Prezentacija o dušiku i fosforu. Prezentacija na temu "Dušik i fosfor-p-elementi VA-skupine"

Za korištenje pregleda prezentacija stvorite Google račun (račun) i prijavite se: https://accounts.google.com

Naslovi slajdova:

1. Unaprijed vas upozoravam: ne dišem se! Ali svi kao da ne čuju I neprestano me dišu. 2. Ja sam svjetleći element. Začas ću ti zapaliti šibicu. Spalit će me - i pod vodom će moj oksid postati kiselina.

Položaj dušika i fosfora u periodnom sustavu

Karakteristike dušika i fosfora. svojstva dušika.

Pet poznatih kemičara XVIII stoljeća. dao određeni nemetal, koji je u obliku jednostavne tvari plin i sastoji se od dvoatomskih molekula, pet različitih imena. - "otrovni zrak" - "deflogisticirani zrak" - "pokvareni zrak" - "zagušljivi zrak" - "beživotni zrak" Škotski kemičar, botaničar i liječnik Daniel Rutherford 1772. godine, engleski kemičar Joseph Priestley 1773. godine, švedski je kemičar Joseph Priestley 1773. apotekar kemičar Carl Scheele 1774. godine engleski kemičar Henry Cavendish 1776. godine francuski kemičar Antoine Lavoisier

NALAZ DUŠIKA U PRIRODI: u slobodnom stanju u atmosferi

NALAZ DUŠIKA U PRIRODI: u obliku anorganskih spojeva U malim količinama u tlu: u obliku amonijevih soli i nitrata. organski dušik biljaka i životinja (nukleinske kiseline, proteini)

ZNAKOVI USPOREDBE POLOŽAJ DUŠIKA FOSFORA U PSCE STRUKTURI ATOMA Broj elektrona u atomu 7, protona u jezgri 7, broj neutrona u jezgri 7 Elektronički krug: 1s 2 2s 2 2p 3 DE GLAVNI OKSIDNI period V. Redni broj 15; relativna atomska masa 31 2 period V grupa Glavna podskupina Redni broj 7; relativna atomska masa 14 P +15) 2) 8) 5 Broj elektrona u atomu 15, protoni u jezgri 15, broj neutrona u jezgri 16 Elektronički krug: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Odrediti oksidacijska stanja dušika u spojevima: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 spoj NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

STRUKTURA MOLEKULE N N N  N VEZA: - KOVALENTNA NEPOLNA - TROSTRUKA - JAČKA MOLEKULA: - VRLO STABILNA - NISKA REAKTIVNOST 1 3 4 2

N 2 Fizička svojstva: V, C, Z, M nešto lakši od zraka, t bale = -196 0 C, t pl = -210 0 C

U industriji se dušik dobiva destilacijom zraka, u laboratoriju - termičkom razgradnjom spojeva (najčešće NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Fosfor se dobiva kalciniranjem kalcijevog fosfata s ugljenom i pijesak u električnim pećima na 1500 0 S : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Priprema.

Kemijska svojstva dušika Fosfor s metalima na sobnoj t reagira s Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N pri visokim t - s ostalima Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reagira s Me 3 kada zagrijani Ca + 2 P = Ca 3 P 2 s kisikom pri vrlo visokim t (oko 3000 ° C) N 2 + O 2 = 2 NO bijeli fosfor se spontano zapali, a crveni gori kada se zagrije 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 s vodikom u prisutnosti katalizatora pod visokim tlakom i t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Primjene Proizvodnja amonijaka Stvaranje inertne atmosfere Stvaranje niskih temperatura Zasićenje površine čelika za povećanje čvrstoće Tekući dušik u medicini Sinteza amonijaka Proizvodnja gnojiva Sinteza dušične kiseline Stvaranje inertne atmosfere N2

Pitanja za samokontrolu Plin je bez boje, okusa i mirisa Molekula je dvoatomska Sadržaj u zraku je 78% U laboratoriju se dobiva razgradnjom KMnO 4 i H 2 O 2 U industriji - iz tekućeg zraka Hemijski je neaktivan U interakciji je s gotovo svim jednostavnim tvarima S njim su povezani procesi disanja i fotosinteze Sastavni je dio proteina Sudjeluje u kruženju tvari u prirodi

PROVJERITE SE O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. "5" N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. "5" 1-2 pogreške "4" 3-4 pogreške « 3 » 5 pogrešaka i više « 2 » Na primjeru informacija o dušiku navedite argumente u korist dva stajališta: 1. Dušik - "beživotni" 2. Dušik - glavni element života na Zemlji.

slajd 2

U VA-skupini periodnog sustava nalaze se nemetali dušik N i fosfor P, polumetalni arsen As, kao i antimon Sb i bizmut Bi, koji se svrstavaju u nemetale.

slajd 3

Atomi elemenata VA grupe imaju 5 elektrona na vanjskom elektronskom sloju. Elektronska konfiguracija njihovog vanjskog elektronskog sloja je ns2np3, na primjer: dušik - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

U kemijskim spojevima atomi dušika i fosfora mogu pokazivati oksidacijska stanja od -3 do +5.

slajd 4

dušika u prirodi

Dušik se označava simbolom N (lat. Nitrogenium, tj. "rađanje salitre"). Jednostavna tvar dušik (N2) je prilično inertan plin u normalnim uvjetima, bez boje, okusa i mirisa. Dušik, u obliku dvoatomskih molekula N2, čini većinu atmosfere, gdje njegov sadržaj iznosi 78,084% volumena (odnosno oko 3,87 1015 tona).

slajd 5

dušika u svemiru

Izvan Zemlje, dušik se nalazi u plinovitim maglicama, sunčevoj atmosferi, na Uranu, Neptunu, međuzvjezdanom prostoru i dr. Dušik je 4. najzastupljeniji element u Sunčevom sustavu (poslije vodika, helija i kisika).

slajd 6

Fosfor u prirodi

Fosfor se prirodno nalazi u obliku fosfata. Dakle, kalcijev fosfat Ca3(PO4)2 je glavna komponenta minerala apatita. Fosfor se nalazi u svim dijelovima zelenih biljaka, a još više u plodovima i sjemenkama. Sadrži u životinjskim tkivima, dio je proteina i drugih esencijalnih organskih spojeva (ATP, DNA), element je života. Apatit

Slajd 7

Jednostavna tvar dušik sastoji se od dvoatomskih molekula N2. U molekuli N2 atomi dušika povezani su trostrukom kovalentnom nepolarnom vezom. Energija trostruke veze je visoka i iznosi 946 kJ/mol. Stoga se prekid veze i stvaranje atoma i molekula dušika događa samo pri temperaturama iznad 3000°C. Visoka čvrstoća veze u molekulama određuje kemijsku inertnost dušika.

Slajd 8

U slobodnom stanju fosfor tvori nekoliko alotropnih modifikacija, koje se nazivaju bijeli, crveni i crni fosfor.

