Нітроген і Фосфор: їхнє місце у періодичній системі, будова атомів. Алотропні модифікації фосфору. Азот і фосфор як прості речовини: будова молекул, поширення в природі. Фізичні властивості Нітрогену і Фосфору. Хімічні властивості. Застосування

---

ТЕМА: Нітроген і Фосфор: їхнє місце у періодичній системі, будова атомів. Алотропні модифікації фосфору. Азот і фосфор як прості речовини: будова молекул, поширення в природі. Фізичні властивості Нітрогену і Фосфору. Хімічні властивості. Застосування.

МЕТА: дати характеристику елементам Нітрогену і Фосфору відповідно до їх положення в періодичній системі і будови атомів; розширити знання з алотропії на прикладі алотропних модифікацій Фосфору; розглянути фізичні та хімічні властивості простих речовин, утворених елементами Нітрогеном та Фосфором; систематизувати і доповнити знання про поширення Нітрогену і Фосфору в природі; показати на прикладі елементів VА групи взаємозв’язок між будовою атома, положенням елементів у періодичній системі, їхніми фізичними та хімічними властивостями; встановити взаємозв’язок між будовою кристалічних ґраток і властивостями простих речовин, між властивостями речовин і їх застосуванням.

ОБЛАДНАННЯ ТА МАТЕРІАЛИ: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця електронегативностей.

БАЗОВІ ПОНЯТТЯ Й ТЕРМІНИ: Окисник, відновник, алотропні модифікації, нітриди, фосфіди, аміак, фосфін.

ПЛАН

1. Положення елементів Нітрогену та Фосфору в періодичній системі.
2. Фізичні властивості Нітрогену. Азот у природі. Одержання азоту.
3. Алотропні модифікації фосфору. Фосфор в природі.
4. Хімічні властивості Нітрогену.
5. Хімічні властивості Фосфору.
6. Застосування азоту і фосфору.

1. Положення елементів Нітрогену та Фосфору в періодичній системі.

Підгрупу нітрогену складають п’ять елементів: нітроген, фосфор, стибій, арсен і бісмут. Це р-елементи V групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають по п’ять електронів — ns² np³. Тому найвищий ступінь окиснення цих еле­ментів дорівнює +5, найнижчий —3, характерний також +3.

На прикладі нітрогену і фосфору розглянемо валентні стани елементів. Електронна будова зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів така:

₊₇N 1s² 2s² 2p³

₊₁₅P 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

Таблиця 1. Властивості елементів Нітрогену і Фосфору

У атома нітрогену є три неспарених електрони. Тому ва­лентність нітрогену дорівнює трьом. Оскільки нітроген не має на зовнішньому рівні d-підрівня, то його електрони розпаровуватись не можуть. Однак атом нітрогену може віддати із 2s-підрівня один електрон іншому електронегативному атому, тоді він набуде заряду (N⁺¹) і матиме чотири неспарених елек­трони, тобто стане чотиривалентним. Це здійснюється, напри­клад, в нітратній кислоті НNO₃, де нітроген чотиривалентний. П’ятивалентним нітроген бути не може.

У атомів фосфору є вільні орбіталі на 3d-підрівні, а тому, переходячи у збуджений стан, будуть розпаровуватися 3s-електрони.

Таким чином, у незбудженому стані всі елементи підгрупи нітрогену мають валентність три, у збудженому — всі, крім нітрогену, мають валентність п’ять.

З гідрогеном елементи підгрупи нітрогену утворюють спо­луки типу RН₃. Молекули RН₃ мають пірамідальну форму. У цих сполуках зв’язки елементів з гідрогеном знач­но міцніші, ніж у відповідних сполуках елементів підгрупи оксигену і особливо підгрупи галогенів. Тому водневі сполуки елементів підгрупи нітрогену у водних розчинах не утворюють іонів гідрогену.

