Prezentacja na temat azotu i fosforu. Prezentacja na temat „Pierwiastki azotu i fosforu z grupy VA”

Aby skorzystać z podglądu prezentacji, załóż konto (konto) Google i zaloguj się: https://accounts.google.com

Podpisy slajdów:

1. Z góry ostrzegam: nie da się mi oddychać! Ale wydaje się, że wszyscy nie słyszą I ciągle oddychają mną. 2. Jestem elementem świecącym. Za chwilę zapalę dla ciebie zapałkę. Spalą mnie - a pod wodą mój tlenek zakwasi.

Pozycja azotu i fosforu w układzie okresowym

Charakterystyka azotu i fosforu. właściwości azotu.

Pięciu znanych chemików XVIII wieku. dał pewien niemetal, który w postaci prostej substancji jest gazem i składa się z cząsteczek dwuatomowych, pięciu różnych nazw. - "trujące powietrze" - "powietrze deflogistykowane" - "powietrze zepsute" - "duszące powietrze" - "powietrze martwe" W 1772 r. szkocki chemik, botanik i lekarz Daniel Rutherford W 1772 r. angielski chemik Joseph Priestley W 1773 r. Szwed aptekarz chemik Carl Scheele W 1774 angielski chemik Henry Cavendish W 1776 francuski chemik Antoine Lavoisier

POSZUKIWANIE AZOTU W NATURZE: w stanie wolnym w atmosferze

WYKRYWANIE AZOTU W PRZYRODZIE: w postaci związków nieorganicznych W niewielkich ilościach w glebie: w postaci soli amonowych i azotanów. azot organiczny roślin i zwierząt (kwasy nukleinowe, białka)

ZNAKI PORÓWNANIA POZYCJA AZOTU FOSFOR W STRUKTURZE PSCE ATOMU Liczba elektronów w atomie 7, protonów w jądrze 7, liczba neutronów w jądrze 7 Obwód elektroniczny: 1s 2 2s 2 2p 3 STOPNIE UTLENIANIA 3 okres grupa V podgrupa główna numer seryjny 15; względna masa atomowa 31 2 okres V grupa Główna podgrupa Liczba porządkowa 7; względna masa atomowa 14 P +15) 2) 8) 5 Liczba elektronów w atomie 15, protonów w jądrze 15, liczba neutronów w jądrze 16 Układ elektroniczny: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Wyznacz stopnie utlenienia azotu w związkach: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 związek NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

STRUKTURA CZĄSTECZKI N N N  N WIĄZANIE: - KOWALENTNE BEZBIEGUNOWE - POTRÓJNE - SILNA CZĄSTECZKA: - BARDZO STABILNA - NISKA REAKTYWNOŚĆ 1 3 4 2

N 2 Właściwości fizyczne: V, C, Z, M nieco lżejsze od powietrza, t beli = -196 0 C, t pl = -210 0 C

W przemyśle azot pozyskiwany jest przez destylację z powietrza, w laboratorium - przez termiczny rozkład związków (najczęściej NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Fosfor otrzymuje się przez kalcynację fosforanu wapnia z węglem i piasek w piecach elektrycznych w temperaturze 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Przygotowanie.

Właściwości chemiczne azotu Fosfor z metalami w temperaturze pokojowej reaguje z Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N przy wysokim t - z innymi Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reaguje z Me 3 gdy podgrzany Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 z tlenem przy bardzo wysokiej t (około 3000 ° C) N 2 + O 2 \u003d 2 NO biały fosfor zapala się spontanicznie, a czerwony płonie po podgrzaniu 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 z wodorem w obecności katalizatora pod wysokim ciśnieniem i t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Zastosowania Produkcja amoniaku Tworzenie atmosfery obojętnej Tworzenie niskich temperatur Nasycanie powierzchni stali w celu zwiększenia wytrzymałości Ciekły azot w medycynie Synteza amoniaku Produkcja nawozów Synteza kwasu azotowego Tworzenie atmosfery obojętnej N2

Pytania do samokontroli Gaz jest bezbarwny, bez smaku i zapachu Cząsteczka jest dwuatomowa Zawartość w powietrzu wynosi 78% W laboratorium jest otrzymywana przez rozkład KMnO 4 i H 2 O 2 W przemyśle - z ciekłego powietrza Jest chemicznie nieaktywny Współdziała z prawie wszystkimi prostymi substancjami Wiążą się z nim procesy oddychania i fotosyntezy Jest integralną częścią białek Uczestniczy w cyklu substancji w przyrodzie

SPRAWDŹ SAMO 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. "5" N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. "5" 1-2 błędy "4" 3-4 błędy « 3 » 5 błędów i więcej « 2 » Na przykładzie informacji o azocie podaj argumenty przemawiające za dwoma punktami widzenia: 1. Azot - „martwy” 2. Azot - główny pierwiastek życia na Ziemi.

slajd 2

W grupie VA układu okresowego znajdują się niemetale azotN i fosfor P, półmetaliczny arsen As, a także antymon Sb i bizmut Bi, które są klasyfikowane jako niemetale.

slajd 3

Atomy pierwiastków grupy VA mają 5 elektronów na zewnętrznej warstwie elektronowej. Konfiguracja elektronowa ich zewnętrznej warstwy elektronowej to ns2np3, na przykład: azot - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

W związkach chemicznych atomy azotu i fosforu mogą wykazywać stany utlenienia od -3 do +5.

slajd 4

azot w przyrodzie

Azot jest oznaczony symbolem N (łac. Nitrogenium, czyli „rodząc saletrę”). Prosta substancja azot (N2) jest w normalnych warunkach raczej gazem obojętnym, bezbarwnym, bez smaku i zapachu. Azot w postaci dwuatomowych cząsteczek N2 stanowi większość atmosfery, gdzie jego zawartość wynosi 78,084% objętości (czyli około 3,87 1015 ton).

zjeżdżalnia 5

azot w kosmosie

Poza Ziemią azot znajduje się w mgławicach gazowych, atmosferze słonecznej, na Uranie, Neptunie, przestrzeni międzygwiazdowej itp. Azot jest czwartym najobficiej występującym pierwiastkiem w Układzie Słonecznym (po wodorze, helu i tlenie).

zjeżdżalnia 6

Fosfor w przyrodzie

Fosfor występuje naturalnie w postaci fosforanów. Tak więc fosforan wapnia Ca3(PO4)2 jest głównym składnikiem apatytu mineralnego. Fosfor znajduje się we wszystkich częściach roślin zielonych, a jeszcze więcej w owocach i nasionach. Zawarty w tkankach zwierzęcych, wchodzi w skład białek i innych niezbędnych związków organicznych (ATP, DNA), jest elementem życia. Apatyt

Slajd 7

Prosta substancja azot składa się z dwuatomowych cząsteczek N2. W cząsteczce N2 atomy azotu są połączone potrójnym kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym. Energia wiązania potrójnego jest wysoka i wynosi 946 kJ/mol. Dlatego zrywanie wiązań i tworzenie się atomów i cząsteczek azotu następuje tylko w temperaturach powyżej 3000°C. Wysoka siła wiązania w cząsteczkach określa obojętność chemiczną azotu.

Slajd 8

W stanie wolnym fosfor tworzy kilka modyfikacji alotropowych, które nazywane są fosforem białym, czerwonym i czarnym.