Slajd 9

Slajd 10

Kemijski je bijeli fosfor iznimno aktivan! Na primjer, polako se oksidira kisikom zraka već na sobnoj temperaturi i svijetli (blijedozeleni sjaj). Fenomen ovakvog sjaja zbog kemijskih oksidacijskih reakcija naziva se kemiluminiscencija (ponekad pogrešno fosforescencija). Bijeli fosfor je vrlo otrovan. Smrtonosna doza bijelog fosfora za odraslog muškarca je 0,05-0,1 g.

slajd 11

Crveni fosfor ima atomsku polimernu strukturu u kojoj je svaki atom fosfora vezan za tri druga atoma kovalentnim vezama.Crveni fosfor nije hlapljiv, netopiv u vodi i netoksičan. Koristi se u proizvodnji šibica.

Na svjetlu i kada se zagrije na 300 ° C bez zraka, bijeli fosfor prelazi u crveni fosfor.

slajd 12

slajd 13

Godine 1830. francuski kemičar Charles Soria izumio je fosforne šibice, koje su se sastojale od mješavine bartoletne soli, bijelog fosfora i ljepila. Te su šibice bile vrlo zapaljive, jer su se zapalile čak i od međusobnog trenja u kutiji i prilikom trljanja o bilo koju tvrdu podlogu, na primjer, potplat čizme. Zbog bijelog fosfora bili su otrovni, a švedski kemičar Johan Lundström 1855. godine nanosi crveni fosfor na površinu brusnog papira i njime zamjenjuje bijeli fosfor u sastavu glave šibice. Takve šibice više nisu bile štetne za zdravlje, lako su se zapalile na unaprijed pripremljenoj površini i praktički se nisu spontano zapalile. Johan Lundström patentira prvu "švedsku šibicu", koja je preživjela gotovo do danas. Godine 1855. Lundströmove šibice nagrađene su medaljom na Svjetskoj izložbi u Parizu. Kasnije je fosfor potpuno izbačen iz sastava glava šibica i ostao je samo u namazu (rendalu).Razvojom proizvodnje "švedskih" šibica proizvodnja šibica korištenjem bijelog fosfora zabranjena je u gotovo svim zemljama.

Slajd 14

Najjednostavnija tvar, dušik N2, kemijski je neaktivna i u pravilu ulazi u kemijske reakcije samo pri visokim temperaturama.Oksidirajuća svojstva dušika očituju se u reakciji s vodikom i aktivnim metalima. Dakle, vodik i dušik se kombiniraju u prisutnosti katalizatora na visokoj temperaturi i visokom tlaku, tvoreći amonijak:

Od metala, u normalnim uvjetima, dušik reagira samo s litijem, tvoreći litijev nitrid:

slajd 15

Oksidirajuća svojstva fosfora očituju se kada je u interakciji s najaktivnijim metalima:

Redukciona svojstva dušika i fosfora očituju se u interakciji s kisikom. Dakle, dušik reagira s kisikom na temperaturi od oko 3000˚S, tvoreći dušikov oksid (II):

slajd 16

Fosfor se također oksidira kisikom te tako pokazuje redukcijska svojstva. Ali različite modifikacije fosfora imaju različitu kemijsku aktivnost. Na primjer, bijeli fosfor se lako oksidira u zraku na sobnoj temperaturi da nastane fosfor(III) oksid:

Oksidaciju bijelog fosfora prati luminescencija. Bijeli i crveni fosfor se zapale kada se zapale i izgaraju blistavo svijetlim plamenom s stvaranjem bijelog dima fosforovog (IV) oksida:

Slajd 17

Gori bijeli fosfor

Slajd 18

Kemijski najaktivniji, toksični i zapaljivi bijeli fosfor. Stoga se vrlo često koristi u zapaljivim bombama.Nažalost, fosforno streljivo koristi se i u 21. stoljeću!

Tijekom opsade Sarajeva, topništvo bosanskih Srba koristilo je fosforne granate. Godine 1992. takve su granate zapalile zgradu Instituta za orijentalistiku, uslijed čega su uništeni mnogi povijesni dokumenti. - 2003.-2004. koristile su ih britanske obavještajne službe u blizini Basre u Iraku. - 2004. godine Sjedinjene Države upotrijebile su protiv gerilskog podzemlja u Iraku u bitci za Faludžu. u ljeto 2006., tijekom Drugog libanonskog rata, izraelska je vojska koristila topničke granate s bijelim fosforom. 2009. godine, tijekom operacije Lijevano olovo u Pojasu Gaze, izraelska je vojska koristila streljivo koje je sadržavalo bijeli fosfor dopušteno međunarodnim pravom. Od 2009. palestinski teroristi pune svoje projektile bijelim fosforom.

Slajd 19

Slajd 20

Glavna primjena dušika je proizvodnja amonijaka. Dušik se također koristi za stvaranje inertnog okruženja pri sušenju eksploziva iu skladištenju vrijednih slika i rukopisa. Osim toga, električne žarulje sa žarnom niti napunjene su dušikom.

Primjena jednostavnih tvari Proizvodnja amonijaka Većina modernih svjetiljki punjena je kemijski inertnim plinovima. Mješavine dušika N2 s argonom Ar najčešće su zbog niske cijene.

slajd 1

slajd 2

slajd 3

slajd 4

slajd 5

slajd 6

Slajd 7

Slajd 8

Slajd 9

Slajd 10

slajd 11

slajd 12

slajd 13

Slajd 14

slajd 15

slajd 16

Slajd 17

Slajd 18

Slajd 19

Slajd 20

slajd 21

slajd 22

slajd 23

slajd 24

Slajd 25

slajd 26

Slajd 27

Slajd 28

Slajd 29

Prezentaciju na temu "Fosfor" možete preuzeti apsolutno besplatno na našoj web stranici. Predmet projekta: Kemija. Šareni slajdovi i ilustracije pomoći će vam da zainteresirate svoje kolege iz razreda ili publiku. Za pregled sadržaja koristite player, ili ako želite preuzeti izvješće, kliknite na odgovarajući tekst ispod playera. Prezentacija sadrži 29 slajdova.

Slajdovi prezentacije

slajd 1

Materijal za ponavljanje i pripremu za GIA nastavnika kemije Općinske obrazovne ustanove "Gimnazija br. 1", Saratov Shishkina I.Yu.

slajd 2

Uvod……………………………………………………………………………. Povijest razvoja fosfora……………………………………………………………………… Prirodni spojevi i proizvodnja fosfora………………………………………… ……... Kemijska svojstva ………………………………………………………………………… Alotropske promjene…………………………………………… …………….. a) bijela……………………………………………………………………………………….. b) crvena……………… ………………………………………………………… c) crna………………………………………………………………………………………………… . Fosforovi oksidi……………………………………………………………………… Ortofosforna kiselina…………………………………………………………… …… ……... Ortofosfati……………………………………………………………………………………. Fosfor u ljudskom tijelu………………………………………………………………….. Podudarnosti…………………………………………………………………… …… ……………………………. Fosfatna gnojiva………………………………………………………………………………….. Zaključak…………………………………………………………………… … ………………. 1. Vrijednost fosfora……………………………………………………………………………….. 2. Upotreba fosfora……………………………………… …………………………………………… Bibliografija…………………………………………………………….

slajd 3

Uvod:

