Prezentare despre azot și fosfor. Prezentare pe tema „Elemente-p-azot și fosfor ale grupului VA”

Pentru a utiliza previzualizarea prezentărilor, creați un cont Google (cont) și conectați-vă: https://accounts.google.com

Subtitrările diapozitivelor:

1. Te avertizez din timp: sunt irespirabil! Dar toți parcă nu aud Și mă respiră mereu. 2. Sunt un element luminifer. Îți aprind un chibrit într-o clipă. Mă vor arde - iar sub apă oxidul meu va deveni acid.

Poziția azotului și a fosforului în sistemul periodic

Caracteristicile azotului și fosforului. proprietățile azotului.

Cinci chimiști celebri din secolul al XVIII-lea. a dat un anumit nemetal, care sub formă de substanță simplă este un gaz și este format din molecule diatomice, cinci denumiri diferite. - „aer otrăvitor” - „aer deflogistic” - „aer stricat” - „aer sufocant” - „aer fără viață” În 1772, chimistul, botanistul și medicul scoțian Daniel Rutherford În 1772, chimistul englez Joseph Priestley În 1773, suedezul chimistul apoticar Carl Scheele În 1774, chimistul englez Henry Cavendish În 1776, chimistul francez Antoine Lavoisier

GĂSIREA AZOT ÎN NATURĂ: în stare liberă în atmosferă

GĂSIREA AZOT ÎN NATURĂ: sub formă de compuși anorganici În cantități mici în sol: sub formă de săruri și nitrați de amoniu. Azotul organic al plantelor și animalelor (acizi nucleici, proteine)

SEMNE DE COMPARAȚIE AZOT FOSFOR POZIȚIA ÎN PSCE STRUCTURA ATOMULUI Numărul de electroni într-un atom 7, protoni în nucleu 7, numărul de neutroni în nucleu 7 Circuit electronic: 1s 2 2s 2 2p 3 GRADE DE OXIDARE 3 perioada V grupa principală subgrup Număr de serie 15; masa atomică relativă 31 2 perioada V grupa Subgrupa principală Numărul ordinal 7; masa atomică relativă 14 P +15) 2) 8) 5 Numărul de electroni dintr-un atom 15, protoni din nucleu 15, numărul de neutroni din nucleu 16 Circuit electronic: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Determinați stările de oxidare ale azotului în compușii: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 compus NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

STRUCTURA MOLECULEI N N N  N LEGĂTURĂ: - COVALENT NEPOLAR - TRIPLU - MOLECULĂ PUTERNICĂ: - FOARTE STABĂ - REACTIVITATE MICĂ 1 3 4 2

N 2 Proprietăți fizice: V, C, Z, M puțin mai ușor decât aerul, t balot = -196 0 C, t pl = -210 0 C

În industrie, azotul se obține prin distilare în aer, în laborator - prin descompunerea termică a compușilor (cel mai adesea NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Fosforul se obține prin calcinarea fosfatului de calciu cu cărbune și nisip in cuptoare electrice la 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Preparare.

Proprietățile chimice ale azotului Fosforul cu metale în camera t reacționează cu Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N la t mare - cu altele Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reacționează cu Me 3 când încălzit Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 cu oxigen la t foarte mare (aproximativ 3000 ° C) N 2 + O 2 \u003d 2 NO fosforul alb se aprinde spontan, iar roșu arde atunci când este încălzit 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 cu hidrogen în prezența unui catalizator la presiune ridicată și t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Aplicații Producția de amoniac Crearea unei atmosfere inerte Crearea temperaturilor scăzute Saturarea suprafeței de oțel pentru creșterea rezistenței Azot lichid în medicină Sinteza amoniacului Producția de îngrășăminte Sinteza acidului azotic Crearea unei atmosfere inerte N2

Întrebări pentru autocontrol Gazul este incolor, insipid și inodor Molecula este diatomică Conținutul în aer este de 78% În laborator se obține prin descompunerea KMnO 4 și H 2 O 2 În industrie - din aerul lichid Este chimic inactiv Interacționează cu aproape toate substanțele simple Procesele de respirație și fotosinteză sunt asociate cu acesta Este parte integrantă a proteinelor Participa la ciclul substanțelor din natură

VERIFICAȚI-VĂ O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. „5” N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. „5” 1-2 erori „4” 3-4 erori « 3 » 5 erori și mai multe « 2 » Pe exemplul informațiilor despre azot, dați argumente în favoarea a două puncte de vedere: 1. Azotul - „fără viață” 2. Azotul - elementul principal al vieții pe Pământ.

slide 2

În grupa VA a sistemului periodic se află nemetalele azotN și fosforul P, arsenul semimetalic As, precum și antimoniul Sb și bismutul Bi, care sunt clasificate ca nemetale.

slide 3

Atomii elementelor grupului VA au 5 electroni pe stratul exterior de electroni. Configurația electronică a stratului lor de electroni exterior este ns2np3, de exemplu: azot - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

În compușii chimici, atomii de azot și fosfor pot prezenta stări de oxidare de la -3 la +5.

slide 4

azot în natură

Azotul este notat cu simbolul N (lat. Nitrogen, adică „născând salitrul”). Substanța simplă azotul (N2) este un gaz destul de inert în condiții normale, incolor, insipid și inodor. Azotul, sub formă de molecule biatomice de N2, constituie cea mai mare parte a atmosferei, unde conținutul său este de 78,084% în volum (adică aproximativ 3,87 1015 tone).

slide 5

azotul în spațiu

În afara Pământului, azotul se găsește în nebuloasele gazoase, atmosfera solară, pe Uranus, Neptun, spațiul interstelar și altele.Azotul este al 4-lea element cel mai abundent din sistemul solar (după hidrogen, heliu și oxigen).

slide 6

Fosforul în natură

Fosforul se găsește în mod natural sub formă de fosfați. Astfel, fosfatul de calciu Ca3(PO4)2 este componenta principală a apatitei minerale. Fosforul se găsește în toate părțile plantelor verzi și chiar mai mult în fructe și semințe. Conținut în țesuturile animale, face parte din proteine și alți compuși organici esențiali (ATP, ADN), este un element al vieții. Apatit

Slide 7

Substanța simplă azot este formată din molecule biatomice de N2. În molecula de N2, atomii de azot sunt legați printr-o legătură nepolară covalentă triplă. Energia legăturii triple este mare și se ridică la 946 kJ/mol. Prin urmare, ruperea legăturilor și formarea de atomi și molecule de azot are loc numai la temperaturi peste 3000°C. Forța mare a legăturii în molecule determină inerția chimică a azotului.

Slide 8

În stare liberă, fosforul formează mai multe modificări alotrope, care sunt numite fosfor alb, roșu și negru.

Slide 9

Slide 10

Din punct de vedere chimic, fosforul alb este extrem de activ! De exemplu, este oxidat lent de oxigenul din aer deja la temperatura camerei și strălucește (strălucire verde pal). Fenomenul acestui tip de strălucire datorat reacțiilor de oxidare chimică se numește chemiluminiscență (uneori în mod eronat fosforescență). Fosforul alb este foarte toxic. Doza letală de fosfor alb pentru un bărbat adult este de 0,05-0,1 g.

diapozitivul 11

Fosforul roșu are o structură polimerică atomică în care fiecare atom de fosfor este legat de alți trei atomi prin legături covalente.Fosforul roșu nu este volatil, insolubil în apă și netoxic. Este folosit la fabricarea chibriturilor.

La lumină și când este încălzit la 300 ° C fără aer, fosforul alb se transformă în fosfor roșu.

slide 12

diapozitivul 13

În 1830, chimistul francez Charles Soria a inventat chibrituri de fosfor, care constau dintr-un amestec de sare barthollet, fosfor alb și lipici. Aceste chibrituri erau foarte inflamabile, deoarece luau foc chiar și în urma frecării reciproce în cutie și la frecarea de orice suprafață tare, de exemplu, talpa unei bocanci. Din cauza fosforului alb, erau otrăvitori.În 1855, chimistul suedez Johan Lundström a aplicat fosfor roșu pe suprafața hârtiei abrazive și a înlocuit fosforul alb în compoziția capului chibritului cu acesta. Astfel de chibrituri nu mai erau dăunătoare sănătății, se aprindeau ușor pe o suprafață pregătită în prealabil și practic nu se aprindeau spontan. Johan Lundström brevetează primul „meci suedez”, care a supraviețuit aproape până astăzi. În 1855, meciurile lui Lundström au primit o medalie la Expoziția Mondială de la Paris. Ulterior, fosforul a fost eliminat complet din compoziția capetelor de chibrit și a rămas doar în răspândire (răzătoare).Odată cu dezvoltarea producției de chibrituri „suedeze”, producția de chibrituri cu fosfor alb a fost interzisă în aproape toate țările.