Slajd 9

Slajd 10

Chemicznie biały fosfor jest niezwykle aktywny! Na przykład jest powoli utleniany tlenem powietrza już w temperaturze pokojowej i świeci (jasnozielona poświata). Zjawisko tego rodzaju jarzenia na skutek reakcji utleniania chemicznego nazywamy chemiluminescencją (czasami błędnie fosforescencją). Fosfor biały jest wysoce toksyczny. Śmiertelna dawka fosforu białego dla dorosłego mężczyzny wynosi 0,05-0,1 g.

slajd 11

Czerwony fosfor ma atomową strukturę polimerową, w której każdy atom fosforu jest połączony wiązaniami kowalencyjnymi z trzema innymi atomami.Czerwony fosfor jest nielotny, nierozpuszczalny w wodzie i nietoksyczny. Służy do produkcji zapałek.

W świetle i po podgrzaniu do 300 ° C bez powietrza biały fosfor zamienia się w czerwony fosfor.

zjeżdżalnia 12

slajd 13

W 1830 r. francuski chemik Charles Soria wynalazł zapałki fosforowe, które składały się z mieszaniny soli bartoletowej, białego fosforu i kleju. Zapałki te były wysoce łatwopalne, ponieważ zapalały się nawet od wzajemnego tarcia w pudełku i ocierania się o jakąkolwiek twardą powierzchnię, na przykład podeszwę buta. Ze względu na biały fosfor były trujące.W 1855 roku szwedzki chemik Johan Lundström nałożył czerwony fosfor na powierzchnię papieru ściernego i zastąpił nim biały fosfor w składzie główki zapałki. Takie zapałki nie były już szkodliwe dla zdrowia, łatwo zapalały się na wcześniej przygotowanej powierzchni i praktycznie nie zapalały się samoistnie. Johan Lundström opatentowuje pierwszy „szwedzki mecz”, który przetrwał niemal do dziś. W 1855 roku zapałki Lundströma zostały nagrodzone medalem na Wystawie Światowej w Paryżu. Później fosfor został całkowicie usunięty ze składu główek zapałek i pozostał tylko w tarce.Wraz z rozwojem produkcji zapałek „szwedzkich” produkcja zapałek z białym fosforem została zakazana w prawie wszystkich krajach.

Slajd 14

Najprostsza substancja, azot N2, jest chemicznie nieaktywna iz reguły wchodzi w reakcje chemiczne tylko w wysokich temperaturach.Utleniające właściwości azotu przejawiają się w reakcji z wodorem i aktywnymi metalami. Tak więc wodór i azot łączą się w obecności katalizatora w wysokiej temperaturze i pod wysokim ciśnieniem, tworząc amoniak:

Spośród metali w normalnych warunkach azot reaguje tylko z litem, tworząc azotek litu:

zjeżdżalnia 15

Utleniające właściwości fosforu przejawiają się w interakcji z najbardziej aktywnymi metalami:

Redukujące właściwości azotu i fosforu przejawiają się w interakcji z tlenem. Tak więc azot reaguje z tlenem w temperaturze około 3000˚С, tworząc tlenek azotu (II):

zjeżdżalnia 16

Fosfor jest również utleniany przez tlen, dzięki czemu wykazuje właściwości redukujące. Ale różne modyfikacje fosforu mają różną aktywność chemiczną. Na przykład biały fosfor łatwo utlenia się w powietrzu w temperaturze pokojowej, tworząc tlenek fosforu(III):

Utlenianiu fosforu białego towarzyszy luminescencja. Fosfor biały i czerwony zapalają się po zapaleniu i palą się olśniewająco jasnym płomieniem z utworzeniem białego dymu tlenku fosforu (IV):

Slajd 17

Płonący biały fosfor

Slajd 18

Najbardziej aktywny chemicznie, toksyczny i palny biały fosfor. Dlatego jest bardzo często używany w bombach zapalających.Niestety, amunicja fosforowa jest używana również w XXI wieku!

Podczas oblężenia Sarajewa pociski fosforowe były używane przez artylerię bośniackich Serbów. W 1992 r. takie pociski spaliły budynek Instytutu Orientalistycznego, w wyniku czego zniszczeniu uległo wiele dokumentów historycznych. - w latach 2003-2004 były wykorzystywane przez brytyjskie służby wywiadowcze w okolicach Basry w Iraku. - w 2004 roku Stany Zjednoczone użyły przeciwko podziemiu partyzanckiemu w Iraku w bitwie o Faludżę. latem 2006 roku, podczas II wojny libańskiej, armia izraelska użyła pocisków artyleryjskich z białym fosforem. w 2009 roku podczas operacji „Płynny ołów” w Strefie Gazy armia izraelska użyła dopuszczonej przez prawo międzynarodowe amunicji zawierającej biały fosfor. Od 2009 roku palestyńscy terroryści ładują swoje rakiety białym fosforem.

Slajd 19

Slajd 20

Głównym zastosowaniem azotu jest produkcja amoniaku. Azot jest również używany do tworzenia obojętnego środowiska podczas suszenia materiałów wybuchowych oraz przechowywania cennych obrazów i rękopisów. Ponadto żarówki elektryczne wypełnione są azotem.

Zastosowanie prostych substancji Produkcja amoniaku Większość nowoczesnych lamp jest wypełniona gazami chemicznie obojętnymi. Ze względu na niski koszt najczęściej spotykane są mieszaniny azotu N2 z argonem Ar.

slajd 1

slajd 2

slajd 3

slajd 4

zjeżdżalnia 5

zjeżdżalnia 6

Slajd 7

Slajd 8

Slajd 9

Slajd 10

slajd 11

zjeżdżalnia 12

slajd 13

Slajd 14

zjeżdżalnia 15

zjeżdżalnia 16

Slajd 17

Slajd 18

Slajd 19

Slajd 20

slajd 21

zjeżdżalnia 22

zjeżdżalnia 23

zjeżdżalnia 24

Slajd 25

zjeżdżalnia 26

Slajd 27

Slajd 28

Slajd 29

Prezentację na temat „Fosfor” można pobrać całkowicie bezpłatnie na naszej stronie internetowej. Temat projektu: Chemia. Kolorowe slajdy i ilustracje pomogą Ci utrzymać zainteresowanie kolegów z klasy lub odbiorców. Aby wyświetlić zawartość, użyj odtwarzacza lub, jeśli chcesz pobrać raport, kliknij odpowiedni tekst pod odtwarzaczem. Prezentacja zawiera 29 slajdów.

Slajdy prezentacji

slajd 1

Materiał do powtórzenia i przygotowania dla nauczyciela chemii GIA Miejskiej Instytucji Edukacyjnej „Gimnazjum nr 1”, Saratov Shishkina I.Yu.

slajd 2

Wstęp……………………………………………………………………………. Historia rozwoju fosforu………………………………………………………... Naturalne związki i produkcja fosforu……………………………… ……... Właściwości chemiczne ……………………………………………………………… Zmiany alotropowe………………………………………………… …………….. a) biały……………………………………………………………………………….. b) czerwony……………… ………………… …………………………… c) czarny …………………………………………………………………………… . Tlenki fosforu……………………………………………………………………… Kwas ortofosforowy……………………………………………………… …… ……... Ortofosforany………………………………………………………………………. Fosfor w organizmie człowieka………………………………………………………….. Zapałki……………………………………………………………… …… …………………. Nawozy fosforowe………………………………………………………………….. Wniosek……………………………………………………………… …………………. 1. Wartość fosforu………………………………………………………………….. 2. Zastosowanie fosforu………………………………… ……………… ………………… Bibliografia………………………………………………..

slajd 3

Wstęp:

