Нітроген і Фосфор: їхнє місце у періодичній системі, будова атомів. Алотропні модифікації фосфору.

---

ТЕМА: Нітроген і Фосфор: їхнє місце у періодичній системі, будова атомів. Алотропні модифікації фосфору.

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.

4.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.

5.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