.04.2010

Фосфор как один из самых распространенных элементов земной коры, его значение в жизни всего живого. Процесс поступления фосфора из океана на сушу. Исключение из биосферы фосфатов, отложенных на больших морских глубинах. Цикл круговорота фосфора в природе.

презентация [520,5 K], добавлен 07.04.2016

Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация [544,3 K], добавлен 26.12.2011

Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Зарегистрироваться 15–17 марта 2022 г.

Описание презентации по отдельным слайдам:

История открытия фосфора

Фосфор 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 светиться в темноте).

Алхимик, открывающий фосфор

Получение Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмомпри температуре около 1600 °С: Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе,метафосфорную кислоту:

Физические св-ва Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможныеаллотропические модификации фосфора пока (2014 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, чёрный, или металлический.

Химические св-ва Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4= 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Спасибо за внимание)

Краткое описание документа:

Более трехсот лет отделяют нас от того момента, когда гамбургский алхимик Геннинг Бранд открыл новый элемент — фосфор. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, с помощью которых старики молодеют, больные выздоравливают, а неблагородные металлы превращаются в золото. Не забота о благе людском, а корысть руководила Брандом. Об этом свидетельствуют факты из истории единственного настоящего открытия, сделанного этим алхимиком.

На первом, пятидесятилетием этапе истории фосфора, кроме открытия Бойля, лишь одно событие отмечено историей науки: в 1715 г. Генсинг установил наличие фосфора в мозговой ткани. После опытов Маркграфа история элемента, приобретшего много лет спустя номер 15, стала историей многих больших открытий.

Все о фосфоре

В 1769 г. Ю. Ган доказал, что в костях содержится много фосфора. То же самое подтвердил через два года знаменитый шведский химик К. Шееле, предложивший способ получения фосфора из золы, образующейся при обжиге костей.

Еще несколькими годами позже Ж. Л. Пруст и М. Клапрот, исследуя различные природные соединения, доказали, что фосфор широко распространен в земной коре, главным образом в виде фосфата кальция.

В 1839 г. другой англичанин, Лауз, впервые получил суперфосфат — фосфорное удобрение, легко усвояемое растениями .

Фосфор аналог азота

Тело человека содержит в среднем около 1,5 кг элемента № 15. Из этого количества 1,4 кг приходится на кости, около 130 г-на мышцы и 12 г —на нервы и мозг. Почти все важнейшие физиологические процессы, происходящие в нашем организме, связаны с превращениями фосфор-оргапических веществ. В состав костей фосфор входит главным образом в виде фосфата кальция. Зубная эмаль — это тоже соединение фосфора, которое по составу и кристаллическому строению соответствует важнейшему минералу фосфора апатиту Ca5(P04)3(F, Сl).

Естественно, что, как и всякий жизненно необходимый элемент, фосфор совершает в природе круговорот. Из почвы его берут растения, от растений этот элемент попадает в организмы человека и животных. В почву фосфор возвращается с экскрементами и при гниении трупов. Фосфоробактерии переводят органический фосфор в неорганические соединения.

Однако в единицу времени из почвы выводится значительно больше фосфора, чем поступает в почву. Мировой урожай сейчас ежегодно уносит с полей больше 3 млн. т фосфора.

Естественно, что для получения устойчивых урожаев этот фосфор должен быть возвращен в почву, и потому нет ничего удивительного в том, что мировая добыча фосфоритной руды сейчас составляет значительно больше 100 млн. т в год.

В земной коре фосфор встречается исключительно в виде соединений. Это главным образом малорастворимые соли ортофосфорной кислоты; катионом чаще всего служит ион кальция.

На долю фосфора приходится 0,08% веса земной коры. По распространенности он занимает 13-е место среди всех элементов. Фосфор содержится не менее чем в 190 минералах, из которых главнейшие: фторапатит Ca5(P04)3F, гидроксилапатит Са5(Р04)3ОН, фосфорит Саэ(Р04)2 с примесями.

Реже встречаются вивианит Fe3 (Р04)2-8Н20, монацит (Се, La) Р04, амблигонит LaAl(P04)F, трифилит Li(Fe, Мn)Р04 и еще реже ксенотим YP04 и торбернит Cu(U03)2[P04]2-12H20.

Минералы фосфора делятся на первичные и вторичные. Из первичных особенно распространены апатиты, часто встречающиеся среди пород магматического происхождения. Эти минералы образовались в момент становления земной коры.

В отличие от апатитов фосфориты залегают среди пород осадочного происхождения, образовавшихся в результате отмирания живых существ. Это вторичные минералы.

В виде фосфидов железа, кобальта, никеля фосфор встречается в метеоритах. Разумеется, этот распространенный элемент есть и в морской воде (6 • 10-6%).

Фосфор — неметалл (то, что раньше называли металлоид) средней активности. На наружной орбите атома фосфора находятся пять электронов, причем три из них не спарены. Поэтому он может проявлять валентности 3—, 3+ и 5+.

Для того чтобы фосфор проявлял валентность 5+, необходимо какое-либо воздействие на атом, которое бы превратило в неспаренные два спаренных электрона последней орбиты.

Фосфор часто называют многоликим элементом. Действительно, в разных условиях он ведет себя по-разному, проявляя то окислительные, то восстановительные свойства. Многоликость фосфора — это и его способность находиться в нескольких аллотропных модификациях.

При нагревании без доступа воздуха выше 250° С белый фосфор превращается в красный. Это уже полимер, но не очень упорядоченной структуры. Реакционная способность у красного фосфора значительно меньше, чем у белого. Он не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде, не ядовит . Плотность его намного больше, структура мелкокристаллическая.

Менее известны другие, еще более высокомолекулярные модификации фосфора — фиолетовый, коричневый и черный, отличающиеся одна от другой молекулярным весом и степенью упорядоченности макромолекул. Черный фосфор, впервые полученный П. Бриджменом в условиях больших давлений (200 тыс. атм при температуре 200еС), скорее напоминает графит, чем белый или красный фосфор. Эти модификации лабораторная экзотика и в отличие от белого и красного фосфора практического применения пока не нашли.

Кстати, о применениях элементного фосфора; главные его потребители — производство спичек, металлургия, химические производства. В недавнем прошлом часть получаемого элементного фосфора расходовалась на военных предприятиях, его использовали для приготовления дымовых и зажигательных составов.

Металлурги обычно стремятся избавиться от примеси фосфора в металле — он ухудшает механические свойства, по иногда фосфор вводят в сплавы умышленно. Это делается, когда нужно, чтобы при затвердевании металл немного расширился и точно воспринял очертания формы. Широко используется фосфор и в химии. Часть его идет на приготовление хлоридов фосфора, нужных при синтезе некоторых органических препаратов; стадия производства элементного фосфора есть и в некоторых технологических схемах производства концентрированных фосфорных удобрений.

Читайте также: