Előadás a nitrogénről és a foszforról. Előadás a "VA-csoport nitrogén és foszfor-p-elemei" témában

A prezentációk előnézetének használatához hozzon létre egy Google-fiókot (fiókot), és jelentkezzen be: https://accounts.google.com

Diák feliratai:

1. Előre figyelmeztetlek: Lélegzőtlen vagyok! De úgy tűnik, mindenki nem hallja, és állandóan lélegzik. 2. Világító elem vagyok. Mindjárt meggyújtok neked egy gyufát. Megégetnek - és a víz alatt az oxidom savas lesz.

A nitrogén és a foszfor helyzete a periódusos rendszerben

A nitrogén és a foszfor jellemzői. a nitrogén tulajdonságai.

Öt híres vegyész a XVIII. adott egy bizonyos nemfémet, amely egyszerű anyag formájában gáz, és kétatomos molekulákból áll, öt különböző nevet. - "mérgező levegő" - "deflogisztizált levegő" - "elrontott levegő" - "fullasztó levegő" - "élettelen levegő" 1772-ben a skót kémikus, botanikus és orvos Daniel Rutherford 1772-ben az angol kémikus Joseph Priestley 1773-ban a svéd kémikus. patikus kémikus, Carl Scheele 1774-ben Henry Cavendish angol kémikus 1776-ban Antoine Lavoisier francia kémikus

NITROGÉN MEGTALÁLÁSA A TERMÉSZETBEN: szabad állapotban a légkörben

NITROGÉN MEGTALÁLÁSA A TERMÉSZETBEN: szervetlen vegyületek formájában Kis mennyiségben a talajban: ammóniumsók és nitrátok formájában. Növények és állatok szerves nitrogénje (nukleinsavak, fehérjék)

ÖSSZEHASONLÍTÁSI JELEI A NITROGÉN FOSZFOR HELYZETE A PSCE-BEN AZ ATOM SZERKEZETE Elektronok száma egy atomban 7, protonok száma az atommagban 7, neutronok száma az atommagban 7 Elektronikus áramkör: 1s 2 2s 2 2p 3 alcsoport OXIDÁCIÓS periódus Sorozatszám 15; relatív atomtömeg 31 2 periódus V csoport Fő alcsoport 7. sorszám; relatív atomtömeg 14 P +15) 2) 8) 5 Elektronok száma egy atomban 15, protonok az atommagban 15, neutronok száma az atommagban 16 Elektronikus áramkör: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5, -3 +1,+2,+3,+4, +5, -3

Határozza meg a nitrogén oxidációs fokát a következő vegyületekben: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 vegyület NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

A MOLEKULA FELÉPÍTÉSE N N N  N KÖTÉS: - KOVALENTS NEM PÓLUS - hármas - ERŐS MOLEKULA: - NAGYON STABIL - ALACSONY REAKCIÓKÉPESSÉG 1 3 4 2

N 2 Fizikai tulajdonságok: V, C, Z, M a levegőnél valamivel könnyebb, t bála = -196 0 C, t pl = -210 0 C

Az iparban a nitrogént levegődesztillációval, laboratóriumban - vegyületek hőbontásával (leggyakrabban NH 4 NO 2) nyerik: NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O A foszfort kalcium-foszfát szénnel, ill. homok elektromos kemencékben 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Előkészítés.

A nitrogén kémiai tulajdonságai A foszfor fémekkel t helyiségben reakcióba lép Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N magas t mellett - másokkal Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reakcióba lép Me 3 -mal, amikor melegített Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 oxigénnel nagyon magas t (körülbelül 3000 ° C) N 2 + O 2 \u003d 2 NO fehér foszfor spontán meggyullad, és vörös ég hevítéskor 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 hidrogénnel katalizátor jelenlétében nagy nyomáson és t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Alkalmazások Ammónia gyártás Inert atmoszféra létrehozása Alacsony hőmérséklet létrehozása Az acél felületének telítése a szilárdság növelése érdekében Folyékony nitrogén a gyógyászatban Ammónia szintézise Műtrágya előállítás Salétromsav szintézise Inert atmoszféra létrehozása N2

Kérdések az önkontrollhoz A gáz színtelen, íztelen és szagtalan A molekula kétatomos A levegő tartalma 78% Laboratóriumban KMnO 4 és H 2 O 2 lebontásával nyerik Iparban - folyékony levegőből Kémiailag inaktív Szinte az összes egyszerű anyaggal kölcsönhatásba lép A légzés és a fotoszintézis folyamatai kapcsolódnak hozzá A fehérjék szerves része Részt vesz a természetben lévő anyagok körforgásában

ELLENŐRIZZE MAGÁT O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. "5" N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. "5" 1-2 hiba "4" 3-4 hibák « 3 » 5 hiba és több « 2 » A nitrogénre vonatkozó információk példáján mondjon érveket két nézőpont mellett: 1. Nitrogén - "élettelen" 2. Nitrogén - az élet fő eleme a Földön.

2. dia

A periódusos rendszer VA-csoportjában a nemfémek nitrogénN és foszfor P, a félfém arzén As, valamint a nemfémek közé sorolt antimon Sb és bizmut Bi találhatók.

3. dia

A VA csoport elemeinek atomjai 5 elektront tartalmaznak a külső elektronrétegen. Külső elektronrétegük elektronikus konfigurációja ns2np3, például: nitrogén - 2s2p3, foszfor - 3s23p3.

A kémiai vegyületekben a nitrogén- és foszforatomok -3 és +5 közötti oxidációs állapotot mutathatnak.

4. dia

nitrogén a természetben

A nitrogént az N szimbólum jelöli (lat. Nitrogenium, azaz "salétrom születése"). A nitrogén (N2) egyszerű anyag normál körülmények között meglehetősen inert gáz, színtelen, íztelen és szagtalan. A nitrogén kétatomos N2-molekulák formájában teszi ki a légkör nagy részét, ahol a tartalma 78,084 térfogatszázalék (azaz körülbelül 3,87 1015 tonna).

5. dia

nitrogén az űrben

A Földön kívül a nitrogén a gázködökben, a nap légkörében, az Uránuszban, a Neptunuszban, a csillagközi térben stb. található.A nitrogén a 4. legnagyobb mennyiségben előforduló elem a Naprendszerben (a hidrogén, a hélium és az oxigén után).

6. dia

Foszfor a természetben

A foszfor a természetben foszfátok formájában fordul elő. Így a kalcium-foszfát Ca3(PO4)2 az ásványi apatit fő komponense. A foszfor a zöld növények minden részében megtalálható, de még inkább a gyümölcsökben és a magvakban. Az állati szövetekben található, a fehérjék és más esszenciális szerves vegyületek (ATP, DNS) része, az élet egyik eleme. Apatit

7. dia

Az egyszerű anyag, a nitrogén kétatomos N2 molekulákból áll. Az N2 molekulában a nitrogénatomok hármas kovalens nempoláris kötéssel kapcsolódnak egymáshoz. A hármas kötés energiája magas és 946 kJ/mol. Ezért a kötés felszakadása és a nitrogénatomok és molekulák képződése csak 3000 °C feletti hőmérsékleten megy végbe. A molekulákban lévő nagy kötéserősség határozza meg a nitrogén kémiai tehetetlenségét.

8. dia

A foszfor szabad állapotban számos allotróp módosulatot képez, amelyeket fehér, vörös és fekete foszfornak neveznek.