Peta skupina periodnog sustava uključuje dva tipična elementa dušik i fosfor - te podskupine arsena i vanadija. Postoji značajna razlika u svojstvima između prvog i drugog tipičnog elementa. U stanju jednostavnih tvari dušik je plin, a fosfor krutina. Ove dvije tvari dobile su široku primjenu, iako je dušik prvi put izoliran iz zraka smatran štetnim plinom, a od prodaje fosfora se zarađivalo mnogo novca (fosfor je bio cijenjen zbog svoje sposobnosti da svijetli u mraku ).

slajd 4

Povijest otkrića fosfora

Ironično, fosfor je otkriven nekoliko puta. I svaki put kad bi ga dobili iz ... urina. Postoje reference da je arapski alkemičar Alhild Bekhil (XII. stoljeće) otkrio fosfor tijekom destilacije urina pomiješanog s glinom, vapnom i ugljenom. Međutim, datumom otkrića fosfora smatra se 1669. godina. Hamburški alkemičar amater Henning Brand, bankrotirani trgovac koji je sanjao o poboljšanju svojih poslova uz pomoć alkemije, obrađivao je široku paletu proizvoda. Pretpostavljajući da bi fiziološki proizvodi mogli sadržavati "primordijalnu materiju" za koju se smatralo da je osnova kamena filozofa, Brand se zainteresirao za ljudski urin. Sakupio je oko tonu urina iz vojničke vojarne i ispario je u sirupastu tekućinu. Ovu tekućinu je ponovno destilirao i dobio teško crveno "urinarno ulje", koje je destilirano da bi se dobio čvrsti ostatak. Zagrijavajući potonje, bez pristupa zraku, primijetio je stvaranje bijelog dima, koji se taložio na stijenkama posude i sjajno sjao u tami. Brand je tvar koju je primio nazvao fosforom, što na grčkom znači "svjetlonoša". Nekoliko godina se "recept za pripremu" fosfora čuvao u najstrožoj tajnosti i bio je poznat samo nekolicini alkemičara. Fosfor je po treći put otkrio R. Boyle 1680. godine. U nešto izmijenjenom obliku, stari način dobivanja fosfora korišten je i u 18. stoljeću: zagrijavana je mješavina urina s olovnim oksidom (PbO), kuhinjskom soli (NaCl), potašom (K2CO3) i ugljenom (C). Tek do 1777. K.V. Scheele je razvio metodu za dobivanje fosfora iz životinjskih rogova i kostiju.

slajd 5

Prirodni spojevi i dobivanje fosfora

Po zastupljenosti u zemljinoj kori fosfor je ispred dušika, sumpora i klora. Za razliku od dušika, fosfor se zbog svoje visoke kemijske aktivnosti u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Najvažniji minerali fosfora su apatit Ca5 (PO4) 3X (X je fluor, rjeđe klor i hidroksilna skupina) i fosforit čija je osnova Ca3 (PO4) 2. Najveće ležište apatita nalazi se na poluotoku Kola, u regiji planina Khibiny. Naslage fosforita nalaze se u planinama Karatau, u regijama Moskve, Kaluge, Bryansk i na drugim mjestima. Fosfor je dio nekih proteinskih tvari sadržanih u generativnim organima biljaka, u živčanom i koštanom tkivu životinjskih i ljudskih organizama. Stanice mozga posebno su bogate fosforom. Danas se fosfor proizvodi u električnim pećima redukcijom apatita ugljenom u prisutnosti silicijevog dioksida: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Para fosfora se na ovoj temperaturi gotovo u cijelosti sastoji od molekula P2, koje, kada se ohlade, kondenziraju u molekule P4.

slajd 6

Kemijska svojstva

Elektronska konfiguracija atoma fosfora je 1s22s22p63s23p3 Vanjski elektronski sloj sadrži 5 elektrona. Prisutnost tri nesparena elektrona na vanjskoj energetskoj razini objašnjava činjenicu da je u normalnom, neuzbuđenom stanju, valencija fosfora 3. Ali na trećoj energetskoj razini postoje slobodne stanice d-orbitala, dakle, nakon prijelaza u pobuđeno stanje. stanju, 3S-elektroni će se odvojiti, otići na d podrazinu, što dovodi do stvaranja 5 nesparenih elemenata. Tako je valencija fosfora u pobuđenom stanju 5. U spojevima fosfor obično pokazuje oksidacijsko stanje +5 (P2O5, H3PO4), rjeđe +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Slajd 7

Prijelaz atoma fosfora u pobuđeno stanje

Slajd 9

Bijeli fosfor

Bijela modifikacija fosfora koja nastaje kondenzacijom pare ima molekularnu kristalnu rešetku u čijim su čvorovima dislocirane molekule P4. Zbog slabosti međumolekularnih sila, bijeli fosfor je hlapljiv, topljiv, rezan nožem i otopljen u nepolarnim otapalima, poput ugljičnog disulfida. Bijeli fosfor je vrlo reaktivna tvar. Snažno reagira s kisikom, halogenima, sumporom i metalima. Oksidaciju fosfora u zraku prati zagrijavanje i sjaj. Stoga se bijeli fosfor pohranjuje pod vodom, s kojom ne reagira. Bijeli fosfor je vrlo otrovan. Oko 80% ukupne proizvodnje bijelog fosfora odlazi na sintezu čiste fosforne kiseline. On se pak koristi za proizvodnju natrijevih polifosfata (koriste se za smanjenje tvrdoće pitke vode) i fosfata u hrani. Ostatak bijelog fosfora koristi se za stvaranje tvari koje stvaraju dim i zapaljivih smjesa. Sigurnosni inženjering. U proizvodnji fosfora i njegovih spojeva potrebne su posebne mjere opreza, jer bijeli fosfor je jak otrov. Dugotrajan rad u atmosferi bijelog fosfora može dovesti do bolesti koštanog tkiva, gubitka zuba, nekroze područja čeljusti. Kada se zapali, bijeli fosfor uzrokuje bolne opekline koje dugo ne zacjeljuju. Bijeli fosfor treba čuvati pod vodom, u hermetički zatvorenim posudama. Zapaljeni fosfor se gasi ugljičnim dioksidom, otopinom CuSO4 ili pijeskom. Opečenu kožu treba oprati otopinom KMnO4 ili CuSO4. Protuotrov za trovanje fosforom je 2% otopina CuSO4. Tijekom dugotrajnog skladištenja, kao i kada se zagrijava, bijeli fosfor prelazi u crvenu modifikaciju (prvi put je primljen tek 1847.). Naziv crveni fosfor odnosi se na nekoliko modifikacija odjednom, koje se razlikuju po gustoći i boji: kreće se od narančaste do tamnocrvene, pa čak i ljubičaste. Sve vrste crvenog fosfora su netopive u organskim otapalima, a u usporedbi s bijelim fosforom, manje su reaktivne i imaju polimernu strukturu: to su P4 tetraedri međusobno povezani u beskrajne lance.

Slajd 10

Crveni i crni fosfor

Crveni fosfor se koristi u metalurgiji, proizvodnji poluvodičkih materijala i žarulja sa žarnom niti, a koristi se u proizvodnji šibica. Najstabilnija modifikacija fosfora je crni fosfor. Dobiva se alotropskom transformacijom bijelog fosfora pri t=2200C i visokom tlaku. Po izgledu podsjeća na grafit. Kristalna struktura crnog fosfora je slojevita, sastoji se od valovitih slojeva (slika 2). Crni fosfor je najmanje aktivna modifikacija fosfora. Kada se zagrijava bez pristupa zraku, on, poput crvene, prelazi u paru, iz koje se kondenzira u bijeli fosfor.

slajd 11

Eksperiment koji ilustrira prijelaz crvenog fosfora u bijeli

1-molekule bijelog fosfora; 2-kristalna. crna fosforna rešetka

slajd 12

Fosfor (V) oksid - R2O5

Fosfor stvara nekoliko oksida. Najvažniji od njih je fosforov oksid (V) P4O10. Često je njegova formula napisana u pojednostavljenom obliku - P2O5. Struktura ovog oksida zadržava tetraedarski raspored atoma fosfora. Bijeli kristali, t taljenje = 5700°C, vrenje t = 6000°C, ρ = 2,7 g/cm3. Ima nekoliko modifikacija. U pari se sastoji od molekula P4H10, vrlo je higroskopan (koristi se kao sredstvo za sušenje plinova i tekućina). Pripravak: 4P + 5O2 = 2P2O5 Kemijska svojstva Sva kemijska svojstva kiselih oksida: reagira s vodom, bazičnim oksidima i lužinama 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (metafosforna kiselina) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (pirofosfatna kiselina) P + 2O5 3BaO =Ba3(PO4)2 Zbog svoje iznimne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnici kao sredstvo za sušenje i dehidraciju. Po učinku sušenja nadmašuje sve ostale tvari.

slajd 13

Ortofosforna kiselina.

Poznato je nekoliko kiselina koje sadrže fosfor. Najvažnija od njih je ortofosforna kiselina H3PO4 Bezvodna ortofosforna kiselina je svijetli prozirni kristali koji se rastvaraju na zraku na sobnoj temperaturi. Talište 42,35°C. S vodom fosforna kiselina stvara otopine bilo koje koncentracije.

Slajd 14

slajd 15

Fizička svojstva H3PO4

Ortofosforna kiselina u svom čistom obliku u normalnim uvjetima je bezbojni rombični kristali koji se tope na temperaturi od 42,3 °C. Međutim, kemičari se rijetko susreću s takvom kiselinom. Mnogo češće imaju posla s H3PO4 * 0,5 H2O hemihidratom, koji se taloži u obliku bezbojnih šesterokutnih prizmi kada se ohlade koncentrirane vodene otopine fosforne kiseline. Talište hemihidrata je 29,3°C. Čisti H3PO4 nakon taljenja stvara viskoznu uljnu tekućinu niske električne vodljivosti i znatno smanjene difuzije. Ova svojstva, kao i detaljno proučavanje spektra, pokazuju da molekule H3PO4 u ovom slučaju praktički nisu disocirane i da su ujedinjene jakim vodikovim vezama u jednu makromolekularnu strukturu. U pravilu su molekule međusobno povezane jednom, rijetko dvije, a vrlo rijetko tri vodikove veze. Ako je kiselina razrijeđena vodom, vjerojatnije je da će njezine molekule stvoriti vodikove veze s vodom nego jedna s drugom. Zbog takve "simpatije" prema vodi, kiselina se s njom miješa u bilo kojoj vezi. Energija hidratacije ovdje nije tako visoka kao sumporna kiselina, stoga zagrijavanje H3PO4 pri razrjeđivanju nije tako jako i disocijacija je manje izražena. Prema prvom stupnju disocijacije, fosforna kiselina se smatra elektrolitom srednje jakosti (25 - 30%), prema drugom - slabom, prema trećem - vrlo slabom.

Slajd 17

Kemijska svojstva H3PO4

Kada se fosforna kiselina neutralizira alkalijama, nastaju soli: dihidrofosfati, hidrofosfati, a također i fosfati, na primjer:

Slajd 18

Fosfor u ljudskom tijelu

U ljudskom tijelu težine 70 kg. Sadrži oko 780 g fosfora. U obliku kalcijevih fosfata, fosfor je prisutan u kostima ljudi i životinja. Također je uključen u sastav proteina, fosfolipida, nukleinskih kiselina; spojevi fosfora sudjeluju u energetskom metabolizmu (adenizin trifosforna kiselina, ATP). Dnevna potreba ljudskog organizma za fosforom je 1,2 g. Glavnu količinu konzumiramo s mlijekom i kruhom (100 g kruha sadrži približno 200 mg fosfora). Fosforom su najbogatiji riba, grah i neke vrste sira. Zanimljivo je da je za pravilnu prehranu potrebno održavati ravnotežu između unesene količine fosfora i kalcija: optimalan omjer u tim elementima hrane je 1,5/1. Višak hrane bogate fosforom dovodi do ispiranja kalcija iz kostiju, a s viškom kalcija razvija se urolitijaza.

Slajd 19

Zapaljiva površina kutije šibica obložena je mješavinom crvenog fosfora i staklenog praha. Sastav glave šibice uključuje oksidirajuća sredstva (PbO2, KClO3, BaCrO4) i redukcijska sredstva (S, Sb2S3). Trenjem od zapaljive površine, smjesa nanesena na šibicu se zapali. Prve fosforne šibice - s bijelom fosfornom glavom - nastale su tek 1827. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Takve su se šibice zapalile kada su se trljale o bilo koju površinu, što je često dovodilo do požara. Osim toga, bijeli fosfor je vrlo otrovan. Opisani su slučajevi trovanja fosfornim šibicama, kako zbog neopreznog rukovanja, tako i u svrhu samoubojstva: za to je bilo dovoljno pojesti nekoliko šibica. Zato su fosforne šibice zamijenile sigurne, koje nam do danas vjerno služe. Industrijska proizvodnja sigurnosnih šibica započela je u Švedskoj 60-ih godina. XIX stoljeća.

slajd 24

Vrijednost fosfora

Fosforna kiselina je od velike važnosti kao jedna od najvažnijih komponenti ishrane biljaka. Fosfor biljke koriste za izgradnju svojih najvitalnijih dijelova, sjemenki i plodova. Derivati ortofosforne kiseline vrlo su potrebni ne samo za biljke, već i za životinje. Kosti, zubi, školjke, kandže, iglice, šiljci u većini živih organizama sastoje se uglavnom od kalcijevog ortofosfata. Osim toga, fosforna kiselina, tvoreći različite spojeve s organskim tvarima, aktivno sudjeluje u metabolizmu živog organizma s okolišem. Kao rezultat toga, derivati fosfora nalaze se u kostima, mozgu, krvi, mišićima i vezivnim tkivima ljudskih i životinjskih organizama. Posebno je puno fosforne kiseline u sastavu živčanih (moždanih) stanica, što je omogućilo A.E. Fersman, poznati geokemičar, nazvao je fosfor "elementom mišljenja". Vrlo negativno (bolest životinja, rahitis, anemija i sl.) utječe na stanje organizma snižavanjem sadržaja fosfornih spojeva u prehrani ili unošenjem u neprobavljivom obliku.