Piąta grupa układu okresowego obejmuje dwa typowe pierwiastki azot i fosfor - oraz podgrupy arsenu i wanadu. Istnieje znaczna różnica we właściwościach pomiędzy pierwszym i drugim typowym elementem. W stanie prostych substancji azot jest gazem, a fosfor ciałem stałym. Te dwie substancje znalazły szerokie zastosowanie, chociaż gdy azot po raz pierwszy został wyizolowany z powietrza, uznano go za gaz szkodliwy, a na sprzedaży fosforu zarobiono dużo pieniędzy (fosfor był ceniony za jego zdolność do świecenia w ciemności). ).

slajd 4

Historia odkrycia fosforu

Jak na ironię, fosfor został odkryty kilka razy. I za każdym razem dostawali to z… moczu. Istnieją wzmianki, że arabski alchemik Alhild Bekhil (XII w.) odkrył fosfor podczas destylacji moczu zmieszanego z gliną, wapnem i węglem. Jednak za datę odkrycia fosforu uważa się 1669. Hamburski alchemik-amator Henning Brand, zbankrutowany kupiec, który marzył o poprawie swoich spraw za pomocą alchemii, przetwarzał szeroką gamę produktów. Zakładając, że produkty fizjologiczne mogą zawierać „pierwotną materię”, uważaną za podstawę Kamienia Filozoficznego, Brand zainteresował się ludzkim moczem. Zebrał około tony moczu z koszar żołnierskich i odparował go do postaci syropu. Płyn ten poddał ponownej destylacji i uzyskał ciężki czerwony „olej moczowy”, który poddano destylacji do postaci stałej pozostałości. Ogrzewając ten ostatni, bez dostępu do powietrza, zauważył tworzenie się białego dymu, który osadzał się na ścianach naczynia i jasno świecił w ciemności. Brand nazwał otrzymaną substancję fosforem, co po grecku oznacza „nosiciel światła”. Przez kilka lat „receptura preparatu” na fosfor była utrzymywana w ścisłej tajemnicy i znana była tylko nielicznym alchemikom. Fosfor został po raz trzeci odkryty przez R. Boyle'a w 1680 roku. W nieco zmodyfikowanej formie w XVIII w. stosowano również stary sposób otrzymywania fosforu: ogrzewano mieszaninę moczu z tlenkiem ołowiu (PbO), solą pospolitą (NaCl), potasem (K2CO3) i węglem (C). Dopiero w 1777 r. K.V. Scheele opracował metodę otrzymywania fosforu z rogów i kości zwierząt.

zjeżdżalnia 5

Związki naturalne i pozyskiwanie fosforu

Pod względem występowania w skorupie ziemskiej fosfor wyprzedza azot, siarkę i chlor. W przeciwieństwie do azotu, fosfor ze względu na wysoką aktywność chemiczną występuje w przyrodzie wyłącznie w postaci związków. Najważniejszymi minerałami fosforu są apatyt Ca5 (PO4) 3X (X to fluor, rzadziej chlor i grupa hydroksylowa) oraz fosforyt, którego podstawą jest Ca3 (PO4) 2. Największe złoże apatytu znajduje się na Półwyspie Kolskim, w rejonie Gór Chibińskich. Złoża fosforytów znajdują się w górach Karatau, w rejonach Moskwy, Kaługi, Briańska iw innych miejscach. Fosfor wchodzi w skład niektórych substancji białkowych zawartych w narządach generatywnych roślin, w tkankach nerwowych i kostnych organizmów zwierzęcych i ludzkich. Szczególnie bogate w fosfor są komórki mózgowe. Obecnie fosfor wytwarzany jest w piecach elektrycznych poprzez redukcję apatytu węglem w obecności krzemionki: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Pary fosforu w tej temperaturze składają się prawie wyłącznie z cząsteczek P2, które po schłodzeniu, kondensują się w cząsteczki P4.

zjeżdżalnia 6

Właściwości chemiczne

Konfiguracja elektronowa atomu fosforu to 1s22s22p63s23p3 Zewnętrzna warstwa elektronowa zawiera 5 elektronów. Obecność trzech niesparowanych elektronów na zewnętrznym poziomie energii wyjaśnia fakt, że w normalnym, niewzbudzonym stanie wartościowość fosforu wynosi 3. Ale na trzecim poziomie energii są wolne komórki orbitali d, dlatego po przejściu do wzbudzonego stan, elektrony 3S rozdzielą się, przejdą do podpoziomu d , co prowadzi do powstania 5 niesparowanych pierwiastków. Zatem wartościowość fosforu w stanie wzbudzonym wynosi 5. W związkach fosfor zwykle wykazuje stopień utlenienia +5 (P2O5, H3PO4), rzadziej +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Slajd 7

Przejście atomu fosforu do stanu wzbudzonego

Slajd 9

Fosfor biały

Biała modyfikacja fosforu powstała w wyniku kondensacji par ma molekularną sieć krystaliczną, w węzłach której dyslokowane są cząsteczki P4. Ze względu na słabość sił międzycząsteczkowych fosfor biały jest lotny, topliwy, cięty nożem i rozpuszczany w rozpuszczalnikach niepolarnych, takich jak dwusiarczek węgla. Fosfor biały jest substancją wysoce reaktywną. Reaguje energicznie z tlenem, halogenami, siarką i metalami. Utlenianiu fosforu w powietrzu towarzyszy ogrzewanie i żarzenie. Dlatego fosfor biały jest przechowywany pod wodą, z którą nie reaguje. Fosfor biały jest wysoce toksyczny. Około 80% całkowitej produkcji fosforu białego trafia do syntezy czystego kwasu fosforowego. To z kolei służy do produkcji polifosforanów sodu (służą do zmniejszania twardości wody pitnej) oraz fosforanów spożywczych. Pozostała część białego fosforu jest wykorzystywana do tworzenia substancji dymotwórczych i mieszanin zapalających. Inżynieria bezpieczeństwa. Przy produkcji fosforu i jego związków wymagane są szczególne środki ostrożności, ponieważ biały fosfor jest silną trucizną. Długotrwała praca w atmosferze białego fosforu może prowadzić do chorób tkanki kostnej, utraty zębów, martwicy okolic żuchwy. Po zapaleniu biały fosfor powoduje bolesne oparzenia, które nie goją się przez długi czas. Fosfor biały należy przechowywać pod wodą, w szczelnych pojemnikach. Płonący fosfor gasi się dwutlenkiem węgla, roztworem CuSO4 lub piaskiem. Poparzoną skórę należy umyć roztworem KMnO4 lub CuSO4. Antidotum na zatrucie fosforem stanowi 2% roztwór CuSO4. Podczas długotrwałego przechowywania, a także po podgrzaniu, biały fosfor zmienia się w czerwoną odmianę (po raz pierwszy otrzymany dopiero w 1847 r.). Nazwa czerwony fosfor odnosi się do kilku modyfikacji naraz, różniących się gęstością i kolorem: waha się od pomarańczowego do ciemnoczerwonego, a nawet fioletowego. Wszystkie odmiany czerwonego fosforu są nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych iw porównaniu z fosforem białym są mniej reaktywne i mają strukturę polimerową: są to czworościany P4 połączone ze sobą w niekończące się łańcuchy.