9. dia

10. dia

Kémiailag a fehér foszfor rendkívül aktív! Például a levegő oxigénje lassan oxidálja már szobahőmérsékleten, és világít (halványzöld izzás). A kémiai oxidációs reakciókból eredő ilyen izzás jelenségét kemilumineszcenciának (néha tévesen foszforeszcenciának) nevezik. A fehér foszfor erősen mérgező. A fehér foszfor halálos adagja egy felnőtt férfi számára 0,05-0,1 g.

dia 11

A vörös foszfor atomi polimer szerkezettel rendelkezik, amelyben minden foszforatom három másik atomhoz kapcsolódik kovalens kötéssel. A vörös foszfor nem illékony, vízben oldhatatlan és nem mérgező. Gyufagyártáshoz használják.

Fényben és levegő nélkül 300 °C-ra melegítve a fehér foszfor vörös foszforrá alakul.

dia 12

dia 13

1830-ban Charles Soria francia vegyész feltalálta a foszforgyufát, amely barthollet só, fehér foszfor és ragasztó keverékéből állt. Ezek a gyufák nagyon gyúlékonyak voltak, mivel még a dobozban lévő kölcsönös súrlódástól és bármilyen kemény felülethez, például egy csizma talpához való dörzsöléstől is meggyulladtak. A fehér foszfor miatt mérgezőek voltak, 1855-ben Johan Lundström svéd kémikus a csiszolópapír felületére vörös foszfort vitt fel, és ezzel helyettesítette a gyufafej összetételében a fehér foszfort. Az ilyen gyufa már nem volt káros az egészségre, könnyen meggyulladt az előre előkészített felületen, és gyakorlatilag nem gyulladt ki magától. Johan Lundström szabadalmaztatja az első "svéd gyufát", amely szinte a mai napig fennmaradt. 1855-ben a párizsi világkiállításon Lundström meccseit éremdíjjal jutalmazták. Később a foszfor teljesen kikerült a gyufafejek összetételéből, és csak a szórványban (reszelőben) maradt.A „svéd” gyufagyártás fejlődésével szinte minden országban betiltották a fehérfoszfor felhasználásával készült gyufa előállítását.

14. dia

A legegyszerűbb anyag, a nitrogén N2 kémiailag inaktív, és általában csak magas hőmérsékleten lép kémiai reakciókba.A nitrogén oxidáló tulajdonságai a hidrogénnel és aktív fémekkel való reakcióban nyilvánulnak meg. Tehát a hidrogén és a nitrogén katalizátor jelenlétében magas hőmérsékleten és nagy nyomáson egyesül, ammóniát képezve:

A fémek közül normál körülmények között a nitrogén csak a lítiummal reagál, lítium-nitridet képezve:

dia 15

A foszfor oxidáló tulajdonságai akkor nyilvánulnak meg, amikor kölcsönhatásba lép a legaktívabb fémekkel:

A nitrogén és a foszfor redukáló tulajdonságai akkor nyilvánulnak meg, amikor kölcsönhatásba lépnek az oxigénnel. Tehát a nitrogén körülbelül 3000 ˚С hőmérsékleten reagál oxigénnel, és nitrogén-oxidot (II) képez:

16. dia

A foszfort oxigén is oxidálja, így redukáló tulajdonságokat mutat. De a foszfor különböző módosulatai eltérő kémiai aktivitással rendelkeznek. Például a fehér foszfor könnyen oxidálódik levegőn szobahőmérsékleten, és foszfor(III)-oxidot képez:

A fehér foszfor oxidációját lumineszcencia kíséri. A fehér és a vörös foszfor meggyújtáskor meggyullad, és vakítóan fényes lánggal ég el, foszfor (IV)-oxid fehér füstjével:

17. dia

Égő fehér foszfor

18. dia

A kémiailag legaktívabb, legmérgezőbb és éghető fehér foszfor. Ezért nagyon gyakran használják gyújtóbombákban.Sajnos a 21. században is használnak foszforos lőszert!

Szarajevó ostroma alatt a boszniai szerb tüzérség foszforlövedékeket használt. 1992-ben ilyen lövedékek égették le a Keletkutató Intézet épületét, aminek következtében számos történelmi dokumentum megsemmisült. - 2003-2004-ben a brit titkosszolgálatok használták őket az iraki Bászra környékén. - 2004-ben az Egyesült Államok bevett a földalatti gerilla ellen Irakban a Fallúdzsáért vívott csatában. 2006 nyarán, a második libanoni háború idején az izraeli hadsereg fehér foszforos tüzérségi lövedékeket használt. 2009-ben a Gázai övezetben az ólomöntött hadművelet során az izraeli hadsereg a nemzetközi jog által engedélyezett fehérfoszfort tartalmazó lőszereket használt. 2009 óta a palesztin terroristák fehér foszforral töltik meg rakétáikat.

19. dia

20. dia

A nitrogén fő alkalmazása az ammónia termelése. A nitrogént inert környezet kialakítására is használják a robbanóanyagok szárításakor, valamint értékes festmények és kéziratok tárolásánál. Ezenkívül az elektromos izzólámpákat nitrogénnel töltik meg.

Egyszerű anyagok alkalmazása Ammónia előállítása A legtöbb modern lámpát kémiailag inert gázokkal töltik meg. A nitrogén N2 és argon Ar keverékei a legelterjedtebbek alacsony költségük miatt.

dia 1

2. dia

3. dia

4. dia

5. dia

6. dia

7. dia

8. dia

9. dia

10. dia

dia 11

dia 12

dia 13

14. dia

dia 15

16. dia

17. dia

18. dia

19. dia

20. dia

dia 21

dia 22

dia 23

dia 24

25. dia

26. dia

27. dia

28. dia

29. dia

A „Foszfor” témájú előadás teljesen ingyenesen letölthető weboldalunkról. A projekt tárgya: Kémia. A színes diák és illusztrációk segítenek fenntartani az osztálytársai vagy a közönség érdeklődését. A tartalom megtekintéséhez használja a lejátszót, vagy ha le szeretné tölteni a jelentést, kattintson a megfelelő szövegre a lejátszó alatt. Az előadás 29 diát tartalmaz.

Bemutató diák

dia 1

Anyag ismétléshez és előkészítéshez a GIA kémia tanára számára, a "Gymnasium No. 1" városi oktatási intézményben, Saratov Shishkina I.Yu.

2. dia

Bevezetés……………………………………………………………………………. A foszfor kialakulásának története………………………………………………………… Természetes vegyületek és a foszfor termelése…………………………………… ……… Kémiai tulajdonságok ……………………………………………………………… Allotróp változások……………………………………………… …………….. a) fehér………………………………………………………………………………….. b) piros………………… ……………………………………………… c) fekete………………………………………………………………………………… . Foszfor-oxidok…………………………………………………………………… Ortofoszforsav……………………………………………………… …… ……… Ortofoszfátok………………………………………………………………………. Foszfor az emberi szervezetben…………………………………………………….. Megfelel…………………………………………………………… …………………………. Foszfát műtrágyák…………………………………………………………….. Következtetés……………………………………………………………… ……………………. 1. A foszfor értéke…………………………………………………………………….. 2. A foszfor felhasználása……………………………… ……………… ………………… Bibliográfia…………………………………………………..

3. dia

Bevezetés:

A periódusos rendszer ötödik csoportjába két tipikus elem, a nitrogén és a foszfor, valamint az arzén és a vanádium alcsoportjai tartoznak. Az első és a második tipikus elem tulajdonságaiban jelentős különbség van. Egyszerű anyagok állapotában a nitrogén gáz, a foszfor pedig szilárd anyag. Ezt a két anyagot széles körben alkalmazták, bár amikor a nitrogént először izolálták a levegőből, akkor káros gáznak számított, és sok pénzt kerestek a foszfor értékesítéséből (a foszfort a sötétben világító képessége miatt értékelték ).