З оксигеном елементи підгрупи нітрогену утворюють окси­ди загальної формули R₂О₃ і R₂О₅. Оксидам відповідають кис­лоти НRО₂ та НRО₃ (і ортокислоти Н₃RО₄, крім нітрогену). В межах підгрупи характер оксидів змінюється так: N₂O₃ — кис­лотний оксид; Р₄О₆ — слабкокислотний оксид; Аs₂О₃ — ам­фотерний оксид з переважанням кислотних властивостей; SbО₃ — амфотерний оксид з переважанням основних власти­востей; Вi₂О₃ — основний оксид. Отже, кислотні властивості оксидів складу R₂О₃ та R₂О₅ зменшуються зі зростанням порядкового номера елемента.

У підгрупі зі зростанням порядкового номера неметалічні властивості слабшають, а металічні посилюються, а також зменшення міцності кисневмісних сполук у зворотному порядку.

2.Фізичні властивості Нітрогену. Азот у природі. Одержання азоту.

Нітроген — з грецької «азоос», що означає «безжиттєвий». Тварини, поміщені в атмосферу азоту, швидко вми­рають, але не тому, що азот отруйний, а тому, що немає кисню. Загальний вміст Нітрогену в земній корі біля 0,03%. Більша частина його знаходиться в атмосфері — 78%. Неорганічні сполуки Нітрогену не зустрічаються в природі у великих кількостях, за виключенням натрієвої селітри NaNО₃, що утворює могутні пласти на узбережжі Тихого океану в Чилі.

Азот — газ без кольору, запаху і смаку, легший за повітря. Розчиняється у воді гірше, ніж кисень: при 20°С в 1 л води розчиняється 15,4 мл азоту (кисню — 31 мл). Тому в повітрі, розчиненому у воді, вміст кисню відносно азоту більший, ніж в атмосферному. Мала розчинність азоту у воді, а також його дуже низька температура кипіння пояснюються досить слабкими міжмолекулярними взаємодіями як між мо­лекулами азоту і води, так і між молекулами азоту. Природний азот складається з двох стабільних ізотопів з масовими числами ¹⁴N (99,64 %) і ¹⁵N (0,36 %).

Азот — безбарвний газ без смаку та запаху, розчинність у воді низька.

Добування. У техніці азот добувають з рідкого повітря. Як відомо, повітря — це суміш газів, переважно азоту і кисню. Сухе повітря біля поверхні Землі містить (в об’ємних частках): азоту 78,09 %, кисню 20,95 %, благородних газів 0,93 %, оксиду карбону (IV) 0,03 %, а також випадкові домішки — пил, мікроорганізми, сірководень, оксид сульфуру (IV) та ін. Для добування азоту повітря переводять у рідкий стан, потім випаровуванням відокремлюють азот від менш лет­кого кисню (t_кип. азоту — 195,8ºC, кисню — 183°С). Добутий в такий спосіб азот містить домішки благородних газів (пере­важно аргону).

Чистий азот можна добути у лабораторних умовах, розкладаючи під час нагрівання нітрит амонію:

NH₄NO₂ = N₂ ↑+ 2Н₂О.

1. Алотропні модифікації фосфору. Фосфор в природі.

Фосфор — аналог нітрогену, однак порівняно з атомом нітрогену атом фосфору має меншу енергію іонізації і більший радіус. Це означає, що неметалічні ознаки у фосфору виражені слабкіше, ніж у нітрогену. Тому для фосфору рідше буває ступінь окиснення —3 і частіше +5.

Зменшення неметалічності елемента фосфору порівняно з нітрогеном позначається на властивостях його простих речовин. Так, фосфор на відміну від азоту має кілька алотропічних модифікацій: білий, червоний, чорний фосфор.

Білий фосфор — тверда кристалічна безбарвна і дуже отруйна речовина. В чистому вигляді зовсім безбарвний та прозорий продукт, що про­дають, зазвичай пофарбований у жовтуватий колір та за зовнішнім виглядом дуже схожий на віск. Добувають конденсацією пари фосфору. Не розчиняється у воді, але добре розчиняється у сірковуглеці. За тривалого слабкого нагрівання білий фосфор переходить у червоний. На холоді білий фосфор ламкий, але при температурі вище 15°С стає м’я­ким та легко ріжеться ножем. На повітрі білий фосфор дуже швидко окиснюється (горить) та при цьому світиться у темряві. Білий фосфор — сильна отрута, що навіть у малих дозах діє смертельно.