Slajd 25

Korištenje fosfora

Ortofosforna kiselina trenutno se široko koristi. Njegov glavni potrošač je proizvodnja fosfata i kombiniranih gnojiva. U te se svrhe u cijelom svijetu godišnje iskopa oko 100 milijuna tona rude koja sadrži fosfor. Fosforna gnojiva ne samo da pomažu u povećanju prinosa raznih usjeva, već i daju biljkama zimsku otpornost i otpornost na druge nepovoljne klimatske uvjete, stvaraju uvjete za brže sazrijevanje usjeva u područjima s kratkim vegetativnim razdobljem. Povoljno djeluju i na tlo, pridonose njegovu strukturiranju, razvoju bakterija u tlu, mijenjaju topljivost drugih tvari sadržanih u tlu i potiskuju neke od nastalih štetnih organskih tvari. Prehrambena industrija troši mnogo ortofosforne kiseline. Činjenica je da je razrijeđena fosforna kiselina vrlo ugodnog okusa, a njeni mali dodaci marmeladama, limunadama i sirupima značajno poboljšavaju njihov okus. Neke soli fosforne kiseline imaju isto svojstvo. Kalcijev hidrogen fosfat, na primjer, odavno se uključuje u prašak za pecivo, poboljšavajući okus peciva i kruha. Zanimljive su i druge industrijske primjene fosforne kiseline. Na primjer, uočeno je da impregnacija drva samom kiselinom i njezinim solima čini drvo negorivim. Na temelju toga sada se proizvode vatrootporne boje, nezapaljive fosfo-drvene ploče, negoriva fosfatna pjena i drugi građevinski materijali. Različite soli fosforne kiseline imaju široku primjenu u mnogim industrijama, u građevinarstvu, u raznim područjima tehnike, u komunalnoj djelatnosti i svakodnevnom životu, za zaštitu od zračenja, za omekšavanje vode, suzbijanje kamenca iz kotlovnice i proizvodnju raznih deterdženata. Fosforna kiselina, kondenzirane kiseline i dehidrogenirani fosfati služe kao katalizatori u procesima dehidracije, alkilacije i polimerizacije ugljikovodika. Posebno mjesto zauzimaju organofosforni spojevi kao ekstraktanti, plastifikatori, maziva, aditivi za barut i apsorbenti u rashladnim jedinicama. Kisele alkil fosfatne soli koriste se kao tenzidi, antifrizi, specijalna gnojiva, lateks antikoagulansi, itd. Kiseli alkil fosfati se koriste za ekstrakcijsku obradu tekućina iz rude urana.

slajd 26

Fosfor 1. Napišite elektroničku formulu atoma fosfora. Objasnite što se događa s elektronskom konfiguracijom atoma kada pokazuje najveće oksidacijsko stanje. 2. Koja oksidacijska stanja može pokazati fosfor u spojevima? Navedite primjere ovih spojeva. Napišite elektronsku formulu atoma fosfora u +3 oksidacijskom stanju. 3. Koje su glavne razlike u fizikalnim i kemijskim svojstvima crvenog i bijelog fosfora. Kako se crveni fosfor može odvojiti od bijelih nečistoća? 4. Izračunajte relativnu gustoću fosfina iz vodika i zraka. Je li fosfin lakši ili teži od ovih plinova? 5. Kako se može izvršiti prijelaz s crvenog na bijeli fosfor i obrnuto? Jesu li ti procesi kemijski fenomeni? Objasnite odgovor. 6. Izračunajte masu fosfora koju je potrebno izgorjeti u kisiku da bi se dobio fosforov (V) oksid mase 3,55 g? 7. Mješavina crvenog i bijelog fosfora težine 20 g obrađena je ugljičnim disulfidom. Neotopljeni ostatak je odvojen i izvagan, njegova masa je bila 12,6 g. Izračunajte maseni udio bijelog fosfora u početnoj smjesi. 8. Koja je vrsta kemijske veze u spojevima: a) RN3; b) PCl5; c) Li3P. U polarnim tvarima navedite smjer pomaka zajedničkih elektronskih parova. 9. Fosfin se može dobiti djelovanjem klorovodične kiseline na kalcijev fosfid. Izračunajte volumen fosfina (normalni uvjeti) koji nastaje iz 9,1 g kalcijevog fosfida. Maseni udio prinosa proizvoda je 90%.

Slajd 27

Fosforna kiselina i njene soli

1. Napišite jednadžbe reakcije između fosforne kiseline i sljedećih tvari: a) magnezijev oksid; b) kalijev karbonat; c) srebrni nitrat; d) željezni sulfat (II). 2. Napišite jednadžbe reakcije između ortofosforne kiseline i kalijevog hidroksida, uslijed čega nastaju 3 vrste soli: srednje i dvije kisele. 3. Koja je od kiselina jače oksidacijsko sredstvo: dušična ili ortofosforna? Objasnite odgovor. 4. Napišite jednadžbe reakcija pomoću kojih se mogu izvesti sljedeće transformacije: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Napišite jednadžbe za ove reakcije. 6. Metodom elektroničke ravnoteže odaberite koeficijente u shemama sljedećih redoks reakcija: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO kiseline 40% može dobiti iz fosforita mase 100 kg s masenim udjelom Ca3 (PO4) 2 93%? 8. Fosforna kiselina mase 195 kg dobivena je iz prirodnog fosforita mase 310 kg. Izračunajte maseni udio Ca3(PO4)2 u prirodnom fosforitu. 9. Vodena otopina koja sadrži fosfornu kiselinu mase 19,6 g neutralizirana je kalcijevim hidroksidom mase 18,5 g. Odredite masu nastalog taloga CaHPO4 2H2O. 10. Postoji otopina fosforne kiseline mase 150 g (maseni udio H3PO4 24,5%). Izračunajte volumen amonijaka (normalni uvjeti) koji se mora proći kroz otopinu da se dobije amonijev dihidrogen fosfat. 11. Koja sol nastaje ako se otopini koja sadrži H3PO4 mase 4,9 g doda 2,8 g kalijevog hidroksida? Izračunajte masu dobivene soli

Slajd 28

Mineralna gnojiva

1. Koja dušična i fosfatna gnojiva poznajete? Napišite jednadžbe reakcija za njihovu proizvodnju. Zašto su biljkama potrebni dušik i fosfor? 2. Odredite maseni udio fosforovog (V) oksida u precipitatu CaHPO4 2H2O. 3. Maseni udio fosfornog (V) oksida u superfosfatu je 20%. Odredite masu superfosfata koji se mora unijeti pod voćku ako je za normalan razvoj stabla potreban fosfor mase 15,5 g. 4. Maseni udio dušika u gnojivu je 14%. Sav dušik je uključen u gnojivo u sastavu uree CO(NH2)2. Izračunajte maseni udio uree u ovom gnojivu. 5. U superfosfatu je maseni udio fosforovog (V) oksida 25%. Izračunajte maseni udio Ca(H2PO4)2 u ovom gnojivu. 6. Izračunajte masu amonijevog sulfata, koju treba uzeti za unošenje dušika težine 2 tone u tlo na površini od 5 ha. Koju masu gnojiva treba primijeniti na svaki kvadratni metar tla? 7. Izračunajte masu amonijevog nitrata koji će se primijeniti na površinu od 100 ha ako masa dušika nanesenog na površinu od 1 ha treba biti 60 kg. 8. U tlo ispod voćke potrebno je unijeti fosfor (V) oksid mase 0,4 kg. Koju masu superfosfata treba uzeti u tom slučaju, ako je maseni udio asimilabilnog fosfornog (V) oksida u njemu 20%? 9. Ispod voćke potrebno je dodati amonijev nitrat mase 140 g (maseni udio dušika u nitratu je 35%). Odredite masu amonijevog sulfata, koji može poslužiti za dodavanje iste količine dušika.