4. dia

A foszfor felfedezésének története

Ironikus módon a foszfort többször is felfedezték. És minden alkalommal, amikor... vizeletből kapták. Vannak utalások arra vonatkozóan, hogy Alhild Bekhil (XII. század) arab alkimista agyaggal, mésszel és szénnel kevert vizelet desztillációja során fedezte fel a foszfort. A foszfor felfedezésének dátuma azonban 1669 volt. A hamburgi amatőr alkimista, Henning Brand, a csődbe ment kereskedő, aki arról álmodott, hogy alkímia segítségével javítsa ügyeit, sokféle terméket dolgozott fel. Feltételezve, hogy a fiziológiai termékek tartalmazhatják a bölcsek kövének alapjául szolgáló „ősanyagot”, Brand érdeklődni kezdett az emberi vizelet iránt. Körülbelül egy tonna vizeletet gyűjtött össze a katonák laktanyájából, és szirupos folyadékká párologtatta. Ezt a folyadékot újra desztillálta, és nehéz vörös "vizeletolajat" kapott, amelyet lepároltak, hogy szilárd maradékot képezzenek. Utóbbit felmelegítve, anélkül, hogy levegőhöz jutott volna, fehér füst képződését észlelte, amely az edény falára telepedett, és fényesen ragyogott a sötétben. A kapott anyagot Brand foszfornak nevezte el, ami görögül „fényhordozót” jelent. A foszfor "készítmény receptjét" évekig a legszigorúbb bizalmasan kezelték, és csak néhány alkimista ismerte. A foszfort harmadik alkalommal R. Boyle fedezte fel 1680-ban. Némileg módosított formában a 18. században is alkalmazták a foszfor kinyerésének régi módszerét: vizeletből ólom-oxiddal (PbO), konyhasóval (NaCl), hamuzsírral (K2CO3) és szénnel (C) készült keveréket hevítettek. Csak 1777-re K. V. Scheele kifejlesztett egy módszert a foszfor kinyerésére az állatok szarvaiból és csontjaiból.

5. dia

Természetes vegyületek és foszfor előállítása

A földkéreg elterjedtségét tekintve a foszfor megelőzi a nitrogént, a ként és a klórt. A nitrogéntől eltérően a foszfor magas kémiai aktivitása miatt a természetben csak vegyületek formájában fordul elő. A foszfor legfontosabb ásványai az apatit Ca5 (PO4) 3X (X jelentése fluor, ritkábban klór és hidroxilcsoport) és a foszforit, melynek alapja a Ca3 (PO4) 2. A legnagyobb apatit lelőhely a Kola-félszigeten, a Hibini-hegység régiójában található. Foszforit lelőhelyek a Karatau-hegységben, Moszkva, Kaluga, Bryansk régiókban és más helyeken találhatók. A foszfor a növények generatív szerveiben, az állati és emberi szervezetek ideg- és csontszöveteiben található egyes fehérjeanyagok része. Az agysejtek különösen gazdagok foszforban. Ma elektromos kemencékben állítják elő a foszfort az apatit szénnel történő redukálásával szilícium-dioxid jelenlétében: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P A foszforgőz ezen a hőmérsékleten szinte teljes egészében P2 molekulákból áll, amelyek lehűtve P4 molekulákká kondenzálódik.

6. dia

Kémiai tulajdonságok

A foszfor atom elektronkonfigurációja 1s22s22p63s23p3 A külső elektronréteg 5 elektront tartalmaz. Három párosítatlan elektron jelenléte a külső energiaszinten magyarázza azt a tényt, hogy normál, gerjesztetlen állapotban a foszfor vegyértéke 3. A harmadik energiaszinten azonban a d-pályák üres cellái vannak, ezért gerjesztett pályára való áttéréskor. állapot esetén a 3S-elektronok szétválnak, a d alszintre kerülnek, ami 5 párosítatlan elem kialakulásához vezet. Így a foszfor vegyértéke gerjesztett állapotban 5. A vegyületekben a foszfor általában +5 (P2O5, H3PO4), ritkábban +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

7. dia

A foszfor atom átmenete gerjesztett állapotba

9. dia

Fehér foszfor

A gőzkondenzációból származó foszfor fehér módosulatának molekuláris kristályrácsa van, melynek csomópontjaiban a P4 molekulák elmozdulnak. Az intermolekuláris erők gyengesége miatt a fehér foszfor illékony, olvadó, késsel vágható, és nem poláris oldószerekben, például szén-diszulfidban oldódik. A fehér foszfor nagyon reaktív anyag. Erőteljesen reagál oxigénnel, halogénekkel, kénnel és fémekkel. A levegőben lévő foszfor oxidációját felmelegedés és izzás kíséri. Ezért a fehér foszfort víz alatt tárolják, amellyel nem reagál. A fehér foszfor erősen mérgező. A teljes fehérfoszfor-termelés mintegy 80%-a tiszta foszforsav szintézisére megy el. Ezt viszont nátrium-polifoszfátok (az ivóvíz keménységének csökkentésére használják) és élelmiszer-foszfátok előállítására használják. A fehér foszfor többi részét füstképző anyagok és gyújtó keverékek előállítására használják. Biztonságtechnika. A foszfor és vegyületeinek előállítása során különleges óvintézkedésekre van szükség, mert a fehér foszfor erős méreg. A fehér foszfor atmoszférájában végzett hosszan tartó munka a csontszövet megbetegedéséhez, a fogak elvesztéséhez, az állkapocs területének elhalásához vezethet. Meggyújtva a fehér foszfor fájdalmas égési sérüléseket okoz, amelyek hosszú ideig nem gyógyulnak be. A fehér foszfort víz alatt, légmentesen záródó tartályokban kell tárolni. Az égő foszfort szén-dioxiddal, CuSO4-oldattal vagy homokkal oltják el. A megégett bőrt KMnO4 vagy CuSO4 oldattal kell lemosni. A foszformérgezés ellenszere 2%-os CuSO4 oldat. A hosszú távú tárolás során, valamint melegítéskor a fehér foszfor vörös módosulattá alakul (csak 1847-ben kapták meg először). A vörös foszfor elnevezés egyszerre több, sűrűségben és színben eltérő módosulásra utal: a narancssárgától a sötétvörösig, sőt liláig terjed. A vörösfoszfor minden fajtája nem oldódik szerves oldószerekben, és a fehér foszforhoz képest kevésbé reakcióképes és polimer szerkezetű: ezek végtelen láncokban egymáshoz kapcsolódó P4-tetraéderek.

10. dia

Vörös és fekete foszfor

A vörös foszfort a kohászatban, félvezető anyagok és izzólámpák gyártásában, valamint gyufagyártásban használják. A foszfor legstabilabb módosulata a fekete foszfor. Fehér foszfor allotróp átalakításával nyerik t=2200 C-on és nagy nyomáson. Külsőleg grafithoz hasonlít. A feketefoszfor kristályszerkezete réteges, hullámos rétegekből áll (2. ábra). A feketefoszfor a foszfor legkevésbé aktív módosítása. Ha levegőhöz nem jut, akkor a vöröshez hasonlóan gőzzé alakul, amelyből fehér foszforrá kondenzálódik.

dia 11

Kísérlet, amely a vörös foszfor fehérré való átalakulását illusztrálja

1-molekulák fehér foszfor; 2-kristályos. fekete foszforrács

dia 12

Foszfor (V)-oxid - Р2О5

A foszfor számos oxidot képez. Ezek közül a legfontosabb a foszfor-oxid (V) P4O10. Képletét gyakran egyszerűsített formában írják - P2O5. Ennek az oxidnak a szerkezete megtartja a foszforatomok tetraéderes elrendezését. Fehér kristályok, t olvadáspont = 5700°C, forráspont t = 6000°C, ρ = 2,7 g/cm3. Számos módosítással rendelkezik. Gőzben P4H10 molekulákból áll, nagyon higroszkópos (gázok és folyadékok szárítására használják). Előkészítés: 4P + 5O2 = 2P2O5 Kémiai tulajdonságok A savas oxidok összes kémiai tulajdonsága: reagál vízzel, bázikus oxidokkal és lúgokkal 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (metafoszforsav) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (pirofoszfor) 2 foszforsav) +2 3BaO =Ba3(PO4)2 Kivételes higroszkópossága miatt a foszfor (V)-oxidot laboratóriumi és ipari technológiában használják szárító és víztelenítő szerként. Szárító hatásában minden más anyagot felülmúl.

dia 13

Ortofoszforsav.

Számos foszfortartalmú sav ismert. Közülük a legfontosabb az ortofoszforsav H3PO4 A vízmentes ortofoszforsav világos átlátszó kristályok, amelyek szobahőmérsékleten levegőn elfolyósodnak. Olvadáspont: 42,35 °C. Vízzel a foszforsav bármilyen koncentrációjú oldatot képez.

14. dia

dia 15

A H3PO4 fizikai tulajdonságai

Az ortofoszforsav tiszta formájában normál körülmények között színtelen rombuszkristályok, amelyek 42,3 ° C-on olvadnak. A vegyészek azonban ritkán találkoznak ilyen savval. Sokkal gyakrabban foglalkoznak H3PO4 * 0,5 H2O hemihidráttal, amely színtelen hatszögletű prizmák formájában válik ki, amikor a tömény vizes foszforsavoldatot lehűtik. A hemihidrát olvadáspontja 29,3°C. A tiszta H3PO4 olvadás után viszkózus olajos folyadékot képez, alacsony elektromos vezetőképességgel és jelentősen csökkentett diffúzióval. Ezek a tulajdonságok, valamint a spektrumok részletes tanulmányozása azt mutatja, hogy a H3PO4 molekulák ebben az esetben gyakorlatilag nem disszociálnak, és erős hidrogénkötések egyesítik őket egyetlen makromolekuláris szerkezetté. A molekulák általában egy, ritkán kettő, nagyon ritkán három hidrogénkötéssel kapcsolódnak egymáshoz. Ha a savat vízzel hígítjuk, akkor molekulái nagyobb valószínűséggel képeznek hidrogénkötést vízzel, mint egymással. A víz iránti ilyen "szimpátia" miatt a sav minden kapcsolatban keveredik vele. A hidratációs energia itt nem olyan nagy, mint a kénsavé, ezért a H3PO4 felmelegedése hígításkor nem olyan erős, és a disszociáció kevésbé kifejezett. A disszociáció első szakasza szerint a foszforsavat közepes erősségű (25-30%) elektrolitnak tekintik, a második szerint - gyenge, a harmadik szerint - nagyon gyenge.

17. dia

A H3PO4 kémiai tulajdonságai

A foszforsavat lúgokkal semlegesítve sók képződnek: dihidrofoszfátok, hidrofoszfátok és foszfátok is, például:

18. dia

Foszfor az emberi szervezetben

70 kg tömegű emberi testben. Körülbelül 780 g foszfort tartalmaz. Kalcium-foszfátok formájában a foszfor jelen van az emberek és állatok csontjaiban. A fehérjék, foszfolipidek, nukleinsavak összetételében is szerepel; a foszforvegyületek részt vesznek az energia-anyagcserében (adenizin-trifoszforsav, ATP). Az emberi szervezet napi foszforszükséglete 1,2 g, melynek nagy részét tejjel és kenyérrel fogyasztjuk (100 g kenyér kb. 200 mg foszfort tartalmaz). A hal, a bab és bizonyos típusú sajtok a leggazdagabbak foszforban. Érdekes módon a megfelelő táplálkozáshoz egyensúlyt kell tartani az elfogyasztott foszfor és kalcium mennyisége között: ezekben az élelmiszer-elemekben az optimális arány 1,5/1. A foszforban gazdag élelmiszer feleslege a kalcium kimosódásához vezet a csontokból, és a kalcium feleslegével urolithiasis alakul ki.

19. dia

A gyufásdoboz gyújtófelülete vörösfoszfor és üvegpor keverékével van bevonva. A gyufafej összetétele oxidálószereket (PbO2, KClO3, BaCrO4) és redukálószereket (S, Sb2S3) tartalmaz. A gyújtófelület súrlódásával a gyufára felvitt keverék meggyullad. Az első foszforgyufákat - fehér foszforfejjel - csak 1827-ben hozták létre. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Az ilyen gyufák bármilyen felülethez dörzsölve meggyulladtak, ami gyakran tüzet okozott. Ezenkívül a fehér foszfor nagyon mérgező. Leírják a foszforgyufával történt mérgezés eseteit, mind a hanyag kezelésből, mind az öngyilkosságból: ehhez elég volt néhány gyufafejet megenni. Ezért a foszforos gyufákat biztonságosakra cserélték, amelyek a mai napig hűségesen szolgálnak bennünket. A biztonsági gyufa ipari gyártása a 60-as években kezdődött Svédországban. századi XIX.

dia 24

A foszfor értéke

A foszforsav nagy jelentőséggel bír, mint a növények táplálkozásának egyik legfontosabb összetevője. A foszfort a növények a legfontosabb részeik, magjaik és gyümölcseik felépítésére használják. Az ortofoszforsav-származékok nemcsak a növények, hanem az állatok számára is nagyon szükségesek. A legtöbb élő szervezetben a csontok, fogak, héjak, karmok, tűk, tüskék főleg kalcium-ortofoszfátból állnak. Ezenkívül a foszforsav, amely szerves anyagokkal különféle vegyületeket képez, aktívan részt vesz az élő szervezet anyagcseréjében a környezettel. Ennek eredményeként a foszforszármazékok megtalálhatók az emberi és állati szervezetek csontjaiban, agyában, vérében, izmaiban és kötőszöveteiben. Különösen sok foszforsav van az idegsejtek (agyi) sejtek összetételében, ami lehetővé tette az A.E. Fersman, egy jól ismert geokémikus a foszfort "gondolat elemének" nevezte. Nagyon negatívan (állatbetegség angolkór, vérszegénység stb.) befolyásolja a szervezet állapotát azáltal, hogy csökkenti a foszforvegyületek tartalmát az étrendben, vagy emészthetetlen formában viszi be azokat.

25. dia

A foszfor használata

Az ortofoszforsavat jelenleg széles körben használják. Fő fogyasztója a foszfát- és kombinált műtrágyák gyártása. Ebből a célból évente mintegy 100 millió tonna foszfortartalmú ércet bányásznak a világon, A foszforműtrágyák nemcsak a különböző növények terméshozamának növelését szolgálják, hanem télállóságot és egyéb kedvezőtlen éghajlati viszonyokkal szembeni ellenálló képességet is biztosítanak a növényeknek, feltételeket teremtenek. a növények gyorsabb érésére rövid vegetációs periódusú területeken. Kedvezően hatnak a talajra is, hozzájárulnak annak strukturálásához, talajbaktériumok fejlődéséhez, megváltoztatják a talajban lévő egyéb anyagok oldhatóságát és elnyomják a keletkező káros szerves anyagok egy részét. Sok ortofoszforsavat fogyaszt az élelmiszeripar. A helyzet az, hogy a hígított foszforsav nagyon kellemes ízű, és a lekvárokhoz, limonádékhoz és szirupokhoz adott kis adagja jelentősen javítja ízüket. A foszforsav egyes sóinak ugyanaz a tulajdonsága. A kalcium-hidrogén-foszfátokat például régóta a sütőporok tartalmazzák, javítva a zsemlék és a kenyér ízét. A foszforsav egyéb ipari alkalmazásai is érdekesek. Például megfigyelték, hogy a fa impregnálása magával a savval és sóival a fát éghetetlenné teszi. Ezen az alapon tűzgátló festékeket, nem éghető foszfo-fa táblákat, nem éghető foszfáthabot és egyéb építőanyagokat gyártanak. A foszforsav különféle sóit széles körben használják számos iparágban, az építőiparban, a technológia különböző területein, a közművekben és a mindennapi életben, sugárzás elleni védelemre, vízlágyításra, kazánkő lerakódás elleni küzdelemre és különféle mosószerek gyártására. A foszforsav, a kondenzált savak és a dehidrogénezett foszfátok katalizátorként szolgálnak a szénhidrogének dehidratálási, alkilezési és polimerizációs folyamataiban. Különleges helyet foglalnak el a szerves foszforvegyületek, mint extrahálószerek, lágyítók, kenőanyagok, lőporadalékok és abszorbensek a hűtőberendezésekben. A savas alkil-foszfát sókat felületaktív anyagként, fagyállóként, speciális műtrágyaként, latex antikoagulánsként stb. használják. A savas alkil-foszfátokat az uránérc-lúgok extrakciós feldolgozására használják.

26. dia

Foszfor 1. Írja fel a foszfor atom elektronképletét! Magyarázza el, mi történik egy atom elektronkonfigurációjával, amikor a legmagasabb oxidációs állapotot mutatja. 2. Milyen oxidációs állapotokat mutathat a foszfor a vegyületekben? Mondjon példákat ezekre a vegyületekre! Írja fel a +3 oxidációs állapotú foszforatom elektronképletét! 3. Melyek a fő különbségek a vörös és a fehér foszfor fizikai és kémiai tulajdonságai között? Hogyan különíthető el a vörös foszfor a fehér szennyeződésektől? 4. Számítsa ki a hidrogénből és levegőből származó foszfin relatív sűrűségét! A foszfin könnyebb vagy nehezebb ezeknél a gázoknál? 5. Hogyan valósítható meg az átmenet a vörös foszforról a fehér foszforra és fordítva? Ezek a folyamatok kémiai jelenségek? Magyarázd meg a választ. 6. Számítsa ki a foszfor tömegét, amelyet oxigénben kell elégetni ahhoz, hogy 3,55 g tömegű foszfor (V)-oxidot kapjunk? 7. Vörös és fehér foszfor 20 g tömegű keverékét szén-diszulfiddal kezeltük. A fel nem oldódott maradékot elválasztjuk és lemérjük, tömege 12,6 g. 8. Milyen típusú a kémiai kötés a következő vegyületekben: a) РН3; b) PCl5; c) Li3P. Poláris anyagoknál jelölje meg a közös elektronpárok elmozdulásának irányát. 9. A foszfint sósavnak a kalcium-foszfidon történő hatására lehet előállítani. Számítsa ki a foszfin térfogatát (normál körülmények között), amely 9,1 g kalcium-foszfidból képződik. A termék kitermelésének tömeghányada 90%.

27. dia

Foszforsav és sói

1. Írja fel a foszforsav és a következő anyagok reakcióegyenleteit: a) magnézium-oxid; b) kálium-karbonát; c) ezüst-nitrát; d) vas-szulfát (II). 2. Írja fel az ortofoszforsav és a kálium-hidroxid reakcióegyenleteit, melynek eredményeként 3 féle só képződik: közepes és két savas! 3. A savak közül melyik erősebb oxidálószer: salétromsav vagy ortofoszforsav? Magyarázd meg a választ. 4. Írja fel azokat a reakcióegyenleteket, amelyekkel a következő transzformációk végrehajthatók: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Írja fel ezeknek a reakcióknak az egyenleteit! 6. Az elektronikus mérleg módszerével válassza ki az együtthatókat a következő redoxreakciók sémáiban: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO savak 40% kann. 100 kg tömegű foszforitból nyerhető, amelynek Ca3 (PO4) 2 tömeghányada 93%? 8. A 195 kg tömegű foszforsavat 310 kg tömegű természetes foszforitból nyertük. Számítsa ki a Ca3(PO4)2 tömeghányadát természetes foszforitban! 9. Egy 19,6 g tömegű foszforsavat tartalmazó vizes oldatot 18,5 g tömegű kalcium-hidroxiddal semlegesítettünk, és meghatározzuk a képződött CaHPO4 2H2O csapadék tömegét. 10. Van egy 150 g tömegű foszforsav oldat (a H3PO4 tömeghányada 24,5%). Számítsa ki az ammónia térfogatát (normál körülmények között), amelyet át kell engedni az oldaton, hogy ammónium-dihidrogén-foszfátot kapjunk. 11. Milyen só keletkezik, ha 2,8 g kálium-hidroxidot adunk egy 4,9 g tömegű H3PO4 oldathoz? Számítsa ki a kapott só tömegét!

28. dia

Ásványi műtrágyák

1. Milyen nitrogén és foszfát műtrágyákat ismer? Írja fel az előállításukhoz szükséges reakcióegyenleteket! Miért van szükségük a növényeknek nitrogénre és foszforra? 2. Határozza meg a foszfor (V)-oxid tömeghányadát a CaHPO4 2H2O csapadékban. 3. A foszfor (V)-oxid tömeghányada szuperfoszfátban 20%. Határozza meg a szuperfoszfát tömegét, amelyet egy gyümölcsfa alá kell juttatni, ha a fa normál fejlődéséhez 15,5 g foszfor szükséges 4. A műtrágya nitrogén tömeghányada 14%. A karbamid CO(NH2)2 összetételében minden nitrogén benne van a műtrágyában. Számítsa ki a karbamid tömeghányadát ebben a műtrágyában. 5. Szuperfoszfátban a foszfor (V)-oxid tömeghányada 25%. Számítsa ki a Ca(H2PO4)2 tömeghányadát ebben a műtrágyában. 6. Számítsa ki az ammónium-szulfát tömegét, amelyet fel kell venni ahhoz, hogy 5 hektáron 2 tonna nitrogént juttathasson a talajba. Mekkora tömegű műtrágyát kell minden négyzetméternyi talajra kijuttatni? 7. Számítsa ki a 100 ha területre kijuttatott ammónium-nitrát tömegét, ha az 1 ha területre kijuttatott nitrogén tömege 60 kg. 8. A gyümölcsfa alatti talajba 0,4 kg tömegű foszfor(V)-oxidot kell juttatni. Milyen tömegű szuperfoszfátot kell ebben az esetben venni, ha az asszimilálható foszfor (V) oxid tömeghányada 20%? 9. A gyümölcsfa alá 140 g tömegű ammónium-nitrátot kell hozzáadni (a nitrogén tömeghányada nitrátban 35%). Határozza meg az ammónium-szulfát tömegét, amellyel azonos mennyiségű nitrogént lehet hozzáadni.

