Презентация на тему азот и фосфор. Презентация на тему "Азот и фосфор-р-элементы VA-группы "

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

1.Предупреждаю вас заранее: Я непригоден для дыхания! Но все как будто бы не слышат И постоянно мною дышат. 2.Я светоносный элемент. Я спичку вам зажгу в момент. Сожгут меня - и под водой Оксид мой станет кислотой.

Положение азота и фосфора в Периодической системе

« Характеристика азота и фосфора. Свойства азота.»

Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества представляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных имен. - «ядовитый воздух» - « дефлогистированный воздух » - «испорченный воздух» - «удушливый воздух» - «безжизненный воздух» В 1772 году шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд В 1772 году английский химик Джозеф Пристли В 1773 году шведский химик- аптекарь Карл Шееле В 1774 году английский химик Генри Кавендиш В 1776 году французский химик Антуан Лавуазье

НАХОЖДЕНИЕ АЗОТА В ПРИРОДЕ: в свободном состоянии в атмосфере

НАХОЖДЕНИЕ АЗОТА В ПРИРОДЕ: в виде соединений неорганических В небольших количествах в почве: в виде солей аммония и нитратов. органических Азот растений и животных (Нуклеиновые кислоты, белковые вещества)

ПРИЗНАКИ СРАВНЕНИЯ АЗОТ ФОСФОР ПОЛОЖЕНИЕ В ПСХЭ СТРОЕНИЕ АТОМА Число электронов в атоме 7, протонов в ядре 7, число нейтронов в ядре 7 Электронная схема: 1s 2 2s 2 2p 3 СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ 3 период V группа главная подгруппа Порядковый номер 15; относительная атомная масса 31 2 период V группа Главная подгруппа Порядковый номер 7; относительная атомная масса 14 Р +15) 2) 8) 5 Число электронов в атоме 15, протонов в ядре 15, число нейтронов в ядре 16 Электронная схема: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7) 2) 5 +3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Определите степени окисления азота в соединениях: HNО 3 , NН 3 , NO, KNО 2 , NО 2 , N 2 О,НNO 2 с.о. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 соединение NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ N N N  N СВЯЗЬ: -КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ -ТРОЙНАЯ -ПРОЧНАЯ МОЛЕКУЛА: -ОЧЕНЬ УСТОЙЧИВАЯ -НИЗКАЯ РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ 1 3 4 2

N 2 Физические свойства: В, Ц, З, М немного легче воздуха, t кип = -196 0 C , t пл = -210 0 C

В промышленности азот получают дистилляцией воздуха, в лаборатории – термическим разложением соединений (чаще всего NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Фосфор получают путем прокаливания фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500 0 С: 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Получение.

Химические свойства Азота Фосфора с металлами при комнатной t реагирует с Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N при высоких t – с другими Ме 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 при нагревании реагирует с Ме 3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 с кислородом при очень высоких t (около 3000°С) N 2 + O 2 = 2 NO белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при нагревании 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 с водородом в присутствии катализатора при высоком давлении и t N 2 + 3 H 2 =2 NH 3

Применение Получение аммиака Создание инертной атмосферы Создание низких температур Насыщение поверхности стали для повышения прочности Жидкий азот в медицине Синтез аммиака Производство удобрений Синтез азотной кислоты Создание инертной среды N2

Вопросы для самоконтроля Газ без цвета, вкуса и запаха Молекула двухатомна Содержание в воздухе 78 % В лаборатории получают разложением KMnO 4 и H 2 O 2 В промышленности – из жидкого воздуха Химически малоактивен Взаимодействует почти со всеми простыми веществами С ним связаны процессы дыхания и фотосинтеза Является составной частью белков Участвует в круговороте веществ в природе

ПРОВЕРЬ СЕБЯ O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. « 5 » N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. « 5 » 1-2 ошибки « 4 » 3-4 ошибки « 3 » 5 ошибок и более « 2 » На примере сведений об азоте, приведите аргументы в пользу двух точек зрения: 1. Азот – «безжизненный» 2. Азот – главный элемент жизни на Земле.

Слайд 2

В VA-группе периодической системе расположены неметаллы азотN и фосфорP, полуметалл мышьякAs, а также сурьмаSb и висмутBi, которые относят к неметаллам.

Слайд 3

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.

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.

Слайд 4

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).

Слайд 5

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).

Слайд 6

Фосфор в природе

Фосфор в природе встречается в основном в виде фосфатов. Так, фосфат кальция Са3(PO4)2является 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. Апатит

Слайд 7

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.