Slajd 29

Literatura: 1. F.G. Feldman, G.E. Rudzitis. KEMIJA. Udžbenik za 9. razred obrazovne ustanove. - M., 5. izdanje, PROSVJETLJENJE, 1997. 2. KEMIJA. Referentni materijali. Pod uredništvom Yu.D. Tretyakova, - M., OBRAZOVANJE, 1984. 3. KEMIJA. Priručnik za školarce, - M., 1995. 4. KEMIJA. Enciklopedija za djecu. Svezak 17, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Fosfor i njegovi spojevi, trans. s engleskog, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Tekst mora biti dobro čitljiv, inače publika neće moći vidjeti date informacije, bit će jako odvučena od priče, pokušavajući barem nešto razabrati ili će potpuno izgubiti svaki interes. Da biste to učinili, morate odabrati pravi font, uzimajući u obzir gdje i kako će se prezentacija emitirati, a također odabrati pravu kombinaciju pozadine i teksta.

Važno je uvježbati svoj izvještaj, razmisliti kako ćete pozdraviti publiku, što ćete prvo reći, kako ćete završiti izlaganje. Sve dolazi s iskustvom.

Odaberite pravu odjeću, jer. Veliku ulogu u percepciji govora ima i govornikova odjeća.

Pokušajte govoriti samouvjereno, tečno i koherentno.

Pokušajte uživati u izvedbi kako biste bili opušteniji i manje tjeskobni.

Grupa V A podskupina Elementi ove podskupine uključuju: Elementi ove podskupine uključuju: N; P; Kao; Sb; Dvo. N; P; Kao; Sb; Dvo. Dušik i fosfor su posebno važni Dušik i fosfor su posebno važni Dušik je dio zraka, dio je Dušik je dio zraka, proteini, nukleinske kiseline, proteini, nukleinske kiseline, mnoge stijene i minerali (solitra) mnogih stijena i minerali (nitrat) Fosfor je sastavni dio proteina, nukleinskih kiselina, apatita i minerala fosforita Fosfor je sastavni dio proteina, nukleinskih kiselina, apatitnih minerala i fosforita

Karakterizacija dušika i fosfora prema periodnom sustavu Plan karakteristika Dušik Fosfor

Elektroničke formule dušika i fosfora N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Sastavite elektronsku grafičku formulu grafičke formule dušika dušika +7 N najviše oksidacijsko stanje +7 N najviše oksidacijsko stanje najniže oksidacijsko stanje -3 -3 najniže oksidacijsko stanje

Jeste li znali da ... Dušik su prvi otkrili znanstvenici Dušik je prvi otkrio znanstvenik D. Rutherford 1772. godine. Svojstva su istraživali K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford 1772. godine. Svojstva su istraživali K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley. J. Priestley. A. Lavoisier je predložio termin dušik, koji je s grčkog preveden kao "beživotni" A. Lavoisier je predložio izraz dušik, koji se s grčkog prevodi kao "beživotni"

Dušik. Fizikalna svojstva Molekularna struktura N2 Struktura molekule N2 Strukturna formula N Ξ N Strukturna formula N Ξ N Elektronska formula: N N: Elektronska formula: N N: Veza kovalentna nepolarna, vrlo jaka, trostruka 1σ(sigma) i 2π (pi) Veza kovalentna nepolarna -polaran, vrlo jak, trostruki 1σ (sigma) i 2π (pi) Plin dušik je bezbojan i bez mirisa, slabo topiv u vodi, nešto lakši od zraka, dušikov plin je bezbojan i bez mirisa, slabo topiv u vodi, nešto lakši od zraka, Tboil = ºS Tboil = ºS

Kemijska svojstva dušika U normalnim uvjetima, niska aktivnost U normalnim uvjetima, niska aktivnost Pri T=2000º reagira s kisikom Pri T=2000º reagira s kisikom \u003d 400 °C i p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 amonijak amonijak S nekim metalima S nekim metalima 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 magnezijev nitrid magnezijev nitrid

Amonijak Amonijak Spoj dušika s vodikom naziva se amonijak NH 3 Spoj dušika s vodikom naziva se amonijak NH 3 Struktura molekule Struktura molekule H – N – H H – N – H | H Kovalentna polarna veza Kovalentna polarna veza Oblik molekule tetraedra Slika 11 strana 47 Oblik molekule tetraedra Slika 11 strana 47

Dobivanje u industriji Godine 1913. osnovano je prvo postrojenje za katalitičku sintezu amonijaka u Njemačkoj 1913. godine osnovano je prvo postrojenje za katalitičku sintezu amonijaka u Njemačkoj N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q u prisutnosti katalizatora - Reakcija je reverzibilna, T = 300ºS, R = MPa, u prisutnosti katalizatora - porozno željezo porozno željezo

Dobivanje u laboratoriju Zagrijavanjem smjese amonijevih soli s lužinama. Prilikom zagrijavanja mješavine amonijevih soli s lužinama. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O amonijev klorid amonijak amonij klorid amonijak Fizikalna svojstva Fizikalna svojstva Bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa, gotovo 2 puta lakši od zraka. Dobro otopimo u vodi. V 1V H2O – 700V NH3 Bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa, gotovo 2 puta lakši od zraka. Dobro otopimo u vodi. Na 1V H2O - 700V NH3

Kemijska svojstva Aktivna tvar Aktivna tvar Reagira s vodom Reagira s vodom NH3 + H2O NH4OH amonijev hidroksid NH3 + H2O NH4OH amonijev hidroksid S kiselinama S kiselinama NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid NH3 + HCl = NH4Cl2NH4SO3 = NH4SO2 NH4SO4 amonijev sulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 amonijev sulfat

Kemijska svojstva Slab spoj se razgrađuje kada se zagrijava. O2? N2 + ?H2O ?NH3 + ? O2? N2 + ?H2O Oksidirano u prisutnosti Pt katalizatora Oksidirano u prisutnosti Pt katalizatora ? NH3+? O2? NO + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O provjerite stranicu 49 tab. 13 provjerite str. 49 tab. 13 Reducira metale iz njihovih oksida Reducira metale iz njihovih oksida 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Amonijeve soli NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid NH3 + HCl = NH4Cl amonijev klorid 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 amonijev sulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 amonijev sulfat NH3 + H2SO4 amonijev sulfat NH4 + H2SO4 NH4HSO4 NH4HSO4 amonijev hidrosulfat NH3 + HNO3 = ? Naziv NH3 + HNO3 = ? Naziv NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Kvalitativna reakcija na amonijev ion Kvalitativna reakcija na amonijev ion NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O miris amonijaka NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O miris amonijaka Razgrađuje se zagrijavanjem Razgrađuje se zagrijavanjem NH4NO3 = N2O +2NO3 = N2O +2 N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Pitanja i vježbe Koji elementi čine VA grupu? Koji elementi čine VA grupu? Kakva je struktura vanjskog elektronskog sloja atoma dušika i fosfora? Kakva je struktura vanjskog elektronskog sloja atoma dušika i fosfora? Koja su fizikalna svojstva dušika? Koja su fizikalna svojstva dušika? Zašto je dušik kemijski neaktivan? Zašto je dušik kemijski neaktivan? Koliki je volumen dušika u zraku? Koliki je volumen dušika u zraku? Koja je vrsta kemijske veze u molekuli dušika? Koja je vrsta kemijske veze u molekuli dušika? Gdje se dušik nalazi u prirodi? Gdje se dušik nalazi u prirodi? Kako se dobiva dušik? Kako se dobiva dušik? Imenujte vodikov spoj dušika, njegova fizikalna svojstva. Imenujte vodikov spoj dušika, njegova fizikalna svojstva. Kako se amonijak dobiva u laboratoriju i industriji? Kako se amonijak dobiva u laboratoriju i industriji?