Червоний фосфор — порошок червоно-бурого кольо­ру, не отруйний. Не розчиняється у воді й сірковуглеці. Вста­новлено, що червоний фосфор являє собою суміш кількох алотропічних модифікацій, які відрізняються одна від одної за кольором (від червоного до фіолетового) та деякими іншими властивостями. За своїми властивостями він різко відрізняється від білого: він дуже повільно окиснюється на повітрі, не світиться в темряві, загоряється тільки при нагріванні, не розчиняється в органічних розчинниках та неотруйний. Властивості червоного фосфору багато в чому залежать від умов його добування.

При сильному нагріванні без доступу повітря червоний фос­фор, не плавлячись, перетворюється на пари, при охо­лодженні яких добувають білий фосфор. При горінні як червоного, так і білого фосфору утворюється одна й та ж речовина — оксид фосфору (V) Р₂О₅:

4Р + О₂ = Р₂О₅

Чорний фосфор за зовнішнім виглядом схожий на графіт, масний на дотик, має властивості напівпровідників, має металічний блиск. Це найменш активна з твердих форм фосфору. До­бувають тривалим нагріванням білого фосфору під великим тиском (200°С і 1200 МПа). Так само, як і червоний, чорний фос­фор являє собою полімерну модифікацію фосфору з атом­ною кристалічною решіткою.

Добування. Фосфор добувають з апатитів або фосфоритів. Останні змішують з вугіллям (коксом) та піском і прожарюють в електричній печі при 1500°С:

2Са₃(РО₄)₂ + 10С + 6SiО₂ = 6СаSіО₃ + Р₄ + 10СО

Під час реакції пари фосфору згущують і вловлюють у приймачі з водою.

1. Хімічні властивості Нітрогену.

Молекула азоту складається з двох атомів.

При кімнатній температурі азот безпосередньо сполу­чається тільки з літієм:

6Li + N₂ = 2Li₃N (нітрид літію)

З іншими металами він реагує лише при високій темпера­турі, утворюючи нітриди. Наприклад:

ЗСа + N₂ = Са₃N₂

^{Нітрид кальцію}

2Аl + N₂ = 2АlN.

^{Нітрид алюмінію}

З воднем азот сполучається за наявності каталізатора, за високих тиску і температури:

N₂ + 3H₂ = 2NН₃.

При температурі електричної дуги (3000-4000°С) азот сполучається з киснем:

N₂ + O₂ = 2NO.

Оскільки на зовнішньому енергетичному рівні атома нітро­гену розташовано 5 електронів, нітроген виявляє ступені окиснення -3 і +5, а також +4, +3, +2, +1, —1 і —2.

1. Хімічні властивості Фосфору.

У хімічному відношенні білий фос­фор дуже відрізняється від червоного. Так, білий фосфор легко окиснюється і самозаймається на повітрі, тому його зберігають під водою. Червоний фосфор не загоряється на повітрі, але загоряється при нагріванні понад 240°С. При окисненні білий фосфор світиться в темряві — відбувається безпосереднє перетворення хімічної енергії на світлову.

У рідкому і розчиненому стані, а також у парі при темпе­ратурі нижчій за 800°С фосфор складається з молекул Р₄. При нагріванні понад 800°С молекули дисоціюють:

Р₄ ↔ 2Р₂.

Останні при температурі понад 2000°С розкладаються на атоми:

Р₂ ↔ 2Р.

Фосфор сполучається з багатьма простими речовинами — киснем, галогенами, сіркою та деякими металами, виявляючи окисні та відновні властивості. Наприклад:

2Р + 3S = Р₂S₃

2Р + ЗСа = Са₃Р₂;

Реакції з білим фосфором відбуваються легше, ніж з чер­воним.

Сполуки фосфору з металами називаються фосфідами. Вони легко розкладаються водою з утворенням фосфіну РН₃ — дуже отруйного газу із запахом часнику:

Са₃Р₂ + 6Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2РН₃

За аналогією з NH₃ фосфін здатний до реакції приєднання:

РН₃ + НІ = РН₄І

1. Застосування азоту і фосфору.