Slajd 10

Czerwony i czarny fosfor

Fosfor czerwony jest wykorzystywany w metalurgii, produkcji materiałów półprzewodnikowych i żarówek, a także w produkcji zapałek. Najbardziej stabilną modyfikacją fosforu jest fosfor czarny. Otrzymywany jest przez alotropową przemianę fosforu białego w t=2200C i pod wysokim ciśnieniem. Z wyglądu przypomina grafit. Struktura krystaliczna czarnego fosforu jest warstwowa, składająca się z warstw pofałdowanych (rys. 2). Fosfor czarny jest najmniej aktywną modyfikacją fosforu. Podgrzany bez dostępu powietrza, podobnie jak czerwony przechodzi w parę, z której kondensuje w biały fosfor.

slajd 11

Eksperyment ilustrujący przejście czerwonego fosforu w biały

1-cząsteczki białego fosforu; 2-krystaliczny. czarna siatka fosforowa

zjeżdżalnia 12

Tlenek fosforu (V) - Р2О5

Fosfor tworzy kilka tlenków. Najważniejszym z nich jest tlenek fosforu (V) P4O10. Często jego formuła zapisywana jest w uproszczonej formie - P2O5. Struktura tego tlenku zachowuje tetraedryczny układ atomów fosforu. Białe kryształy, t topnienia = 5700°C, wrzenia t = 600°C, ρ = 2,7 g/cm3. Ma kilka modyfikacji. W parze składa się z cząsteczek P4H10, jest bardzo higroskopijny (stosowany jako środek osuszający do gazów i cieczy). Preparat: 4P + 5O2 = 2P2O5 Właściwości chemiczne Wszystkie właściwości chemiczne kwaśnych tlenków: reaguje z wodą, zasadowymi tlenkami i zasadami 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (kwas metafosforowy) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (kwas pirofosforowy)) 2) P2O5 + 3BaO =Ba3(PO4)2 Ze względu na wyjątkową higroskopijność tlenek fosforu (V) jest stosowany w technologii laboratoryjnej i przemysłowej jako środek suszący i odwadniający. W działaniu wysuszającym przewyższa wszystkie inne substancje.

slajd 13

Kwas ortofosforowy.

Znanych jest kilka kwasów zawierających fosfor. Najważniejszym z nich jest kwas ortofosforowy H3PO 4. Bezwodny kwas ortofosforowy to jasne przezroczyste kryształy, rozpływające się w powietrzu w temperaturze pokojowej. Temperatura topnienia 42,35 °C. Z wodą kwas fosforowy tworzy roztwory o dowolnym stężeniu.

Slajd 14

zjeżdżalnia 15

Właściwości fizyczne H3PO4

Kwas ortofosforowy w czystej postaci w normalnych warunkach to bezbarwne rombowe kryształy, topniejące w temperaturze 42,3 °C. Jednak chemicy rzadko spotykają się z takim kwasem. Znacznie częściej mają do czynienia z półwodzianem H3PO4*0,5 H2O, który po schłodzeniu stężonych wodnych roztworów kwasu fosforowego wytrąca się w postaci bezbarwnych heksagonalnych pryzmatów. Temperatura topnienia półhydratu wynosi 29,3°C. Czysty H3PO4 po stopieniu tworzy lepką oleistą ciecz o niskiej przewodności elektrycznej i znacznie zmniejszonej dyfuzyjności. Te właściwości, jak również szczegółowe badanie widm, pokazują, że cząsteczki H3PO4 w tym przypadku praktycznie nie są zdysocjowane i są połączone silnymi wiązaniami wodorowymi w pojedynczą strukturę makrocząsteczkową. Z reguły cząsteczki są połączone ze sobą jednym, rzadko dwoma, a bardzo rzadko trzema wiązaniami wodorowymi. Jeśli kwas zostanie rozcieńczony wodą, to jego cząsteczki z większym prawdopodobieństwem utworzą wiązania wodorowe z wodą niż ze sobą. Z powodu takiej „sympatii” do wody, kwas miesza się z nią w dowolnym związku. Energia hydratacji nie jest tutaj tak wysoka jak kwasu siarkowego, dlatego ogrzewanie H3PO4 po rozcieńczeniu nie jest tak silne, a dysocjacja jest mniej wyraźna. Według pierwszego etapu dysocjacji kwas fosforowy jest uważany za elektrolit o średniej sile (25 - 30%), według drugiego - słaby, według trzeciego - bardzo słaby.

Slajd 17

Właściwości chemiczne H3PO4

Podczas neutralizacji kwasu fosforowego alkaliami powstają sole: dihydrofosforany, hydrofosforany, a także fosforany, na przykład:

Slajd 18

Fosfor w ludzkim ciele

W ludzkim ciele ważącym 70 kg. Zawiera około 780 g fosforu. W postaci fosforanów wapnia fosfor występuje w kościach ludzi i zwierząt. Jest również zawarty w składzie białek, fosfolipidów, kwasów nukleinowych; związki fosforu biorą udział w metabolizmie energetycznym (kwas adenizynowy trifosforowy, ATP). Dzienne zapotrzebowanie organizmu człowieka na fosfor wynosi 1,2 g. Główną jego ilość spożywamy z mlekiem i chlebem (100 g chleba zawiera ok. 200 mg fosforu). Najbogatsze w fosfor są ryby, fasola i niektóre rodzaje sera. Co ciekawe, dla prawidłowego odżywiania konieczne jest zachowanie równowagi pomiędzy ilością spożywanego fosforu i wapnia: optymalna proporcja tych składników pokarmowych to 1,5/1. Nadmiar pokarmu bogatego w fosfor prowadzi do wypłukiwania wapnia z kości, a przy nadmiarze wapnia rozwija się kamica moczowa.

Slajd 19

Zapalająca powierzchnia pudełka zapałek jest pokryta mieszaniną czerwonego fosforu i proszku szklanego. W skład główki zapałki wchodzą czynniki utleniające (PbO2, KClO3, BaCrO4) oraz redukujące (S, Sb2S3). Podczas tarcia o powierzchnię zapalającą, mieszanina nałożona na zapałkę zapala się. Pierwsze zapałki fosforowe - z białą główką fosforową - powstały dopiero w 1827 roku. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Takie zapałki ocierały się o dowolną powierzchnię, co często prowadziło do pożarów. Ponadto fosfor biały jest wysoce toksyczny. Opisano przypadki zatrucia zapałkami fosforowymi, zarówno z powodu nieostrożnego obchodzenia się, jak i w celu samobójstwa: w tym celu wystarczyło zjeść kilka główek zapałek. Dlatego zapałki fosforowe zostały zastąpione przez bezpieczne, które służą nam wiernie do dziś. Produkcja przemysłowa zapałek bezpieczeństwa rozpoczęła się w Szwecji w latach 60-tych. XIX wiek.

zjeżdżalnia 24

Wartość fosforu

Kwas fosforowy ma ogromne znaczenie jako jeden z najważniejszych składników żywienia roślin. Fosfor jest wykorzystywany przez rośliny do budowy najważniejszych części, nasion i owoców. Pochodne kwasu ortofosforowego są bardzo potrzebne nie tylko roślinom, ale także zwierzętom. Kości, zęby, muszle, pazury, igły, kolce u większości organizmów żywych składają się głównie z ortofosforanu wapnia. Ponadto kwas fosforowy, tworząc różne związki z substancjami organicznymi, aktywnie uczestniczy w metabolizmie żywego organizmu ze środowiskiem. W efekcie pochodne fosforu znajdują się w kościach, mózgu, krwi, mięśniach i tkankach łącznych organizmów ludzkich i zwierzęcych. W składzie komórek nerwowych (mózgowych) jest szczególnie dużo kwasu fosforowego, co pozwoliło A.E. Fersman, znany geochemik, nazwał fosfor „elementem myśli”. Bardzo negatywnie (choroba zwierząt, krzywica, anemia itp.) wpływa na stan organizmu poprzez obniżenie zawartości związków fosforu w diecie lub wprowadzenie ich w postaci niestrawnej.