29. dia

Felhasznált irodalom: 1. F.G. Feldman, G.E. Rudzitis. KÉMIA. Tankönyv 9. évfolyamos oktatási intézmények számára. - M., 5. kiadás, VILÁGOSSÁG, 1997. 2. kémia. Referencia anyagok. Yu.D. Tretyakov szerkesztésében, - M., OKTATÁS, 1984. 3. kémia. Iskolás kézikönyv, - M., 1995. 4. kémia. Enciklopédia gyerekeknek. 17. évfolyam, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Foszfor és vegyületei, ford. angolból, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

A szövegnek jól olvashatónak kell lennie, különben a közönség nem láthatja a közölt információkat, nagymértékben elvonja a figyelmét a történetről, megpróbál legalább valamit kitalálni, vagy teljesen elveszíti érdeklődését. Ehhez ki kell választani a megfelelő betűtípust, figyelembe véve, hogy hol és hogyan sugározzák a prezentációt, valamint ki kell választani a megfelelő háttér és szöveg kombinációt.

Fontos, hogy ismételje meg a beszámolót, gondolja át, hogyan köszönti a hallgatóságot, mit mond először, hogyan fejezi be az előadást. Minden tapasztalattal jön.

Válassza ki a megfelelő ruhát, mert. A beszélő ruházata is nagy szerepet játszik beszédének észlelésében.

Próbáljon magabiztosan, folyékonyan és koherensen beszélni.

Próbáld meg élvezni az előadást, így nyugodtabb és kevésbé szorongó lehetsz.

V. csoport A alcsoport Ennek az alcsoportnak az elemei a következők: Az alcsoport elemei a következők: N; P; Mint; Sb; Kettős. N; P; Mint; Sb; Kettős. A nitrogén és a foszfor különösen fontosak A nitrogén és a foszfor különösen fontosak A nitrogén a levegő része, a nitrogén része a levegő része, a fehérjék, nukleinsavak, fehérjék, nukleinsavak, számos kőzet és ásványi anyag (salipéter) és sok kőzet része. ásványi anyagok (nitrát) A foszfor fehérjék, nukleinsavak, apatit és foszforit ásványok alkotóeleme A foszfor fehérjék, nukleinsavak, apatit ásványok és foszforitok alkotóeleme

A nitrogén és a foszfor jellemzése periódusos rendszer szerint Jellemző terv NitrogénFoszfor

A nitrogén és a foszfor elektronikus képlete N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Állítsa össze a nitrogén nitrogén grafikus képletének elektrongrafikus képletét +7 N legmagasabb oxidációs állapot +7 N legmagasabb oxidációs állapot legalacsonyabb oxidációs állapot legalacsonyabb oxidációs állapot -3 -3

Tudtad, hogy ... A nitrogént először a tudósok fedezték fel A nitrogént először D. Rutherford tudós fedezte fel 1772-ben. Az ingatlanokat K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford vizsgálta 1772-ben. Az ingatlanokat K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley vizsgálta. J. Priestley. A. Lavoisier javasolta a nitrogén kifejezést, amelyet görögül "élettelennek" fordítanak. A. Lavoisier javasolta a nitrogén kifejezést, amelyet görögül "élettelennek" fordítanak.

Nitrogén. Fizikai tulajdonságok Molekulaszerkezet N2 Molekulaszerkezet N2 Szerkezeti képlet N Ξ N Szerkezeti képlet N Ξ N Elektronikus képlet: N N: Elektronikus képlet: N N: Kovalens kötés nem poláris, nagyon erős, hármas 1σ (szigma) és 2π (pi) Kovalens kötés nem -poláris, nagyon erős, háromszoros 1σ (szigma) és 2π (pi) A nitrogéngáz színtelen és szagtalan, vízben rosszul oldódik, a levegőnél valamivel könnyebb, A nitrogéngáz színtelen és szagtalan, vízben rosszul oldódik, a levegőnél valamivel könnyebb, Тforralás = ºС Тforralás = ºС

A nitrogén kémiai tulajdonságai Normál körülmények között alacsony aktivitás Normál körülmények között alacsony aktivitás esetén T=2000º-nál oxigénnel reagál T=2000º-nál oxigénnel \u003d 400 °C és p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 ammónia ammónia Egyes fémekkel Egyes fémekkel 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 magnézium-nitrid magnézium-nitrid

Ammónia Ammónia A nitrogén hidrogénnel alkotott vegyületét ammóniának nevezzük NH 3 A nitrogén hidrogénnel alkotott vegyületét ammóniának nevezzük NH 3 Molekula szerkezete Molekula szerkezete H – N – H H – N – H | H Kovalens poláris kötés Kovalens poláris kötés A molekula tetraéder alakja 11. ábra 47. oldal A molekula tetraéder alakja 11. ábra 47. oldal

Beszerzés az iparban 1913-ban megalakult az első ammónia katalitikus szintézisüzem Németországban 1913-ban Németországban megalakult az első ammónia katalitikus szintézisüzem N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q jelenlétében katalizátor - A reakció reverzibilis, T = 300ºС, Р = MPa, katalizátor jelenlétében - porózus vas porózus vas

Laboratóriumi előállítás Ammóniumsók lúgokkal alkotott keverékének melegítésével. Ha ammóniumsók keverékét lúgokkal melegítjük. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O ammónium-klorid ammónia ammónium-klorid ammónia Fizikai tulajdonságok Fizikai tulajdonságok Színtelen, jellegzetes szúrós szagú, a levegőnél majdnem 2-szer könnyebb gáz. Vízben jól feloldjuk. В 1V H2O – 700V NH3 Színtelen gáz jellegzetes csípős szaggal, a levegőnél majdnem kétszer könnyebb. Vízben jól feloldjuk. 1 V H2O - 700 V NH3 feszültségnél

Kémiai tulajdonságok Hatóanyag Hatóanyag Vízzel reagál Reagál vízzel NH3 + H2O NH4OH ammónium-hidroxid NH3 + H2O NH4OH ammónium-hidroxid Savakkal Savakkal NH3 + HCl = NH4Cl ammónium-klorid NH3 + HCl = NH4Cl2 SON4 NH4 ammónium-szulfát 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 ammónium-szulfát

Kémiai tulajdonságok A gyenge vegyület hevítésre bomlik A gyenge vegyület hevítésre bomlik 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Égés Égési NH3 + ? O2? N2+?H2O?NH3+? O2? N2 + ?H2O Oxidált Pt katalizátor jelenlétében Oxidált Pt katalizátor jelenlétében ? NH3+? O2? NO + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O ellenőrzés 49. oldal fül. 13 ellenőrzés 49. oldal fül. 13 Redukálja a fémeket oxidjaikból Redukálja a fémeket oxidjaikból 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Ammóniumsók NH3 + HCl = NH4Cl ammónium-klorid NH3 + HCl = NH4Cl ammónium-klorid 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 ammónium-szulfát 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 = (NH4)2 SO4 = SO ammónium 4 NH4 + H2 SO4 ammónium-szulfát NH4 + H2SO4 ammónium-szulfát NH4 ammónium-hidroszulfát NH3 + HNO3 = ? Név NH3 + HNO3 = ? Név NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Kvalitatív reakció ammóniumionra Kvalitatív reakció ammóniumionra NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O ammónia szag NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O ammónia szag Hevítés hatására lebomlik NH4NO3 = N2O +4NO =2 H2 N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Kérdések és gyakorlatok Milyen elemek alkotják a VA csoportot? Milyen elemek alkotják a VA csoportot? Milyen szerkezetű a nitrogén- és foszforatomok külső elektronrétege? Milyen szerkezetű a nitrogén- és foszforatomok külső elektronrétege? Mik a nitrogén fizikai tulajdonságai? Mik a nitrogén fizikai tulajdonságai? Miért inaktív a nitrogén kémiailag? Miért inaktív a nitrogén kémiailag? Mennyi nitrogén van a levegőben térfogat szerint? Mennyi nitrogén van a levegőben térfogat szerint? Milyen típusú kémiai kötés található egy nitrogénmolekulában? Milyen típusú kémiai kötés található egy nitrogénmolekulában? Hol található a nitrogén a természetben? Hol található a nitrogén a természetben? Hogyan nyerik a nitrogént? Hogyan nyerik a nitrogént? Nevezze meg a nitrogén hidrogénvegyületét, fizikai tulajdonságait! Nevezze meg a nitrogén hidrogénvegyületét, fizikai tulajdonságait! Hogyan nyerik az ammóniát a laboratóriumban és az iparban? Hogyan nyerik az ammóniát a laboratóriumban és az iparban?