Слайд 8

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

Слайд 9

Слайд 10

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.

Слайд 11

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.

На свету и при нагревании до 300˚С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.

Слайд 12

Слайд 13

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.

Слайд 14

Простейшее вещество азот N2 химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах.Окислительные свойстваазота 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:

Слайд 15

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):

Слайд 16

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):

Слайд 17

Горение белого фосфора

Слайд 18

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.

Слайд 19

Слайд 20

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 Производство аммиака Большинство современных ламп наполняются химически инертными газами. Смеси азота N2 с аргоном Ar являются наиболее распространёнными в силу малой себестоимости.

Слайд 1

Слайд 2

Слайд 3

Слайд 4

Слайд 5

Слайд 6

Слайд 7

Слайд 8

Слайд 9

Слайд 10

Слайд 11

Слайд 12

Слайд 13

Слайд 14

Слайд 15

Слайд 16

Слайд 17

Слайд 18

Слайд 19

Слайд 20

Слайд 21

Слайд 22

Слайд 23

Слайд 24

Слайд 25

Слайд 26

Слайд 27

Слайд 28

Слайд 29

Презентацию на тему "Фосфор" можно скачать абсолютно бесплатно на нашем сайте. Предмет проекта: Химия. Красочные слайды и иллюстрации помогут вам заинтересовать своих одноклассников или аудиторию. Для просмотра содержимого воспользуйтесь плеером, или если вы хотите скачать доклад - нажмите на соответствующий текст под плеером. Презентация содержит 29 слайд(ов).

Слайды презентации

Слайд 1

Материал для повторения и подготовки к ГИА Учитель химии МОУ «Гимназия №1» г. Саратов Шишкина И.Ю.

Слайд 2

Введение……………………………………………………………………………. История развития фосфора………………………………………………………... Природные соединения и получение фосфора…………………………………... Химические свойства……………………………………………………………… Аллотропные изменения…………………………………………………………... а) белый…………………………………………………………………………….. б) красный…………………………………………………………… в) черный……………………………………………………………………………. Оксиды фосфора…………………………………………………………………… Ортофосфорная кислота…………………………………………………………... Ортофосфаты………………………………………………………………………. Фосфор в организме человека…………………………………………………….. Спички………………………………………………………………………………. Фосфорные удобрения…………………………………………………………….. Заключение…………………………………………………………………………. 1. Значение фосфора……………………………………………………………….. 2. Применение фосфора…………………………………………………………… Список используемой литературы………………………………………………..

Слайд 3

Введение:

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).

Слайд 4

История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», считавшейся основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей. Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец». Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году. В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной солью (NaCl), поташом (K2CO3) и углем (C). Лишь к 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

Слайд 5

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5(РО4)3X (Х - фтор, реже хлор и гидроксильная группа) и фосфорит, основой которого является Са3(РО4)2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты фосфором мозговые клетки. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

Слайд 6

Химические свойства

Электронная конфигурация атома фосфора 1s22s22p63s23p3 Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3. Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d- орбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов. Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5. В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5(P2O5, H3PO4), реже +3(P2O3, PF3), -3(AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Слайд 7

Переход атома фосфора в возбужденное состояние

Слайд 9

Белый фосфор

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. Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей. Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком. Обожженную кожу следует промыть раствором KMnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO4. При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи.

Слайд 10

Красный и черный фосфор

Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве. Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.2). Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор.

Слайд 11

Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый

1-молекулы белого фосфора; 2-кристаллическая. решетка черного фосфора

Слайд 12

Оксид фосфора (V) - Р2О5

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10. Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора. Белые кристаллы, t пл.= 5700оС, t кип.= 6000оC, ρ= 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение: 4P + 5O2 = 2P2O5 Химические свойства Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (пирофосфорная кислота) P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота) 2) P2O5 + 3BaO =Ba3(PO4)2 Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества.

Слайд 13

Ортофосфорная кислота.

Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них - ортофосфорная кислота Н3РО4 Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35оС. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Слайд 14