Slajd 25

Zastosowanie fosforu

Kwas ortofosforowy jest obecnie szeroko stosowany. Jej głównym konsumentem jest produkcja nawozów fosforowych i kombinowanych. W tym celu na całym świecie wydobywa się rocznie około 100 milionów ton rudy zawierającej fosfor.Nawozy fosforowe nie tylko pomagają zwiększyć plony różnych upraw, ale także zapewniają roślinom mrozoodporność i odporność na inne niekorzystne warunki klimatyczne, stwarzają warunki do szybszego dojrzewania upraw na obszarach o krótkim okresie wegetacji. Działają również korzystnie na glebę, przyczyniając się do jej ustrukturyzowania, rozwoju bakterii glebowych, zmiany rozpuszczalności innych substancji zawartych w glebie oraz tłumienia niektórych powstałych szkodliwych substancji organicznych. Dużo kwasu ortofosforowego zużywa przemysł spożywczy. Faktem jest, że rozcieńczony kwas fosforowy smakuje bardzo przyjemnie, a drobne dodatki do marmolad, lemoniad i syropów znacznie poprawiają ich smak. Niektóre sole kwasu fosforowego mają tę samą właściwość. Na przykład wodorofosforany wapnia od dawna są zawarte w proszkach do pieczenia, poprawiając smak bułek i chleba. Interesujące są również inne przemysłowe zastosowania kwasu fosforowego. Na przykład zaobserwowano, że impregnacja drewna samym kwasem i jego solami sprawia, że drewno jest niepalne. Na tej podstawie produkowane są obecnie farby ognioodporne, niepalne płyty fosfodrewniane, niepalna pianka fosforanowa i inne materiały budowlane. Różne sole kwasu fosforowego znajdują szerokie zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu, w budownictwie, w różnych dziedzinach techniki, w obiektach użyteczności publicznej i życiu codziennym, do ochrony przed promieniowaniem, do zmiękczania wody, zwalczania kamienia kotłowego i produkcji różnych detergentów. Kwas fosforowy, skondensowane kwasy i odwodornione fosforany służą jako katalizatory w procesach odwodnienia, alkilacji i polimeryzacji węglowodorów. Szczególne miejsce zajmują związki fosforoorganiczne jako ekstrahenty, plastyfikatory, smary, dodatki do prochu i absorbenty w agregatach chłodniczych. Alkilofosforany kwaśne są stosowane jako środki powierzchniowo czynne, środki przeciw zamarzaniu, specjalne nawozy, antykoagulanty lateksowe itp. Alkilofosforany kwaśne są stosowane do ekstrakcji ługów rudy uranu.

zjeżdżalnia 26

Fosfor 1. Napisz wzór elektroniczny atomu fosforu. Wyjaśnij, co dzieje się z elektronową konfiguracją atomu, gdy wykazuje on najwyższy stopień utlenienia. 2. Jakie stany utlenienia może wykazywać fosfor w związkach? Podaj przykłady tych związków. Napisz wzór elektroniczny atomu fosforu na stopniu utlenienia +3. 3. Jakie są główne różnice we właściwościach fizycznych i chemicznych fosforu czerwonego i białego. Jak oddzielić czerwony fosfor od białych zanieczyszczeń? 4. Oblicz względną gęstość fosfiny z wodoru i powietrza. Czy fosforowodory są lżejsze czy cięższe od tych gazów? 5. Jak można dokonać przejścia od fosforu czerwonego do białego i odwrotnie? Czy te procesy są zjawiskami chemicznymi? Wyjaśnij odpowiedź. 6. Oblicz masę fosforu, jaka musi zostać spalona w tlenie, aby otrzymać tlenek fosforu (V) o masie 3,55 g? 7. Mieszanina czerwonego i białego fosforu o masie 20 g została potraktowana dwusiarczkiem węgla. Nierozpuszczoną pozostałość oddzielono i zważono, jej masa wynosiła 12,6 g. Oblicz ułamek masowy białego fosforu w początkowej mieszaninie. 8. Jaki jest rodzaj wiązania chemicznego w związkach: a) РН3; b) PCl5; c) Li3P. W substancjach polarnych wskaż kierunek przemieszczenia wspólnych par elektronów. 9. Fosfinę można otrzymać przez działanie kwasu solnego na fosforek wapnia. Oblicz objętość fosfiny (warunki normalne), która powstaje z 9,1 g fosforku wapnia. Udział masowy wydajności produktu wynosi 90%.

Slajd 27

Kwas fosforowy i jego sole

1. Napisz równania reakcji kwasu fosforowego z następującymi substancjami: a) tlenek magnezu; b) węglan potasu; c) azotan srebra; d) siarczan żelaza (II). 2. Napisz równania reakcji między kwasem ortofosforowym a wodorotlenkiem potasu, w wyniku których powstają 3 rodzaje soli: średnie i dwie kwaśne. 3. Który z kwasów jest silniejszym utleniaczem: azotowy czy ortofosforowy? Wyjaśnij odpowiedź. 4. Napisz równania reakcji, według których można przeprowadzić następujące przekształcenia: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Napisz równania tych reakcji. 6. Metodą bilansu elektronicznego dobrać współczynniki w schematach następujących reakcji redoks: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO kwasy 40% puszka otrzymać z fosforytu o masie 100 kg przy udziale masowym Ca3 (PO4) 2 93%? 8. Kwas fosforowy o masie 195 kg otrzymano z naturalnego fosforytu o masie 310 kg. Oblicz ułamek masowy Ca3(PO4)2 w naturalnym fosforycie. 9. Wodny roztwór zawierający kwas fosforowy o masie 19,6 g zobojętniono wodorotlenkiem wapnia o masie 18,5 g. Określić masę powstałego osadu CaHPO4 2H2O. 10. Jest roztwór kwasu fosforowego o wadze 150 g (ułamek masowy H3PO4 24,5%). Obliczyć objętość amoniaku (warunki normalne), która musi zostać przepuszczona przez roztwór, aby otrzymać diwodorofosforan amonu. 11. Jaka sól powstaje, gdy 2,8 g wodorotlenku potasu doda się do roztworu zawierającego H3PO4 o masie 4,9 g? Oblicz masę powstałej soli

Slajd 28

Nawozy mineralne

1. Jakie znasz nawozy azotowe i fosforowe? Napisz równania reakcji do ich wytworzenia. Dlaczego rośliny potrzebują azotu i fosforu? 2. Wyznacz udział masowy tlenku fosforu (V) w osadzie CaHPO4 2H2O. 3. Udział masowy tlenku fosforu (V) w superfosfacie wynosi 20%. Określić masę superfosfatu, który należy wprowadzić pod drzewo owocowe, jeśli do prawidłowego rozwoju drzewa potrzebny jest fosfor o masie 15,5 g. 4. Udział masowy azotu w nawozie wynosi 14%. Cały azot jest zawarty w nawozie w składzie mocznika CO(NH2)2. Oblicz ułamek masowy mocznika w tym nawozie. 5. W superfosfacie udział masowy tlenku fosforu (V) wynosi 25%. Oblicz ułamek masowy Ca(H2PO4)2 w tym nawozie. 6. Oblicz masę siarczanu amonu, jaką należy przyjąć, aby wprowadzić do gleby azot o masie 2 t na powierzchni 5 ha Jaką masę nawozu należy zastosować na każdy metr kwadratowy gleby? 7. Obliczyć masę saletry amonowej do zastosowania na powierzchni 100 ha, jeżeli masa azotu naniesionego na powierzchnię 1 ha ma wynosić 60 kg. 8. Tlenek fosforu (V) o wadze 0,4 kg należy wprowadzić do gleby pod drzewem owocowym. Jaką masę superfosfatu należy w tym przypadku przyjąć, jeśli udział masowy w nim przyswajalnego tlenku fosforu (V) wynosi 20%? 9. Pod drzewem owocowym należy dodać azotan amonu o masie 140 g (udział masowy azotu w azotanie wynosi 35%). Określ masę siarczanu amonu, którą można wykorzystać do dodania takiej samej ilości azotu.