Pitanja i vježbe Koje soli tvori amonijak? Koja sol stvara amonijak? Koja je kvalitativna reakcija za amonijev kation? Koja je kvalitativna reakcija za amonijev kation? Gdje se koriste dušik, amonijak, amonijeve soli? Gdje se koriste dušik, amonijak, amonijeve soli?

Vježba Riješite transformacijski lanac Riješi transformacijski lanac N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Riješite OVR Riješi OVR NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l vodika? Izračunajte volumen amonijaka (N.O.) koji nastaje od 25 litara dušika i 25 litara vodika? Kolika je masa i volumen 5 mola amonijaka? Kolika je masa i volumen 5 mola amonijaka? Izračunati relativnu gustoću za vodik i amonijak za zrak? Izračunati relativnu gustoću za vodik i amonijak za zrak?

Dušikovi oksidi Poznato je nekoliko dušikovih oksida. Poznato je nekoliko dušikovih oksida u H 2 O "plinu smijeha" NO - dušikov oksid II Bezbojan, bez mirisa, slabo topiv N 2 O 3 dušikov oksid III Tamnoplava tekućina, sol. u vodi. NO 2 dušikov oksid IV Smeđi plin, otrovni N 2 O 5 dušikov oksid V Bezbojan

Dobivanje U laboratoriju U laboratoriju NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 natrijev nitrat natrijev hidrogensulfat natrij nitrat natrij hidrogensulfat U industriji U industriji 1. 4NH3 + O2 = 4NOQ + 6H2O2. O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Fizikalna svojstva Bezbojna dima tekućina oštrog mirisa. Dobro topiv u vodi. Koncentrirano je vrlo opasno. Razgrađuje se pod djelovanjem svjetlosti. Čuvati u tamnoj posudi. Jaki oksidant. Zapaljivo. Bezbojna dima tekućina oštrog mirisa. Dobro topiv u vodi. Koncentrirano je vrlo opasno. Razgrađuje se pod djelovanjem svjetlosti. Čuvati u tamnoj posudi. Jaki oksidant. Zapaljivo.

Kemijska svojstva Zajedničko s drugim kiselinama Zajedničko s drugim kiselinama 1. Jaka kiselina, potpuno disocira HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reagira s bazičnim oksidima CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reagira s bazama Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reagira sa solima slabijih kiselina Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Specifična svojstva Razgrađuje se zagrijavanjem i na svjetlosti Razgrađuje se zagrijavanjem i na svjetlosti 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 U interakciji s proteinima nastaje svijetložuta tvar. U interakciji s proteinima nastaje svijetložuta tvar. Različito reagira s metalima, ali se vodik H2 nikada ne oslobađa. Drugačije reagira s metalima, dok se vodik H2 nikada ne oslobađa Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + plin Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + plin

Soli dušične kiseline Soli dušične kiseline - nitrati Dušikove soli - nitrati Nitrati kalija, natrija, amonija i kalcija nazivaju se salitre. Nitrati kalija, natrija, amonijaka i kalcija nazivaju se salitre. NaNO3 - natrijev nitrat, natrijev nitrat NaNO3 - natrijev nitrat, natrijev nitrat NH4NO3 - amonijev nitrat, amonijak NH4NO3 - amonijev nitrat, amonijev nitrat. salitra. Svi nitrati su topljivi u vodi. Svi nitrati su topljivi u vodi. Oni su jaki oksidanti. Oni su jaki oksidanti. Kada se zagrijavaju, svi nitrati se razgrađuju oslobađanjem kisika O 2 Kada se zagrijavaju, svi nitrati se razgrađuju oslobađanjem kisika O 2

Pitanja i vježbe Koje dušikove okside poznajete? Koje dušikove okside poznajete? Koja su fizikalna svojstva dušične kiseline Koja su fizikalna svojstva dušične kiseline Opišite kemijska svojstva dušične kiseline? Opišite kemijska svojstva dušične kiseline? Koja specifična svojstva dušične kiseline poznajete? Koja specifična svojstva dušične kiseline poznajete? Kako se dušična kiselina proizvodi u laboratoriju? Kako se dušična kiselina proizvodi u laboratoriju? Kako se dušična kiselina proizvodi industrijski? Kako se dušična kiselina proizvodi industrijski? Gdje se koristi dušična kiselina? Gdje se koristi dušična kiselina? Kako se zovu soli dušične kiseline i gdje se koriste? Kako se zovu soli dušične kiseline i gdje se koriste?

Vježbe Napišite jednadžbe molekularne i ionske reakcije Napišite jednadžbe molekularne i ionske reakcije CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Napišite jednadžbu reakcije dušične kiseline s bakrom. Riješite to kao OVR Napišite jednadžbu za reakciju konc. dušične kiseline s bakrom. Riješite to kao OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Vježbe Riješite lanac transformacija Rješite lanac transformacija N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Izračunajte masu magnezijevog nitrata koji je nastao interakcijom magnezija oksida sa 120 g otopine dušične kiseline 10% koncentracije. Izračunajte masu magnezijevog nitrata koji je nastao interakcijom magnezijevog oksida sa 120 g otopine dušične kiseline koncentracije 10%. Koliki će se volumen kisika osloboditi tijekom razgradnje kada se 150 g natrijevog nitrata zagrije? Koliki će se volumen kisika osloboditi tijekom razgradnje kada se 150 g natrijevog nitrata zagrije? Izračunajte maseni udio dušika u aluminijevom nitratu. Izračunajte maseni udio dušika u aluminijevom nitratu.

Sat kemije u 10. razredu: "Dušik i fosfor - p-elementi VA grupe"

pripremljeno
nastavnik kemije i biologije
Srednja škola GUO №163 Minsk
Kostjukevič Jurij Mihajlovič

U VA-skupini periodnog sustava nalaze se nemetali dušik N i fosfor P, polumetalni arsen As, kao i antimon Sb i bizmut Bi, koji se svrstavaju u nemetale. Atomi elemenata VA grupe imaju 5 elektrona na vanjskom elektronskom sloju. Elektronska konfiguracija njihovog vanjskog elektronskog sloja je ns2np3, na primjer: dušik - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

U kemijskim spojevima atomi dušika i fosfora mogu pokazivati oksidacijska stanja od -3 do +5.

dušika u prirodi

Dušik je simboliziran N
(lat. Nitrogenium, tj. "rađanje salitre).
Jednostavna tvar dušik (N2) je prilično inertan plin u normalnim uvjetima, bez boje, okusa i mirisa.
Dušik, u obliku dvoatomskih molekula N2, čini većinu atmosfere, gdje njegov sadržaj iznosi 78,084% volumena (odnosno oko 3,87 1015 tona).

dušika u svemiru

Izvan Zemlje, dušik se nalazi u plinovitim maglicama, sunčevoj atmosferi, na Uranu, Neptunu, međuzvjezdanom prostoru itd. Dušik je 4. najzastupljeniji element u Sunčevom sustavu (poslije vodika, helija i kisika).