Slide 14

Cea mai simplă substanță, azotul N2, este inactiv din punct de vedere chimic și, de regulă, intră în reacții chimice numai la temperaturi ridicate.Proprietățile oxidante ale azotului se manifestă în reacția cu hidrogenul și metalele active. Deci, hidrogenul și azotul se combină în prezența unui catalizator la temperatură ridicată și presiune înaltă, formând amoniac:

Dintre metale, în condiții normale, azotul reacționează numai cu litiul, formând nitrură de litiu:

diapozitivul 15

Proprietățile oxidante ale fosforului se manifestă atunci când interacționează cu cele mai active metale:

Proprietățile reducătoare ale azotului și fosforului se manifestă atunci când interacționează cu oxigenul. Deci, azotul reacționează cu oxigenul la o temperatură de aproximativ 3000˚С, formând oxid nitric (II):

slide 16

Fosforul este, de asemenea, oxidat de oxigen, prezentând astfel proprietăți reducătoare. Dar diferitele modificări ale fosforului au activitate chimică diferită. De exemplu, fosforul alb este ușor oxidat în aer la temperatura camerei pentru a forma oxid de fosfor (III):

Oxidarea fosforului alb este însoțită de luminiscență. Fosforul alb și roșu se aprind atunci când este aprins și ard cu o flacără orbitor de strălucitoare cu formarea de fum alb de oxid de fosfor (IV):

Slide 17

Arderea fosforului alb

Slide 18

Cel mai activ din punct de vedere chimic, toxic și combustibil fosfor alb. Prin urmare, este foarte des folosit la bombe incendiare.Din păcate, muniția cu fosfor este folosită și în secolul XXI!

În timpul asediului Saraievoi, obuzele cu fosfor au fost folosite de artileria sârbă bosniacă. În 1992, astfel de obuze au ars clădirea Institutului de Studii Orientale, în urma căreia multe documente istorice au fost distruse. - in 2003-2004 au fost folosite de serviciile britanice de informatii in vecinatatea Basra din Irak. - în 2004, Statele Unite au folosit împotriva gherilei subterane din Irak în bătălia pentru Fallujah. în vara anului 2006, în timpul celui de-al Doilea Război din Liban, obuzele de artilerie cu fosfor alb au fost folosite de armata israeliană. în 2009, în timpul operațiunii Plumb turnat în Fâșia Gaza, armata israeliană a folosit muniție care conținea fosfor alb permise de dreptul internațional. Din 2009, teroriștii palestinieni își încarcă rachetele cu fosfor alb.

Slide 19

Slide 20

Principala aplicație a azotului este producerea de amoniac. Azotul este, de asemenea, folosit pentru a crea un mediu inert la uscarea explozivilor și la depozitarea picturilor și manuscriselor valoroase. În plus, lămpile electrice cu incandescență sunt umplute cu azot.

Aplicarea substanțelor simple Producerea amoniacului Majoritatea lămpilor moderne sunt umplute cu gaze inerte chimic. Amestecurile de azot N2 cu argon Ar sunt cele mai frecvente datorită costului lor scăzut.

slide 1

slide 2

slide 3

slide 4

slide 5

slide 6

Slide 7

Slide 8

Slide 9

Slide 10

diapozitivul 11

slide 12

diapozitivul 13

Slide 14

diapozitivul 15

slide 16

Slide 17

Slide 18

Slide 19

Slide 20

diapozitivul 21

slide 22

slide 23

slide 24

Slide 25

slide 26

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Prezentarea pe tema „Fosfor” poate fi descărcată absolut gratuit de pe site-ul nostru. Subiectul proiectului: Chimie. Diapozitivele și ilustrațiile colorate vă vor ajuta să vă mențineți colegii de clasă sau publicul interesat. Pentru a vizualiza conținutul, utilizați playerul sau, dacă doriți să descărcați raportul, faceți clic pe textul corespunzător de sub player. Prezentarea conține 29 de diapozitive.