Slajd 29

Bibliografia: 1. FG Feldman, GE Rudzitis. CHEMIA. Podręcznik dla instytucji edukacyjnych klasy 9. - M., wyd. 5, OŚWIECENIE, 1997. 2. CHEMIA. Materiały referencyjne. Pod redakcją Yu.D Tretyakov, - M., EDUKACJA, 1984. 3. CHEMIA. Podręcznik dla dzieci w wieku szkolnym, - M., 1995. 4. CHEMIA. Encyklopedia dla dzieci. Tom 17, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Fosfor i jego związki, przeł. z angielskiego, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Tekst musi być dobrze czytelny, w przeciwnym razie widz nie będzie mógł zobaczyć dostarczonych informacji, będzie mocno odciągnięty od historii, próbując przynajmniej coś zrozumieć lub całkowicie straci zainteresowanie. Aby to zrobić, musisz wybrać odpowiednią czcionkę, biorąc pod uwagę miejsce i sposób emisji prezentacji, a także wybrać odpowiednią kombinację tła i tekstu.

Ważne jest, aby przećwiczyć swój raport, zastanowić się, jak przywitasz się z publicznością, co powiesz jako pierwszy, jak zakończysz prezentację. Wszystko z doświadczeniem.

Wybierz odpowiedni strój, bo. Dużą rolę w odbiorze jego wypowiedzi odgrywa również strój mówcy.

Staraj się mówić pewnie, płynnie i spójnie.

Spróbuj cieszyć się występem, abyś był bardziej zrelaksowany i mniej niespokojny.

Grupa V Podgrupa A Do elementów tej podgrupy należą: Do elementów tej podgrupy należą: N; P; Jak; Sb; Bi. N; P; Jak; Sb; Bi. Azot i fosfor są szczególnie ważne Azot i fosfor są szczególnie ważne Azot jest częścią powietrza, jest częścią powietrza, białek, kwasów nukleinowych, białek, kwasów nukleinowych, wielu skał i minerałów (saletry) wielu skał i minerały (azotan) Fosfor wchodzi w skład białek, kwasów nukleinowych, minerałów apatytu i fosforytu Fosfor wchodzi w skład białek, kwasów nukleinowych, minerałów apatytu i fosforytów

Charakterystyka azotu i fosforu w układzie okresowym Plan charakterystyczny AzotFosfor

Wzory elektroniczne azotu i fosforu N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Skomponuj elektronowy wzór graficzny azotu azot +7 N najwyższy stopień utlenienia +7 N najwyższy stopień utlenienia najniższy stopień utlenienia najniższy stopień utlenienia -3 - 3

Czy wiesz, że... Azot został po raz pierwszy odkryty przez naukowców Azot został po raz pierwszy odkryty przez naukowca D. Rutherforda w 1772 roku. Właściwości zostały zbadane przez K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford w 1772 r. Właściwości badali K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley. J. Priestleya. A. Lavoisier zaproponował termin azot, który z greckiego tłumaczy się jako „martwy” A. Lavoisier zaproponował termin azot, który z greckiego tłumaczy się jako „martwy”

Azot. Właściwości fizyczne Struktura cząsteczkowa N2 Struktura cząsteczkowa N2 Wzór strukturalny N Ξ N Wzór strukturalny N Ξ N Wzór elektroniczny: N N: Wzór elektroniczny: N N: Wiązanie kowalencyjne niepolarne, bardzo silne, potrójne 1σ(sigma) i 2π (pi) Wiązanie kowalencyjne niepolarne -polarny, bardzo silny, potrójny 1σ (sigma) i 2π (pi) Azot jest bezbarwny i bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie, nieco lżejszy od powietrza, Azot bezbarwny i bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie, nieco lżejszy od powietrza, Тwrząca = ºС Тwrząca = ºС

Właściwości chemiczne azotu W normalnych warunkach niska aktywność W normalnych warunkach niska aktywność W T=2000º reaguje z tlenem W T=2000º reaguje z tlenem \u003d 400 ° C i p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 amoniak amoniak Z niektórymi metalami Z niektórymi metalami 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 azotek magnezu azotek magnezu

Amoniak Amoniak Związek azotu z wodorem to amoniak NH 3 Związek azotu z wodorem to amoniak NH 3 Budowa cząsteczki Budowa cząsteczki H – N – H H – N – H | H Kowalencyjne wiązanie polarne Kowalencyjne wiązanie polarne Kształt czworościanu molekuły Rys. 11 str. 47 Kształt czworościanu molekuły Rys. 11 str. 47

Pozyskiwanie w przemyśle W 1913 r. powstała pierwsza instalacja katalitycznej syntezy amoniaku w Niemczech W 1913 r. powstała pierwsza instalacja katalitycznej syntezy amoniaku w Niemczech N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q w obecności katalizatora - reakcja jest odwracalna, T = 300ºС, Р = MPa, w obecności katalizatora - żelazo porowate żelazo porowate

Otrzymywanie w laboratorium Przez ogrzewanie mieszaniny soli amonowych z alkaliami. Podczas ogrzewania mieszaniny soli amonowych z alkaliami. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O chlorek amonu amoniak chlorek amonu amoniak Właściwości fizyczne Właściwości fizyczne Bezbarwny gaz o charakterystycznym ostrym zapachu, prawie 2 razy lżejszy od powietrza. Dobrze rozpuśćmy się w wodzie. В 1V H2O – 700V NH3 Bezbarwny gaz o charakterystycznym ostrym zapachu, prawie 2 razy lżejszy od powietrza. Dobrze rozpuśćmy się w wodzie. Przy 1V H2O - 700V NH3

Właściwości chemiczne Substancja czynna Substancja czynna Reaguje z wodą NH3 + H2O NH4OH wodorotlenek amonu NH3 + H2O NH4OH wodorotlenek amonu Z kwasami Z kwasami NH3 + HCl = NH4Cl chlorek amonu NH3 + HCl = NH4Cl chlorek amonu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 siarczan amonu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 siarczan amonu

Właściwości chemiczne Słaby związek rozkłada się po podgrzaniu Słaby związek rozkłada się po podgrzaniu 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Poparzenia Poparzenia? NH3 + ? O2? N2 + ?H2O ?NH3 + ? O2? N2 + ?H2O Utleniony w obecności katalizatora Pt Utleniony w obecności katalizatora Pt ? NH3+? O2? NIE + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O sprawdź str. 49 tab. 13 sprawdź str. 49 tab. 13 Redukuje metale z ich tlenków Redukuje metale z ich tlenków 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Sole amonowe NH3 + HCl = NH4Cl chlorek amonu NH3 + HCl = NH4Cl chlorek amonu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 siarczan amonu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 siarczan amonu NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 wodorosiarczan amonu NH3 + H2SO4 wodorosiarczan amonu NH3 + HNO3 = ? Nazwa NH3 + HNO3 = ? Nazwa NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Reakcja jakościowa na jon amonowy Reakcja jakościowa na jon amonowy NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O zapach amoniaku NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O zapach amoniaku Rozkłada się podczas ogrzewania Rozkłada się podczas ogrzewania NH4NO3 = N2O +2 H2O NH4NO3 = N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Pytania i ćwiczenia Jakie elementy tworzą grupę VA? Jakie elementy tworzą grupę VA? Jaka jest struktura zewnętrznej warstwy elektronowej atomów azotu i fosforu? Jaka jest struktura zewnętrznej warstwy elektronowej atomów azotu i fosforu? Jakie są fizyczne właściwości azotu? Jakie są fizyczne właściwości azotu? Dlaczego azot jest chemicznie nieaktywny? Dlaczego azot jest chemicznie nieaktywny? Ile objętości azotu znajduje się w powietrzu? Ile objętości azotu znajduje się w powietrzu? Jaki rodzaj wiązania chemicznego znajduje się w cząsteczce azotu? Jaki rodzaj wiązania chemicznego znajduje się w cząsteczce azotu? Gdzie znajduje się azot w przyrodzie? Gdzie znajduje się azot w przyrodzie? Jak pozyskiwany jest azot? Jak pozyskiwany jest azot? Nazwij związek wodorowy azotu, jego właściwości fizyczne. Nazwij związek wodorowy azotu, jego właściwości fizyczne. Jak pozyskiwany jest amoniak w laboratorium i przemyśle? Jak pozyskiwany jest amoniak w laboratorium i przemyśle?