Kérdések és gyakorlatok Milyen sókat képez az ammónia? Milyen só képez ammóniát? Mi az ammónium-kation kvalitatív reakciója? Mi az ammónium-kation kvalitatív reakciója? Hol használják a nitrogént, ammóniát, ammóniumsókat? Hol használják a nitrogént, ammóniát, ammóniumsókat?

Gyakorlat Átalakítási lánc megoldása Átalakítási lánc megoldása N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 OVR megoldása OVR megoldása NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l hidrogén? Számítsa ki az ammónia térfogatát (N.O.), amely 25 liter nitrogénből és 25 liter hidrogénből képződik? Mekkora 5 mol ammónia tömege és térfogata? Mekkora 5 mol ammónia tömege és térfogata? Kiszámolja a hidrogén és az ammónia relatív sűrűségét a levegőben? Kiszámolja a hidrogén és az ammónia relatív sűrűségét a levegőben?

Nitrogén-oxidok Számos nitrogén-oxid ismert Számos nitrogén-oxid ismert H 2 O-ban "nevetőgáz" NO - nitrogén-monoxid II Színtelen, szagtalan, gyengén oldódó N 2 O 3 nitrogén-monoxid III Sötétkék folyadék, szol. vízben. NO 2 nitrogén-monoxid IV Barna gáz, mérgező N 2 O 5 nitrogén-monoxid V Színtelen

Előállítás Laboratóriumban Laboratóriumban NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 nátrium-nitrát nátrium-hidrogén-szulfát nátrium-nitrát nátrium-hidrogén-szulfát Iparban Iparban 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O2 + 2. O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Fizikai tulajdonságok Színtelen füstölgő, szúrós szagú folyadék. Vízben jól oldódik. A koncentrált nagyon veszélyes. Fény hatására lebomlik. Tárolja sötét edényben. Erős oxidálószer. Gyúlékony. Színtelen füstölgő, szúrós szagú folyadék. Vízben jól oldódik. A koncentrált nagyon veszélyes. Fény hatására lebomlik. Tárolja sötét edényben. Erős oxidálószer. Gyúlékony.

Kémiai tulajdonságok Más savakkal közös Más savakkal közös 1. Erős sav, teljesen disszociál HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reagál bázikus oxidokkal CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reagáljon bázisokkal Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reagál gyengébb savak sóival Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Sajátos tulajdonságok Melegítésre és fényre bomlik Hevítésre és fényre bomlik 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 A fehérjékkel való kölcsönhatás során élénksárga anyag képződik. A fehérjékkel való kölcsönhatás során élénksárga anyag képződik. Másképpen reagál a fémekkel, de hidrogén H2 soha nem szabadul fel Másként reagál fémekkel, míg hidrogén H2 soha nem szabadul fel Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gáz Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gáz

Salétromsav sói Salétromsav sói - nitrátok Nitrogénsók - nitrátok A kálium-, nátrium-, ammónium- és kalcium-nitrátokat salétromnak nevezzük. A kálium-, nátrium-, ammónium- és kalcium-nitrátokat salétromnak nevezik. NaNO3 - nátrium-nitrát, nátrium-nitrát NaNO3 - nátrium-nitrát, nátrium-nitrát NH4NO3 - ammónium-nitrát, ammónia NH4NO3 - ammónium-nitrát, ammónium-nitrát. salétrom. Minden nitrát vízben oldódik. Minden nitrát vízben oldódik. Erős oxidálószerek. Erős oxidálószerek. Hevítéskor az összes nitrát lebomlik oxigén felszabadulásával O 2 Melegítéskor az összes nitrát oxigén felszabadulásával O 2

Kérdések és gyakorlatok Milyen nitrogén-oxidokat ismer? Milyen nitrogén-oxidokat ismer? Melyek a salétromsav fizikai tulajdonságai Milyen fizikai tulajdonságai vannak a salétromsavnak Ismertesse a salétromsav kémiai tulajdonságait? Ismertesse a salétromsav kémiai tulajdonságait? Milyen konkrét tulajdonságait ismeri a salétromsavnak? Milyen konkrét tulajdonságait ismeri a salétromsavnak? Hogyan állítják elő a salétromsavat a laboratóriumban? Hogyan állítják elő a salétromsavat a laboratóriumban? Hogyan állítják elő iparilag a salétromsavat? Hogyan állítják elő iparilag a salétromsavat? Hol használják a salétromsavat? Hol használják a salétromsavat? Hogyan nevezik a salétromsav sóit és hol használják őket? Hogyan nevezik a salétromsav sóit és hol használják őket?

Gyakorlatok Írja fel a molekuláris és ionos reakcióegyenleteket. Írja fel a molekuláris és ionos reakcióegyenleteket CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Írja fel a reakcióegyenletet salétromsav rézzel. Oldja meg OVR-ként Írja fel a konc reakciójának egyenletét! salétromsav rézzel. Oldja meg úgy, hogy OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Gyakorlatok Az átalakulások láncának megoldása Az átalakulások láncának megoldása N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Számítsa ki a magnézium-nitrát tömegét, amely a magnézium kölcsönhatásával keletkezett oxid 120 g 10%-os koncentrációjú salétromsav oldattal. Számítsa ki a magnézium-nitrát tömegét, amely magnézium-oxid és 120 g 10%-os salétromsav-oldat kölcsönhatásával keletkezett! Mekkora mennyiségű oxigén szabadul fel a bomlás során, ha 150 g nátrium-nitrátot hevítünk? Mekkora mennyiségű oxigén szabadul fel a bomlás során, ha 150 g nátrium-nitrátot hevítünk? Számítsa ki a nitrogén tömeghányadát alumínium-nitrátban! Számítsa ki a nitrogén tömeghányadát alumínium-nitrátban!

Kémia óra 10. osztályban: "Nitrogén és foszfor - a VA csoport p-elemei"

előkészített
kémia és biológia tanár
GUO középiskola №163 Minszk
Kosztjukevics Jurij Mihajlovics

A periódusos rendszer VA-csoportjában nemfémek, a nitrogén-N és a foszfor P, a félfém-arzén As, valamint az antimon Sb és a bizmut Bi találhatók, amelyek a nemfémek közé tartoznak. A VA csoport elemeinek atomjai 5 elektront tartalmaznak a külső elektronrétegen. Külső elektronrétegük elektronikus konfigurációja ns2np3, például: nitrogén - 2s2p3, foszfor - 3s23p3.