Diapozitive de prezentare

slide 1

Material pentru repetare și pregătire pentru profesorul de chimie GIA al Instituției de Învățământ Municipal „Gimnaziul nr. 1”, Saratov Shishkina I.Yu.

slide 2

Introducere……………………………………………………………………………. Istoria dezvoltării fosforului………………………………………………………… Compuși naturali și producția de fosfor………………………………… ……... Proprietăți chimice ………………………………………………………………………………… Modificări alotropice…………………………………………… …………….. a) alb…………………………………………………………………………………….. b) roșu……… …………………………… …………………………… c) negru…………………………………………………………………………………… . Oxizi de fosfor……………………………………………………………………………… Acid ortofosforic……………………………………………………………………………… …… ……... Ortofosfați…………………………………………………………………………………. Fosforul în corpul uman…………………………………………………….. Chibrituri………………………………………………………… …… …………………. Îngrășămintele fosfatice……………………………………………………………………….. Concluzie……………………………………………………………………… … ………………. 1. Valoarea fosforului………………………………………………………………….. 2. Utilizarea fosforului……………………………………… ……………… ……… Bibliografie…………………………………………………………..

slide 3

Introducere:

A cincea grupă a sistemului periodic include două elemente tipice azot și fosfor - și subgrupuri de arsen și vanadiu. Există o diferență semnificativă de proprietăți între primul și al doilea element tipic. În starea substanțelor simple, azotul este un gaz, iar fosforul este un solid. Aceste două substanțe au primit o gamă largă de aplicații, deși atunci când azotul a fost izolat pentru prima dată din aer a fost considerat un gaz dăunător și s-au făcut mulți bani din vânzarea fosforului (fosforul a fost apreciat pentru capacitatea sa de a străluci în întuneric. ).

slide 4

Istoria descoperirii fosforului

În mod ironic, fosforul a fost descoperit de mai multe ori. Și de fiecare dată când au primit-o din... urină. Există referințe că alchimistul arab Alhild Bekhil (secolul al XII-lea) a descoperit fosforul în timpul distilării urinei amestecate cu argilă, var și cărbune. Cu toate acestea, data descoperirii fosforului este considerată a fi 1669. Alchimistul amator din Hamburg Henning Brand, un comerciant ruinat care visa să-și îmbunătățească afacerile cu ajutorul alchimiei, a procesat o mare varietate de produse. Presupunând că produsele fiziologice ar putea conține „materia primordială” considerată a fi baza Pietrei Filosofale, Brand a devenit interesat de urina umană. A colectat aproximativ o tonă de urină din barăcile soldaților și a evaporat-o într-un lichid siropos. Acest lichid l-a distilat din nou și a obținut un „ulei urinar” roșu greu, care a fost distilat pentru a forma un reziduu solid. Încălzindu-l pe acesta din urmă, fără acces la aer, a observat formarea unui fum alb, care s-a așezat pe pereții vasului și a strălucit puternic în întuneric. Marca numită substanța pe care a primit-o fosfor, care în greacă înseamnă „purtător de lumină”. Timp de câțiva ani, „rețeta de preparare” pentru fosfor a fost păstrată în cea mai strictă încredere și a fost cunoscută doar de câțiva alchimiști. Fosforul a fost descoperit pentru a treia oară de R. Boyle în 1680. Într-o formă oarecum modificată, vechea metodă de obținere a fosforului a fost folosită și în secolul al XVIII-lea: se încălzește un amestec de urină cu oxid de plumb (PbO), sare comună (NaCl), potasiu (K2CO3) și cărbune (C). Abia în 1777, K.V. Scheele a dezvoltat o metodă de obținere a fosforului din coarnele și oasele animalelor.

slide 5

Compuși naturali și obținerea fosforului

În ceea ce privește prevalența în scoarța terestră, fosforul este înaintea azotului, sulfului și clorului. Spre deosebire de azot, fosforul, datorită activității sale chimice ridicate, apare în natură numai sub formă de compuși. Cele mai importante minerale ale fosforului sunt apatita Ca5 (PO4) 3X (X este fluor, mai rar clor și o grupare hidroxil) și fosforitul, a cărui bază este Ca3 (PO4) 2. Cel mai mare zăcământ de apatită este situat în Peninsula Kola, în regiunea Munților Khibiny. Depozitele de fosforit sunt situate în munții Karatau, în regiunile Moscova, Kaluga, Bryansk și în alte locuri. Fosforul face parte din unele substanțe proteice conținute în organele generatoare ale plantelor, în țesuturile nervoase și osoase ale organismelor animale și umane. Celulele creierului sunt deosebit de bogate în fosfor. Astăzi, fosforul este produs în cuptoarele electrice prin reducerea apatitei cu cărbune în prezența siliciului: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Vaporii de fosfor la această temperatură sunt formați aproape în întregime din molecule de P2, care, la răcire, se condensează în molecule P4.