Pytania i ćwiczenia Jakie sole tworzy amoniak? Jaka sól tworzy amoniak? Jaka jest jakościowa reakcja na kation amonowy? Jaka jest jakościowa reakcja na kation amonowy? Gdzie stosuje się azot, amoniak, sole amonowe? Gdzie stosuje się azot, amoniak, sole amonowe?

Ćwiczenie Rozwiąż łańcuch transformacji Rozwiąż łańcuch transformacji N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Rozwiąż OVR Rozwiąż OVR NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l wodoru? Oblicz objętość amoniaku (N.O.), który powstaje z 25 litrów azotu i 25 litrów wodoru? Jaka jest masa i objętość 5 moli amoniaku? Jaka jest masa i objętość 5 moli amoniaku? Oblicz gęstość względną wodoru i amoniaku dla powietrza? Oblicz gęstość względną wodoru i amoniaku dla powietrza?

Tlenki azotu Znanych jest kilka tlenków azotu Znanych jest kilka tlenków azotu w H 2 O "gaz rozweselający" NO - tlenek azotu II Bezbarwny, bezwonny, słabo rozpuszczalny N 2 O 3 tlenek azotu III Ciemnoniebieska ciecz, zol. w wodzie. tlenek azotu NO 2 IV Brązowy gaz, trujący N 2 O 5 tlenek azotu V Bezbarwny

Pozyskiwanie W laboratorium W laboratorium NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 azotan sodu wodorosiarczan sodu azotan sodu wodorosiarczan sodu W przemyśle W przemyśle 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O +Q 2. 2NO + O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Właściwości fizyczne Bezbarwna, dymiąca ciecz o ostrym zapachu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie. Skoncentrowany jest bardzo niebezpieczny. Rozkłada się pod działaniem światła. Przechowywać w ciemnym pojemniku. Silny utleniacz. Łatwopalny. Bezbarwna, dymiąca ciecz o ostrym zapachu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie. Skoncentrowany jest bardzo niebezpieczny. Rozkłada się pod działaniem światła. Przechowywać w ciemnym pojemniku. Silny utleniacz. Łatwopalny.

Właściwości chemiczne Wspólne z innymi kwasami Podobnie jak inne kwasy 1. Silny kwas, całkowicie dysocjuje HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reaguj z zasadowymi tlenkami CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reaguj z zasadami Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reaguje z solami słabszych kwasów Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Specyficzne właściwości Rozkłada się podczas ogrzewania iw świetle Rozkłada się podczas ogrzewania iw świetle 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 Podczas interakcji z białkami tworzy się jasnożółta substancja. Podczas interakcji z białkami powstaje jasnożółta substancja. Inaczej reaguje z metalami, ale wodór H2 nigdy nie jest uwalniany Reaguje inaczej z metalami, podczas gdy wodór H2 nigdy nie jest uwalniany Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gaz Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gaz

Sole kwasu azotowego Sole kwasu azotowego - azotany Sole azotowe - azotany Saletra potasowa, sodowa, amonowa i wapniowa to saletra. Saletrami są saletra potasowa, sodowa, amonowa i wapniowa. NaNO3 - saletra sodowa, saletra sodowa NaNO3 - saletra sodowa, saletra sodowa NH4NO3 - saletra amonowa, amoniak NH4NO3 - saletra amonowa, saletra amonowa. saletra. Wszystkie azotany są rozpuszczalne w wodzie. Wszystkie azotany są rozpuszczalne w wodzie. Są silnymi utleniaczami. Są silnymi utleniaczami. Po podgrzaniu wszystkie azotany rozkładają się z uwolnieniem tlenu O 2 Po podgrzaniu wszystkie azotany rozkładają się z uwolnieniem tlenu O 2

Pytania i ćwiczenia Jakie znasz tlenki azotu? Jakie znasz tlenki azotu? Jakie są właściwości fizyczne kwasu azotowego Jakie są właściwości fizyczne kwasu azotowego Opisać właściwości chemiczne kwasu azotowego? Opisać właściwości chemiczne kwasu azotowego? Jakie znasz specyficzne właściwości kwasu azotowego? Jakie znasz specyficzne właściwości kwasu azotowego? Jak powstaje kwas azotowy w laboratorium? Jak powstaje kwas azotowy w laboratorium? Jak przemysłowo wytwarzany jest kwas azotowy? Jak przemysłowo wytwarzany jest kwas azotowy? Gdzie jest używany kwas azotowy? Gdzie jest używany kwas azotowy? Jak nazywają się sole kwasu azotowego i gdzie są używane? Jak nazywają się sole kwasu azotowego i gdzie są używane?

Ćwiczenia Napisz równania reakcji molekularnych i jonowych Napisz równania reakcji molekularnych i jonowych CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Napisz równanie reakcji kwas azotowy z miedzią. Rozwiąż to jako OVR Napisz równanie reakcji conc. kwas azotowy z miedzią. Rozwiąż to jako OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Ćwiczenia Rozwiąż łańcuch przekształceń Rozwiąż łańcuch przekształceń N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Oblicz masę azotanu magnezu, który powstał w wyniku oddziaływania magnezu tlenkiem 120 g roztworu kwasu azotowego o stężeniu 10%. Oblicz masę azotanu magnezu, który powstał w wyniku oddziaływania tlenku magnezu z 120 g roztworu kwasu azotowego o stężeniu 10%. Jaka ilość tlenu zostanie uwolniona podczas rozkładu po podgrzaniu 150 g azotanu sodu? Jaka ilość tlenu zostanie uwolniona podczas rozkładu po podgrzaniu 150 g azotanu sodu? Oblicz ułamek masowy azotu w azotanie glinu. Oblicz ułamek masowy azotu w azotanie glinu.

Lekcja chemii w klasie 10: „Azot i fosfor - pierwiastki p grupy VA”

przygotowany
nauczyciel chemii i biologii
GUO gimnazjum nr 163 Mińsk
Kostiukiewicz Jurij Michajłowicz

W grupie VA układu okresowego znajdują się niemetale azot N i fosfor P, półmetaliczny arsen As, a także antymon Sb i bizmut Bi, które są klasyfikowane jako niemetale. Atomy pierwiastków grupy VA mają 5 elektronów na zewnętrznej warstwie elektronowej. Konfiguracja elektronowa ich zewnętrznej warstwy elektronowej to ns2np3, na przykład: azot - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

W związkach chemicznych atomy azotu i fosforu mogą wykazywać stany utlenienia od -3 do +5.

azot w przyrodzie

Azot jest symbolizowany N
(łac. Azot, czyli „rodząc saletrę”).
Prosta substancja azot (N2) jest w normalnych warunkach raczej gazem obojętnym, bez koloru, smaku i zapachu.
Azot w postaci dwuatomowych cząsteczek N2 stanowi większość atmosfery, gdzie jego zawartość wynosi 78,084% objętości (czyli około 3,87 1015 ton).

azot w kosmosie

Poza Ziemią azot znajduje się w mgławicach gazowych, atmosferze słonecznej, na Uranie, Neptunie, przestrzeni międzygwiazdowej itp. Azot jest czwartym najliczniejszym pierwiastkiem w Układzie Słonecznym (po wodorze, helu i tlenie).