A kémiai vegyületekben a nitrogén- és foszforatomok -3 és +5 közötti oxidációs állapotot mutathatnak.

nitrogén a természetben

A nitrogént az N jelképezi
(lat. Nitrogénium, azaz "salétrom születése).
A nitrogén (N2) egyszerű anyag normál körülmények között meglehetősen inert gáz, szín, íz és szag nélkül.
A nitrogén kétatomos N2-molekulák formájában teszi ki a légkör nagy részét, ahol a tartalma 78,084 térfogatszázalék (azaz körülbelül 3,87 1015 tonna).

nitrogén az űrben

A Földön kívül a nitrogén a gáz-halmazállapotú ködökben, a nap légkörében, az Uránuszban, a Neptunuszban, a csillagközi térben stb. található. A nitrogén a 4. legnagyobb mennyiségben előforduló elem a Naprendszerben (a hidrogén, a hélium és az oxigén után).

Foszfor a természetben

A foszfor a természetben foszfátok formájában fordul elő. Így a kalcium-foszfát Ca3(PO4)2 az ásványi apatit fő komponense.
A foszfor a zöld növények minden részében megtalálható, de még inkább a gyümölcsökben és a magvakban.
Az állati szövetekben található, a fehérjék és más esszenciális szerves vegyületek (ATP, DNS) része, az élet egyik eleme.

Apatit

Foszfor

A legegyszerűbb P4 molekulában a négy foszforatom mindegyike kovalensen kötődik a másik háromhoz. A fehér foszfor ilyen tetraéder alakú molekulákból áll. Inert atmoszférában rúd (ingot) formájában öntik, levegő hiányában tisztított vízréteg alatt vagy speciális inert közegben tárolják. Kémiailag a fehér foszfor rendkívül aktív! Például a levegő oxigénje lassan oxidálja már szobahőmérsékleten, és világít (halványzöld izzás). A kémiai oxidációs reakciókból eredő ilyen izzás jelenségét kemilumineszcenciának (néha tévesen foszforeszcenciának) nevezik. A fehér foszfor erősen mérgező. A fehér foszfor halálos dózisa egy felnőtt férfi számára 0,05-0,1 g A vörös foszfor atomi polimer szerkezetű, amelyben minden foszforatom kovalens kötéssel kapcsolódik három másik atomhoz. A vörös foszfor nem illékony, vízben oldhatatlan és nem mérgező. Gyufagyártáshoz használják.

Fényben és levegő nélkül 300 °C-ra melegítve a fehér foszfor vörös foszforrá alakul.

Ha a légköri nyomásnál körülbelül 1200-szor nagyobb nyomáson hevítjük, a fehér foszfor fekete foszforrá alakul, amelynek atomos réteges kristályrácsa van. A fekete foszfor fizikai tulajdonságaiban hasonló a fémhez: vezeti az elektromosságot és csillog. Külsőleg nagyon hasonlít a grafithoz. A feketefoszfor a foszfor kémiailag legkevésbé aktív formája. 1830-ban Charles Soria francia vegyész feltalálta a foszforgyufát, amely barthollet só, fehér foszfor és ragasztó keverékéből állt. Ezek a gyufák nagyon gyúlékonyak voltak, mivel még a dobozban lévő kölcsönös súrlódástól és bármilyen kemény felülethez, például egy csizma talpához való dörzsöléstől is meggyulladtak. A fehér foszfor miatt mérgezőek voltak. 1855-ben Johan Lundström svéd vegyész vörös foszfort vitt fel a csiszolópapír felületére, és ezzel helyettesítette a gyufa fejében lévő fehér foszfort. Az ilyen gyufa már nem volt káros az egészségre, könnyen meggyulladt az előre előkészített felületen, és gyakorlatilag nem gyulladt ki magától. Johan Lundström szabadalmaztatja az első "svéd gyufát", amely szinte a mai napig fennmaradt. 1855-ben a párizsi világkiállításon Lundström meccseit éremdíjjal jutalmazták. Később a foszfort teljesen eltávolították a gyufafejek összetételéből, és csak a szórt (reszelő) összetételében maradt meg. A "svéd" gyufagyártás fejlődésével szinte minden országban betiltották a fehér foszfor felhasználásával készült gyufagyártást. A legegyszerűbb anyag, a nitrogén N2, kémiailag inaktív, és általában csak magas hőmérsékleten lép kémiai reakciókba. A nitrogén oxidáló tulajdonságai a hidrogénnel és aktív fémekkel való reakcióban nyilvánulnak meg. Tehát a hidrogén és a nitrogén katalizátor jelenlétében magas hőmérsékleten és nagy nyomáson egyesül, ammóniát képezve:

A fémek közül normál körülmények között a nitrogén csak a lítiummal reagál, lítium-nitridet képezve:

A foszfor oxidáló tulajdonságai akkor nyilvánulnak meg, amikor kölcsönhatásba lép a legaktívabb fémekkel:

A nitrogén és a foszfor redukáló tulajdonságai akkor nyilvánulnak meg, amikor kölcsönhatásba lépnek az oxigénnel. Tehát a nitrogén körülbelül 3000 ˚С hőmérsékleten reagál oxigénnel, és nitrogén-oxidot (II) képez:

A fehér foszfor oxidációját lumineszcencia kíséri. A fehér és a vörös foszfor meggyújtáskor meggyullad, és vakítóan fényes lánggal ég el, foszfor (IV)-oxid fehér füstjével:

A fehérfoszfor elégetése A kémiailag legaktívabb, legmérgezőbb és legéghetőbb fehérfoszfor. Mert nagyon gyakran használják gyújtóbombákban. Sajnos a 21. században is használnak foszforos lőszert!

- Szarajevó ostroma alatt a boszniai szerb tüzérség foszforlövedékeket használt. 1992-ben ilyen lövedékek égették le a Keletkutató Intézet épületét, aminek következtében számos történelmi dokumentum megsemmisült.
- 2003-2004-ben a brit titkosszolgálatok használták őket az iraki Bászra környékén.
- 2004-ben az Egyesült Államok bevett a földalatti gerilla ellen Irakban a Fallúdzsáért vívott csatában.
2006 nyarán, a második libanoni háború idején az izraeli hadsereg fehér foszforos tüzérségi lövedékeket használt.
2009-ben a Gázai övezetben az ólomöntött hadművelet során az izraeli hadsereg a nemzetközi jog által engedélyezett fehérfoszfort tartalmazó lőszereket használt.
2009 óta a palesztin terroristák fehér foszforral töltik meg rakétáikat.

A vándorfények megjelenését a régi temetőkben és mocsarakban a PH3 foszfin és más, levegőben lévő foszfortartalmú vegyületek meggyulladása okozza. Levegőben a foszfor és a hidrogén kombinációjának termékei spontán meggyulladnak, világító láng és foszforsavcseppek képződésével, amely a foszfor (V)-oxid és a víz kölcsönhatásának terméke. Ezek a cseppek elmosódott körvonalat hoznak létre a „szellemről”. A nitrogén fő alkalmazása az ammónia termelése. A nitrogént inert környezet kialakítására is használják a robbanóanyagok szárításakor, valamint értékes festmények és kéziratok tárolásánál. Ezenkívül az elektromos izzólámpákat nitrogénnel töltik meg.

Egyszerű anyagok használata

Termelés
ammónia

A legtöbb modern lámpa kémiailag inert gázokkal van megtöltve. A nitrogén N2 és argon Ar keverékei a legelterjedtebbek alacsony költségük miatt.

A vörös foszfort gyufa, foszforsav előállítására használják, amely viszont foszfátműtrágyák és takarmány-adalékanyagok előállításához megy az állatok számára. Ezenkívül a foszfort peszticidek előállítására használják. Házi feladat: 49. §. A felhasznált források listája