slide 6

Proprietăți chimice

Configurația electronică a atomului de fosfor este 1s22s22p63s23p3 Stratul exterior de electroni conține 5 electroni. Prezența a trei electroni nepereche la nivelul energiei externe explică faptul că, în starea normală, neexcitată, valența fosforului este 3. Dar la al treilea nivel de energie există celule libere ale orbitalilor d, prin urmare, la trecerea la un excitat. stare, 3S-electroni se vor separa, trec la subnivelul d , ceea ce duce la formarea a 5 elemente nepereche. Astfel, valența fosforului în starea excitată este de 5. În compuși, fosforul prezintă de obicei o stare de oxidare de +5 (P2O5, H3PO4), mai rar +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Slide 7

Trecerea atomului de fosfor la o stare excitată

Slide 9

Fosfor alb

Modificarea albă a fosforului rezultată din condensarea vaporilor are o rețea cristalină moleculară, în nodurile căreia sunt dislocate moleculele P4. Datorită slăbiciunii forțelor intermoleculare, fosforul alb este volatil, fuzibil, tăiat cu un cuțit și se dizolvă în solvenți nepolari, cum ar fi disulfura de carbon. Fosforul alb este o substanță foarte reactivă. Reacționează puternic cu oxigenul, halogenii, sulful și metalele. Oxidarea fosforului în aer este însoțită de încălzire și strălucire. Prin urmare, fosforul alb este stocat sub apă, cu care nu reacționează. Fosforul alb este foarte toxic. Aproximativ 80% din producția totală de fosfor alb merge la sinteza acidului fosforic pur. Acesta, la rândul său, este folosit pentru a produce polifosfați de sodiu (sunt folosiți pentru a reduce duritatea apei de băut) și fosfați alimentari. Restul de fosfor alb este folosit pentru a crea substanțe care formează fum și amestecuri incendiare. Ingineria sigurantei. În producerea fosforului și a compușilor săi sunt necesare precauții speciale, deoarece fosforul alb este o otravă puternică. Munca prelungită într-o atmosferă de fosfor alb poate duce la boli ale țesutului osos, pierderea dinților, necroza zonelor maxilarului. Când este aprins, fosforul alb provoacă arsuri dureroase care nu se vindecă mult timp. Fosforul alb trebuie depozitat sub apă, în recipiente ermetice. Arderea fosforului se stinge cu dioxid de carbon, soluție de CuSO4 sau nisip. Pielea arsă trebuie spălată cu soluție de KMnO4 sau CuSO4. Antidotul pentru intoxicația cu fosfor este o soluție de 2% CuSO4. În timpul depozitării pe termen lung, precum și atunci când este încălzit, fosforul alb se transformă într-o modificare roșie (a fost primit pentru prima dată abia în 1847). Denumirea de fosfor roșu se referă la mai multe modificări simultan, care diferă în densitate și culoare: variază de la portocaliu la roșu închis și chiar violet. Toate soiurile de fosfor roșu sunt insolubile în solvenți organici și, în comparație cu fosforul alb, sunt mai puțin reactive și au o structură polimerică: acestea sunt tetraedre P4 conectate între ele în lanțuri nesfârșite.

Slide 10

Fosfor roșu și negru

Fosforul roșu este folosit în metalurgie, producția de materiale semiconductoare și lămpi cu incandescență și este folosit în producția de chibrituri. Cea mai stabilă modificare a fosforului este fosforul negru. Se obtine prin transformarea alotropica a fosforului alb la t=2200C si presiune mare. În aparență, seamănă cu grafitul. Structura cristalină a fosforului negru este stratificată, constând din straturi ondulate (Fig. 2). Fosforul negru este cea mai puțin activă modificare a fosforului. Când este încălzit fără acces la aer, acesta, ca și roșu, trece în vapori, din care se condensează în fosfor alb.