Fosfor w przyrodzie

Fosfor występuje naturalnie w postaci fosforanów. Tak więc fosforan wapnia Ca3(PO4)2 jest głównym składnikiem apatytu mineralnego.
Fosfor znajduje się we wszystkich częściach roślin zielonych, a jeszcze więcej w owocach i nasionach.
Zawarty w tkankach zwierzęcych, wchodzi w skład białek i innych niezbędnych związków organicznych (ATP, DNA), jest elementem życia.

Apatyt

Fosfor

W najprostszej cząsteczce P4 każdy z czterech atomów fosforu jest kowalencyjnie związany z pozostałymi trzema. Fosfor biały składa się z takich czworościennych cząsteczek. Odlewany w obojętnej atmosferze w postaci sztyftów (wlewków), jest przechowywany bez dostępu powietrza pod warstwą oczyszczonej wody lub w specjalnych obojętnych mediach. Chemicznie biały fosfor jest niezwykle aktywny! Na przykład jest powoli utleniany tlenem powietrza już w temperaturze pokojowej i świeci (jasnozielona poświata). Zjawisko tego rodzaju jarzenia na skutek reakcji utleniania chemicznego nazywamy chemiluminescencją (czasami błędnie fosforescencją). Fosfor biały jest wysoce toksyczny. Śmiertelna dawka białego fosforu dla dorosłego mężczyzny wynosi 0,05-0,1 g. Czerwony fosfor ma atomową strukturę polimeryczną, w której każdy atom fosforu jest połączony wiązaniami kowalencyjnymi z trzema innymi atomami. Czerwony fosfor jest nielotny, nierozpuszczalny w wodzie i nietoksyczny. Służy do produkcji zapałek.

W świetle i po podgrzaniu do 300 ° C bez powietrza biały fosfor zamienia się w czerwony fosfor.

Po podgrzaniu pod ciśnieniem około 1200 razy większym niż ciśnienie atmosferyczne, biały fosfor zamienia się w czarny fosfor, który ma atomową sieć krystaliczną. Fosfor czarny jest podobny do metalu w swoich właściwościach fizycznych: przewodzi prąd i błyszczy. Zewnętrznie jest bardzo podobny do grafitu. Fosfor czarny jest najmniej aktywną chemicznie formą fosforu. W 1830 r. francuski chemik Charles Soria wynalazł zapałki fosforowe, które składały się z mieszaniny soli bartoletowej, białego fosforu i kleju. Zapałki te były wysoce łatwopalne, ponieważ zapalały się nawet od wzajemnego tarcia w pudełku i ocierania się o jakąkolwiek twardą powierzchnię, na przykład podeszwę buta. Ze względu na biały fosfor były trujące. W 1855 roku szwedzki chemik Johan Lundström nałożył czerwony fosfor na powierzchnię papieru ściernego i zastąpił nim biały fosfor w główce zapałki. Takie zapałki nie były już szkodliwe dla zdrowia, łatwo zapalały się na wcześniej przygotowanej powierzchni i praktycznie nie zapalały się samoistnie. Johan Lundström opatentowuje pierwszy „szwedzki mecz”, który przetrwał niemal do dziś. W 1855 roku zapałki Lundströma zostały nagrodzone medalem na Wystawie Światowej w Paryżu. Później fosfor został całkowicie usunięty ze składu główek zapałek i pozostał tylko w składzie pasty do smarowania (tarka). Wraz z rozwojem produkcji zapałek „szwedzkich” produkcja zapałek na fosfor biały została zakazana w prawie wszystkich krajach. Najprostsza substancja, azot N2, jest chemicznie nieaktywna iz reguły wchodzi w reakcje chemiczne tylko w wysokich temperaturach. Utleniające właściwości azotu przejawiają się w reakcji z wodorem i aktywnymi metalami. Tak więc wodór i azot łączą się w obecności katalizatora w wysokiej temperaturze i pod wysokim ciśnieniem, tworząc amoniak:

Spośród metali w normalnych warunkach azot reaguje tylko z litem, tworząc azotek litu:

Utleniające właściwości fosforu przejawiają się w interakcji z najbardziej aktywnymi metalami:

Redukujące właściwości azotu i fosforu przejawiają się w interakcji z tlenem. Tak więc azot reaguje z tlenem w temperaturze około 3000˚С, tworząc tlenek azotu (II):

Utlenianiu fosforu białego towarzyszy luminescencja. Fosfor biały i czerwony zapalają się po zapaleniu i palą się olśniewająco jasnym płomieniem z utworzeniem białego dymu tlenku fosforu (IV):

Spalanie fosforu białego Najbardziej aktywny chemicznie, toksyczny i palny fosfor biały. Ponieważ jest bardzo często używany w bombach zapalających. Niestety, amunicja fosforowa jest używana także w XXI wieku!

- Podczas oblężenia Sarajewa pociski fosforowe były używane przez artylerię bośniackich Serbów. W 1992 r. takie pociski spaliły budynek Instytutu Orientalistycznego, w wyniku czego zniszczeniu uległo wiele dokumentów historycznych.
- w latach 2003-2004 były wykorzystywane przez brytyjskie służby wywiadowcze w okolicach Basry w Iraku.
- w 2004 roku Stany Zjednoczone użyły przeciwko podziemiu partyzanckiemu w Iraku w bitwie o Faludżę.
latem 2006 roku, podczas II wojny libańskiej, armia izraelska użyła pocisków artyleryjskich z białym fosforem.
w 2009 roku podczas operacji „Płynny ołów” w Strefie Gazy armia izraelska użyła dopuszczonej przez prawo międzynarodowe amunicji zawierającej biały fosfor.
Od 2009 roku palestyńscy terroryści ładują swoje rakiety białym fosforem.

Pojawienie się wędrujących świateł na starych cmentarzach i bagnach spowodowane jest zapaleniem w powietrzu fosforowodoru PH3 i innych związków zawierających fosfor. W powietrzu produkty połączenia fosforu z wodorem samorzutnie zapalają się, tworząc świetlisty płomień i kropelki kwasu fosforowego, produktu oddziaływania tlenku fosforu (V) z wodą. Te kropelki tworzą rozmyty zarys „ducha”. Głównym zastosowaniem azotu jest produkcja amoniaku. Azot jest również używany do tworzenia obojętnego środowiska podczas suszenia materiałów wybuchowych oraz przechowywania cennych obrazów i rękopisów. Ponadto żarówki elektryczne wypełnione są azotem.

Stosowanie prostych substancji

Produkcja
amoniak

Większość nowoczesnych lamp jest wypełniona gazami chemicznie obojętnymi. Ze względu na niski koszt najczęściej spotykane są mieszaniny azotu N2 z argonem Ar.

Do produkcji zapałek wykorzystuje się czerwony fosfor, kwas fosforowy, który z kolei trafia do produkcji nawozów fosforowych i dodatków paszowych dla zwierząt gospodarskich. Ponadto fosfor jest wykorzystywany do produkcji pestycydów. Praca domowa: paragraf §49. Lista wykorzystanych źródeł