Fosfor u prirodi

Fosfor se prirodno nalazi u obliku fosfata. Dakle, kalcijev fosfat Ca3(PO4)2 je glavna komponenta minerala apatita.
Fosfor se nalazi u svim dijelovima zelenih biljaka, a još više u plodovima i sjemenkama.
Sadrži u životinjskim tkivima, dio je proteina i drugih esencijalnih organskih spojeva (ATP, DNA), element je života.

Apatit

Fosfor

U najjednostavnijoj molekuli P4, svaki od četiri atoma fosfora kovalentno je vezan za ostala tri. Bijeli fosfor se sastoji od takvih molekula tetraedarskog oblika. Izlivena u inertnoj atmosferi u obliku štapića (ingota), pohranjuje se u nedostatku zraka ispod sloja pročišćene vode ili u posebnim inertnim medijima. Kemijski je bijeli fosfor iznimno aktivan! Na primjer, polako se oksidira kisikom zraka već na sobnoj temperaturi i svijetli (blijedozeleni sjaj). Fenomen ovakvog sjaja zbog kemijskih oksidacijskih reakcija naziva se kemiluminiscencija (ponekad pogrešno fosforescencija). Bijeli fosfor je vrlo otrovan. Smrtonosna doza bijelog fosfora za odraslog muškarca je 0,05-0,1 g. Crveni fosfor ima atomsku polimernu strukturu u kojoj je svaki atom fosfora kovalentnim vezama vezan za tri druga atoma. Crveni fosfor je nehlapljiv, netopiv u vodi i netoksičan. Koristi se u proizvodnji šibica.

Na svjetlu i kada se zagrije na 300 ° C bez zraka, bijeli fosfor prelazi u crveni fosfor.

Kada se zagrije pod tlakom od oko 1200 puta većim od atmosferskog, bijeli fosfor se pretvara u crni fosfor, koji ima atomsku slojevitu kristalnu rešetku. Crni fosfor je po svojim fizikalnim svojstvima sličan metalu: provodi struju i blista. Izvana je vrlo sličan grafitu. Crni fosfor je kemijski najmanje aktivan oblik fosfora. Godine 1830. francuski kemičar Charles Soria izumio je fosforne šibice, koje su se sastojale od mješavine bartoletne soli, bijelog fosfora i ljepila. Te su šibice bile vrlo zapaljive, jer su se zapalile čak i od međusobnog trenja u kutiji i prilikom trljanja o bilo koju tvrdu podlogu, na primjer, potplat čizme. Zbog bijelog fosfora bili su otrovni. Godine 1855. švedski kemičar Johan Lundström nanio je crveni fosfor na površinu brusnog papira i njime zamijenio bijeli fosfor u glavi šibice. Takve šibice više nisu bile štetne za zdravlje, lako su se zapalile na unaprijed pripremljenoj površini i praktički se nisu spontano zapalile. Johan Lundström patentira prvu "švedsku šibicu", koja je preživjela gotovo do danas. Godine 1855. Lundströmove šibice nagrađene su medaljom na Svjetskoj izložbi u Parizu. Kasnije je fosfor potpuno uklonjen iz sastava glava šibica i ostao samo u sastavu namaza (rendala). S razvojem proizvodnje "švedskih" šibica, proizvodnja šibica korištenjem bijelog fosfora zabranjena je u gotovo svim zemljama. Najjednostavnija tvar, dušik N2, kemijski je neaktivna i u pravilu ulazi u kemijske reakcije samo pri visokim temperaturama. Oksidirajuća svojstva dušika očituju se u reakciji s vodikom i aktivnim metalima. Dakle, vodik i dušik se kombiniraju u prisutnosti katalizatora na visokoj temperaturi i visokom tlaku, tvoreći amonijak:

Od metala, u normalnim uvjetima, dušik reagira samo s litijem, tvoreći litijev nitrid:

Oksidirajuća svojstva fosfora očituju se kada je u interakciji s najaktivnijim metalima:

Redukciona svojstva dušika i fosfora očituju se u interakciji s kisikom. Dakle, dušik reagira s kisikom na temperaturi od oko 3000˚S, tvoreći dušikov oksid (II):

Oksidaciju bijelog fosfora prati luminescencija. Bijeli i crveni fosfor se zapale kada se zapale i izgaraju blistavo svijetlim plamenom s stvaranjem bijelog dima fosforovog (IV) oksida:

Izgaranje bijelog fosfora Kemijski najaktivniji, otrovniji i najzapaljiviji bijeli fosfor. Budući da se vrlo često koristi u zapaljivim bombama. Nažalost, fosforno streljivo koristi se i u 21. stoljeću!

- Tijekom opsade Sarajeva, topništvo bosanskih Srba koristilo je fosforne granate. Godine 1992. takve su granate zapalile zgradu Instituta za orijentalistiku, uslijed čega su uništeni mnogi povijesni dokumenti.
- 2003.-2004. koristile su ih britanske obavještajne službe u blizini Basre u Iraku.
- 2004. godine Sjedinjene Države upotrijebile su protiv gerilskog podzemlja u Iraku u bitci za Faludžu.
u ljeto 2006., tijekom Drugog libanonskog rata, izraelska je vojska koristila topničke granate s bijelim fosforom.
2009. godine, tijekom operacije Lijevano olovo u Pojasu Gaze, izraelska je vojska koristila streljivo koje je sadržavalo bijeli fosfor dopušteno međunarodnim pravom.
Od 2009. palestinski teroristi pune svoje projektile bijelim fosforom.

Pojava lutajućih svjetala na starim grobljima i močvarama uzrokovana je paljenjem fosfina PH3 i drugih spojeva koji sadrže fosfor u zraku. U zraku se produkti kombinacije fosfora s vodikom spontano zapale uz stvaranje svjetlećeg plamena i kapljica fosforne kiseline, produkta interakcije fosforovog (V) oksida s vodom. Ove kapljice stvaraju mutan obris "duha". Glavna primjena dušika je proizvodnja amonijaka. Dušik se također koristi za stvaranje inertnog okruženja pri sušenju eksploziva iu skladištenju vrijednih slika i rukopisa. Osim toga, električne žarulje sa žarnom niti napunjene su dušikom.

Korištenje jednostavnih tvari

Proizvodnja
amonijak

Većina modernih svjetiljki punjena je kemijski inertnim plinovima. Mješavine dušika N2 s argonom Ar najčešće su zbog niske cijene.

Crveni fosfor se koristi za proizvodnju šibica, fosforne kiseline, koja zauzvrat ide u proizvodnju fosfatnih gnojiva i dodataka stočnoj hrani. Osim toga, fosfor se koristi za proizvodnju pesticida. Domaća zadaća: Stavak §49. Popis korištenih izvora