Слайд 15

Физические свойства Н3РО4

Ортофосфорная кислота в чистом виде при обычных условиях представляет бесцветные кристаллы ромбической формы, плавящиеся при температуре 42.3оС. Однако с такой кислотой химики встречаются редко. Гораздо чаще они имеют дело с полугидратом Н3РО4 * 0.5 Н2О, который выпадает в виде бесцветных гексагональных призм при охлаждении концентрированных водных растворов ортофосфорной кислоты. Температура плавления полугидрата 29.3оС. Чистая Н3РО4 после плавления образует вязкую маслообразную жидкость с малой электрической проводимостью и сильно пониженной способностью к диффузии. Эти свойства, а также детальное изучение спектров показывают, молекулы Н3РО4 в данном случае практически не диссоциированы и объединены прочными водородными связями в единую макромолекулярную структуру. Как правило, молекулы связаны друг с другом одной, реже двумя и очень редко тремя водородными связями. Если же кислоту разбавлять водой, то ее молекулы охотнее образуют водородные связи с водой, чем друг с другом. Из-за таких "симпатий" к воде кислота смешивается с ней в любых отношениях. Энергия гидратации здесь не так велика, как у серной кислоты, поэтому разогревание Н3РО4 при разбавлении не столь сильное и диссоциация выражена меньше. По первой ступени диссоциации ортофосфорная кислота считается электролитом средней силы (25 - 30%), по второй - слабым, по третьей - очень слабым.

Слайд 17

Химические свойства Н3РО4

При нейтрализации фосфорной кислоты щелочами образуются соли: дигидрофосфаты, гидрофосфаты, а также фосфаты, например: Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O дигидрофосфат натрия H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O гидрофосфат натрия H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O фосфат натрия

Слайд 18

Фосфор в организме человека

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,5/1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Слайд 19

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется. Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками, как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.

Слайд 24

Значение фосфора

Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей - семян и плодов. Производные ортофосфорной кислоты очень нужны не только растениям, но и животным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства живых организмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с органическими веществами, активно участвуют в процессах обмена веществ живого организма с окружающей средой. В результате этого производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и соединительных тканях организмов человека и животных. Особенно много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, что позволило А.Е. Ферсману, известному геохимику, назвать фосфор "элементом мысли". Весьма отрицательно (заболевание животных рахитом, малокровие, и др.) сказывается на состоянии организма понижение содержания в рационе питания соединений фосфора или введение их в неусвояемой форме.

Слайд 25

Применение фосфора

Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко. Основным ее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений. Для этих целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т. Фосфорные удобрения не только способствуют повышению урожайности различных сельскохозяйственных культур, но и придают растениям зимостойкость и устойчивость к другим неблагоприятным климатическим условиям, создают условия для более быстрого созревания урожая в районах с коротким вегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуя ее структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимости других содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихся вредных органических веществ. Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность. Дело в том, что на вкус разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее добавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством обладают и некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба. Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности. Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы. Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отраслях промышленности, в строительстве, разных областях техники, в коммунальном хозяйстве и быту, для защиты от радиации, для умягчения воды, борьбы с котельной накипью и изготовления различных моющих средств. Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфаты служат катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования и полимеризации углеводородов. Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты, пластификаторы, смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты в холодильных установках. Соли кислых алкилфосфатов используют как поверхностно-активные вещества, антифризы, специальные удобрения, антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционной переработки урановорудных щелоков.

Слайд 26

Фосфор 1. Составьте электронную формулу атома фосфора. Объясните, что происходит с электронной конфигурацией атома, когда он проявляет высшую степень окисления. 2. Какие степени окисления может проявлять фосфор в соединениях? Приведите примеры этих соединений. Составьте электронную формулу атома фосфора в степени окисления +3. 3. В чем состоят основные различия физических и химических свойств красного и белого фосфора. Как можно отделить красный фосфор от примеси белого? 4. Рассчитайте относительную плотность фосфина по водороду и воздуху. Легче или тяжелее фосфин этих газов? 5. Как можно осуществить переход от красного фосфора к белому и обратно? Являются ли эти процессы химическими явлениями? Ответ поясните. 6. Вычислите массу фосфора, который надо сжечь в кислороде для получения оксида фосфора (V) массой 3,55 г? 7. Смесь красного и белого фосфора массой 20 г обработали сероуглеродом. Нерастворившийся остаток отделили и взвесили, его масса составила 12,6 г. Вычислите массовую долю белого фосфора в исходной смеси. 8. Каков тип химической связи в соединениях: а) РН3; б) РСl5; в) Li3Р. В полярных веществах укажите направление смещения общих электронных пар. 9. Фосфин можно получить действием соляной кислоты на фосфид кальция. Рассчитайте объем фосфина (нормальные условия), который образуется из 9,1 г фосфида кальция. Массовая доля выхода продукта составляет 90%.