У великих кількостях азот застосовується для добування аміаку. Широко використовується для створен­ня інертного середовища — наповнення електричних ламп розжарювання і вільного простору у ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин. Ним азотують поверхню сталь­них виробів, тобто насичують їх поверхню азотом за високої температури. У результаті в поверхневому шарі утворюються нітриди феруму, які надають сталі більшої твердості. Така сталь витримує нагрівання до 500°С без втрати своєї твер­дості.

Велике значення азот має для життя рослин і тварин, оскільки він входить до складу білкових речовин. Сполуки нітрогену застосовуються у виробництві мінеральних добрив, вибухових речовин і в багатьох інших галузях промисловості.

Вільний азот застосовується в електротехнічній промис­ловості для наповнення ламп. Основна маса азоту, що до­бувається з повітря, йде на виробництво синтетичного аміаку та ціанаміду кальцію.

Червоний фосфор застосовують у виробництві сірників. З червоного фосфору, сульфіду стибію(ІІІ), залізного сурику (природного оксиду феруму(ІІІ) з домішкою кварцу) та клею виготовляють суміш, яку наносять на бічні поверхні сірникової коробки. Головки сірників складаються головним чином з бер­толетової солі, молотого скла, сульфуру та клею. Під час тертя головки по намазці сірникової коробки червоний фос­фор займається, підпалює склад головки, а від нього заго­ряється дерево.

Білий фосфор широкого застосування не має. Звичайно його використовують для утворення димових завіс. Чорний фосфор застосовується дуже рідко.

ДОДАТКОВИЙ МАТЕРІАЛ

ДОДАТОК ДО ПИТАННЯ 2

Малий кругообіг Нітрогену в природі

Під час грози під дією електричних розрядів блискавки з азоту та кисню може утворитись оксид нітрогену (ІІ) в невеликих кількостях:

N₂ + O₂ → 2NO

Оксид нітрогену (ІІ) окиснюється до оксиду нітрогену (IV), який поглинається водою з утворенням азотної кислоти:

2NO + O₂ → 2NO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

Таким чином, краплі дощу під час грози можуть місти­ти дуже невелику кількість азотної кислоти. Азотна кислота реагує з аміаком, що утворився у грунті, і при цьому утворюється нітрат амонію:

HNO₃ + NH₃ → NH₄NO₃

Ґрунт містить незначну кількість Нітрогену в основно­му у вигляді солей азотної кислоти. Але у вигляді складних органічних сполук — білків та нуклеїнових кислот — Нітроген входить до складу кожної рослини та тварини. З білко­вих речовин побудовані найважливіші частини клітин — ядро та протоплазма.

Поширення у природі. Азот у природі трапляється пере­важно у вільному стані. У повітрі об’ємна частка його стано­вить 78,09 %, а масова частка — 75,6 %. Сполуки нітрогену в невеликих кількостях є у ґрунті. Нітроген входить до складу білкових речовин і багатьох природних органічних сполук. За­гальний вміст азоту у земній корі становить 0,01 %.

ДОДАТОК ДО ПИТАННЯ 3

Поширення у природі. Загальний вміст фосфору в земній корі становить 0,08 %. У природі фосфор трапляється лише у вигляді сполук; найважливіша з них — фосфат кальцію — мінерал апатит. Відомо багато різновидів апатиту, з яких найбільш поширений фторапатит 3Cа₃(РО₄)₂•СаF₂. З різно­видів апатиту складаються осадові гірські породи — фосфо­рити. Найбагатші у світі поклади апатитів розташовані поблизу м. Кіровська на Кольському півострові. Фосфорити дуже по­ширені на Уралі, в Поволжі, в Сибіру, Казахстані, Естонії, Білорусії та ін. Великі родовища фосфоритів є у Північній Африці, Сирії та США.

Фосфор входить до складу білкових речовин як рослинного так і тваринного походження у вигляді різних спо­лук. Вміст Фосфору в тканинах мозку складає 0,38%, у м’язах — 0,27%. В рослинах Фосфор міститься головним чи­ном у білках насіння, у тваринних організмах — у білках молока, крові, мозковій та нервовій тканинах. Крім того, велика кількість Фосфору є в кістках хребетних тварин у вигляді фосфату кальцію.