diapozitivul 11

Un experiment care ilustrează tranziția fosforului roșu la alb

1-molecule de fosfor alb; 2-cristalin. rețea de fosfor negru

slide 12

Oxid de fosfor (V) - Р2О5

Fosforul formează mai mulți oxizi. Cel mai important dintre ele este oxidul de fosfor (V) P4O10. Adesea formula sa este scrisă într-o formă simplificată - P2O5. Structura acestui oxid păstrează aranjamentul tetraedric al atomilor de fosfor. Cristale albe, t se topesc = 5700°C, se fierb t = 6000°C, ρ = 2,7 g/cm3. Are mai multe modificari. În vapori este format din molecule P4H10, este foarte higroscopic (folosit ca desicant pentru gaze și lichide). Preparare: 4P + 5O2 = 2P2O5 Proprietăți chimice Toate proprietățile chimice ale oxizilor acizi: reacționează cu apa, oxizii bazici și alcalii 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (acid metafosforic) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (acid pirofosforic) + acid pirofosforic) P252) 3BaO =Ba3(PO4)2 Datorită higroscopicității sale excepționale, oxidul de fosfor (V) este utilizat în laborator și în tehnologia industrială ca agent de uscare și deshidratare. În efectul său de uscare, depășește toate celelalte substanțe.

diapozitivul 13

Acid ortofosforic.

Sunt cunoscuți mai mulți acizi care conțin fosfor. Cel mai important dintre ele este acidul ortofosforic H3PO4.Acidul ortofosforic anhidru este un cristal ușor transparent, deliquescent în aer la temperatura camerei. Punct de topire 42,35°C. Cu apă, acidul fosforic formează soluții de orice concentrație.

Slide 14

diapozitivul 15

Proprietățile fizice ale H3PO4

Acidul ortofosforic în formă pură în condiții normale este cristale rombice incolore, care se topesc la o temperatură de 42,3 ° C. Cu toate acestea, chimiștii întâlnesc rar un astfel de acid. Mult mai des au de-a face cu H3PO4 * 0,5 H2O hemihidrat, care precipită sub formă de prisme hexagonale incolore atunci când soluțiile apoase concentrate de acid fosforic sunt răcite. Punctul de topire al hemihidratului este de 29,3°C. H3PO4 pur după topire formează un lichid uleios vâscos cu conductivitate electrică scăzută și difuzivitate foarte redusă. Aceste proprietăți, precum și un studiu detaliat al spectrelor, arată că moleculele de H3PO4 în acest caz nu sunt practic disociate și sunt unite prin legături puternice de hidrogen într-o singură structură macromoleculară. De regulă, moleculele sunt conectate între ele prin una, rar două și foarte rar trei legături de hidrogen. Dacă acidul este diluat cu apă, este mai probabil ca moleculele sale să formeze legături de hidrogen cu apa decât între ele. Din cauza unei astfel de „simpatii” pentru apă, acidul se amestecă cu ea în orice relație. Energia de hidratare aici nu este la fel de mare ca cea a acidului sulfuric; prin urmare, încălzirea H3PO4 la diluare nu este atât de puternică, iar disocierea este mai puțin pronunțată. Conform primei etape de disociere, acidul fosforic este considerat un electrolit de putere medie (25 - 30%), conform celui de-al doilea - slab, conform celui de-al treilea - foarte slab.

Slide 17

Proprietățile chimice ale H3PO4

La neutralizarea acidului fosforic cu alcalii, se formează săruri: dihidrofosfați, hidrofosfați și, de asemenea, fosfați, de exemplu:

Slide 18

Fosforul în corpul uman

Într-un corp uman care cântărește 70 kg. Conține aproximativ 780 g de fosfor. Sub formă de fosfați de calciu, fosforul este prezent în oasele oamenilor și ale animalelor. De asemenea, este inclus în compoziția proteinelor, fosfolipidelor, acizilor nucleici; compușii fosforului sunt implicați în metabolismul energetic (acid adenizin trifosforic, ATP). Necesarul zilnic de fosfor al organismului uman este de 1,2 g. Cantitatea principală o consumăm cu lapte și pâine (100 g de pâine conțin aproximativ 200 mg de fosfor). Peștele, fasolea și unele tipuri de brânză sunt cele mai bogate în fosfor. Interesant este că pentru o alimentație adecvată este necesar să se mențină un echilibru între cantitatea de fosfor și calciu consumată: raportul optim în aceste elemente alimentare este de 1,5/1. Un exces de alimente bogate în fosfor duce la scurgerea calciului din oase, iar cu un exces de calciu se dezvoltă urolitiaza.