Слайд 27

Ортофосфорная кислота и ее соли

1. Напишите уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и следующими веществами: а) оксидом магния; б) карбонатом калия; в) нитратом серебра; г) сульфатом железа (II). 2. Составьте уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия, в результате которых образуются 3 типа солей: средняя и две кислых. 3. Какая из кислот является более сильным окислителем: азотная или ортофосфорная? Ответ поясните. 4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Р → Р205 →Н3Р04 →Nа3Р04 → Са3(Р04)2 5. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения: Р →Са3Р2 →РН3 →Р2О5 →К3Р04 →Са3(Р04)2→Са(Н2Р04)2 Напишите уравнения этих реакций. 6. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций: а) РНз + О2 →Р2О5 + Н2О б) Са3(РО4)2 + С + SiO2 →СаSiO3 + Р + СО 7. Какую массу раствора с массовой долей фосфорной кислоты 40% можно получить из фосфорита массой 100 кг с массовой долей Са3(РО4)2 93%? 8. Из природного фосфорита массой 310 кг получили фосфорную кислоту массой 195кг. Вычислите массовую долю Са3(РО4)2 в природном фосфорите. 9. Водный раствор, содержащий фосфорную кислоту массой 19,6 г, нейтрализовали гидроксидом кальция массой 18,5 г. Определите массу образовавшегося преципитата СаHРО4 2Н2О. 10. Имеется раствор фосфорной кислоты массой 150 г (массовая доля Н3РО4 24,5%). Рассчитайте объем аммиака (нормальные условия), который надо пропустить через раствор для получения дигидрофосфата аммония. 11. Какая соль образуется, если к раствору, содержащему Н3РО4 массой 4,9 г, добавили гидроксид калия массой 2,8 г? Рассчитайте массу полученной соли

Слайд 28

Минеральные удобрения

1. Какие азотные и фосфорные удобрения вы знаете? Составьте уравнения реакций их получения. Для чего необходим растениям азот и фосфор? 2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате СаНРО4 2Н2О. 3. Массовая доля оксида фосфора (V) в суперфосфате равна 20%. Определите массу суперфосфата, который надо ввести под плодовое дерево, если для нормального развития дерева требуется фосфор массой 15,5 г. 4. Массовая доля азота в удобрении составляет 14%. Весь азот входит в удобрение в составе мочевины СО(NН2)2. Вычислите массовую долю мочевины в этом удобрении. 5. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%. Рассчитайте, массовую долю Са(Н2РО4)2 в этом удобрении. 6. Рассчитайте массу сульфата аммония, который следует взять, чтобы внести в почву на площадь 5 га азот массой 2 т. Какая масса удобрения должна попасть на каждый квадратный метр почвы? 7. Вычислите массу нитрата аммония, который следует внести на площадь в 100га, если масса внесенного азота на площадь 1 га должна составлять 60 кг. 8. В почву под плодовое дерево необходимо ввести оксид фосфора (V) массой 0,4 кг. Какую массу суперфосфата надо взять в этом случае, если массовая доля усвояемого оксида фосфора (V) в нем равна 20%? 9. Под плодовое дерево необходимо внести аммонийную селитру массой 140 г (массовая доля азота в селитре равна 35%). Определите массу сульфата аммония, с помощью которого можно внести то же количество азота.

Слайд 29

Список использованной литературы: 1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. – М., 5-е издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997г. 2. ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984г. 3. ХИМИЯ. Справочник школьника, - М., 1995г. 4. ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000г. 5. Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963г. 6. Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Текст должен быть хорошо читаемым, иначе аудитория не сможет увидеть подаваемую информацию, будет сильно отвлекаться от рассказа, пытаясь хоть что-то разобрать, или вовсе утратит весь интерес. Для этого нужно правильно подобрать шрифт, учитывая, где и как будет происходить трансляция презентации, а также правильно подобрать сочетание фона и текста.

Важно провести репетицию Вашего доклада, продумать, как Вы поздороваетесь с аудиторией, что скажете первым, как закончите презентацию. Все приходит с опытом.

Правильно подберите наряд, т.к. одежда докладчика также играет большую роль в восприятии его выступления.

Старайтесь говорить уверенно, плавно и связно.

Старайтесь получить удовольствие от выступления, тогда Вы сможете быть более непринужденным и будете меньше волноваться.

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

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

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

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»

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

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

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

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

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

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

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

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

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?

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?

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?

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

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

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.

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 = ? + ? + ?

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

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

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?

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

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.

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.

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.

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.

Апатит

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.

На свету и при нагревании до 300˚С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.

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):

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

Производство
аммиака

Большинство современных ламп наполняются химически инертными газами. Смеси азота N2 с аргоном Ar являются наиболее распространёнными в силу малой себестоимости.

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. Домашнее задание: Параграф §49. Список используемых источников