Slide 19

Suprafața incendiară a cutiei de chibrituri este acoperită cu un amestec de fosfor roșu și pulbere de sticlă. Compoziția capului de chibrit include agenți oxidanți (PbO2, KClO3, BaCrO4) și agenți reducători (S, Sb2S3). Cu frecarea de la suprafata incendiara, amestecul aplicat pe chibrit se aprinde. Primele chibrituri din fosfor - cu cap de fosfor alb - au fost create abia în 1827. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Astfel de chibrituri luau foc la frecare de orice suprafață, ceea ce ducea adesea la incendii. În plus, fosforul alb este foarte toxic. Sunt descrise cazuri de otrăvire cu chibrituri de fosfor, atât din cauza manipulării neglijente, cât și în scop de sinucidere: pentru aceasta a fost suficient să mănânci câteva capete de chibrit. De aceea, chibriturile de fosfor au fost înlocuite cu altele sigure, care ne servesc cu fidelitate până astăzi. Producția industrială de chibrituri de siguranță a început în Suedia în anii 60. al XIX-lea.

slide 24

Valoarea fosforului

Acidul fosforic este de mare importanță ca unul dintre cele mai importante componente ale nutriției plantelor. Fosforul este folosit de plante pentru a-și construi cele mai vitale părți, semințe și fructe. Derivații acidului ortofosforic sunt foarte necesari nu numai pentru plante, ci și pentru animale. Oasele, dinții, scoici, gheare, ace, țepi în majoritatea organismelor vii constau în principal din ortofosfat de calciu. În plus, acidul fosforic, formând diverși compuși cu substanțe organice, este implicat activ în metabolismul unui organism viu cu mediul. Ca rezultat, derivații de fosfor se găsesc în oase, creier, sânge, mușchi și țesuturi conjunctive ale organismelor umane și animale. Există mai ales mult acid fosforic în compoziția celulelor nervoase (creierului), ceea ce a permis A.E. Fersman, un geochimist binecunoscut, a numit fosforul „element al gândirii”. Foarte negativ (rahitismul bolilor animalelor, anemie etc.) afectează starea organismului prin scăderea conținutului de compuși ai fosforului din dietă sau introducerea acestora într-o formă nedigerabilă.

Slide 25

Utilizarea fosforului

Acidul ortofosforic este utilizat în prezent pe scară largă. Principalul său consumator este producția de fosfat și îngrășăminte combinate. În aceste scopuri, aproximativ 100 de milioane de tone de minereu care conțin fosfor sunt extrase anual în întreaga lume.Îngrășămintele cu fosfor nu numai că ajută la creșterea randamentului diferitelor culturi, dar oferă plantelor rezistență la iarnă și rezistență la alte condiții climatice nefavorabile, creează condiții. pentru o coacere mai rapida a culturilor in zonele cu perioada vegetativa scurta. De asemenea, au un efect benefic asupra solului, contribuind la structurarea acestuia, la dezvoltarea bacteriilor din sol, modificând solubilitatea altor substanțe conținute în sol și suprimând unele dintre substanțele organice nocive rezultate. O mulțime de acid ortofosforic este consumat de industria alimentară. Faptul este că acidul fosforic diluat are un gust foarte plăcut, iar micile sale adaosuri la marmelade, limonade și siropuri le îmbunătățesc semnificativ gustul. Unele săruri ale acidului fosforic au aceeași proprietate. Fosfații hidrogenați de calciu, de exemplu, au fost incluși de mult în praful de copt, îmbunătățind gustul chiflelor și al pâinii. Alte aplicații industriale ale acidului fosforic sunt, de asemenea, de interes. De exemplu, s-a observat că impregnarea lemnului cu acidul însuși și sărurile sale face lemnul incombustibil. Pe această bază, acum sunt produse vopsele ignifuge, plăci incombustibile din fosfo-lemn, spumă de fosfat incombustibilă și alte materiale de construcție. Diverse săruri ale acidului fosforic sunt utilizate pe scară largă în multe industrii, în construcții, în diverse domenii ale tehnologiei, în utilitățile publice și viața de zi cu zi, pentru protecția împotriva radiațiilor, pentru dedurizarea apei, combaterea depunerilor din cazan și fabricarea diverșilor detergenți. Acidul fosforic, acizii condensați și fosfații dehidrogenați servesc ca catalizatori în procesele de deshidratare, alchilare și polimerizare a hidrocarburilor. Un loc special îl ocupă compușii organofosforici ca extractanți, plastifianți, lubrifianți, aditivi pentru praf de pușcă și absorbanți în unitățile frigorifice. Sărurile de alchil fosfat acid sunt utilizate ca agenți tensioactivi, antigel, îngrășăminte speciale, anticoagulante de latex, etc. Alchil fosfatii acizi sunt utilizați pentru procesarea extracției lichidelor de minereu de uraniu.

slide 26

Fosfor 1. Scrieți formula electronică a atomului de fosfor. Explicați ce se întâmplă cu configurația electronică a unui atom când acesta prezintă cea mai mare stare de oxidare. 2. Ce stări de oxidare poate prezenta fosforul în compuși? Dați exemple de acești compuși. Scrieți formula electronică a atomului de fosfor în starea de oxidare +3. 3. Care sunt principalele diferențe între proprietățile fizice și chimice ale fosforului roșu și alb. Cum poate fi separat fosforul roșu de impuritățile albe? 4. Calculați densitatea relativă a fosfinei din hidrogen și aer. Este fosfina mai ușoară sau mai grea decât aceste gaze? 5. Cum se poate face trecerea de la fosforul roșu la alb și invers? Sunt aceste procese fenomene chimice? Explicați răspunsul. 6. Calculați masa de fosfor care trebuie ars în oxigen pentru a obține oxid de fosfor (V) cu o greutate de 3,55 g? 7. Un amestec de fosfor roșu și alb cântărind 20 g a fost tratat cu disulfură de carbon. Reziduul nedizolvat a fost separat și cântărit, masa sa a fost de 12,6 g. Calculați fracția de masă a fosforului alb din amestecul inițial. 8. Care este tipul de legătură chimică în compuși: a) РН3; b) PCl5; c) Li3P. În substanțele polare, indicați direcția deplasării perechilor de electroni comuni. 9. Fosfina poate fi obţinută prin acţiunea acidului clorhidric asupra fosfurei de calciu. Calculați volumul de fosfină (condiții normale) care se formează din 9,1 g de fosfură de calciu. Fracția de masă a randamentului de produs este de 90%.

Slide 27

Acid fosforic și sărurile sale

1. Scrieţi ecuaţiile de reacţie dintre acidul fosforic şi următoarele substanţe: a) oxid de magneziu; b) carbonat de potasiu; c) azotat de argint; d) sulfat de fier (II). 2. Scrieți ecuațiile de reacție dintre acidul ortofosforic și hidroxidul de potasiu, în urma cărora se formează 3 tipuri de săruri: medii și două acide. 3. Care dintre acizi este un agent oxidant mai puternic: nitric sau ortofosforic? Explicați răspunsul. 4. Scrieți ecuațiile reacției prin care se pot efectua următoarele transformări: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Scrieți ecuațiile acestor reacții. 6. Utilizând metoda echilibrului electronic, selectați coeficienții din schemele următoarelor reacții redox: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO acizi 40% pot se obtine din fosforit cu o greutate de 100 kg cu o fractiune de masa de Ca3 (PO4) 2 93%? 8. Acidul fosforic cu o greutate de 195 kg a fost obținut din fosforit natural cu o greutate de 310 kg. Calculați fracția de masă a Ca3(PO4)2 în fosforit natural. 9. O soluţie apoasă conţinând acid fosforic cântărind 19,6 g a fost neutralizată cu hidroxid de calciu cântărind 18,5 g. Se determină masa precipitatului de CaHPO4 2H2O format. 10. Există o soluție de acid fosforic cântărind 150 g (fracția de masă a H3PO4 24,5%). Calculați volumul de amoniac (condiții normale) care trebuie trecut prin soluție pentru a obține fosfat dihidrogen de amoniu. 11. Ce sare se formează dacă se adaugă 2,8 g hidroxid de potasiu la o soluție care conține H3PO4 cu o greutate de 4,9 g? Calculați masa sării rezultate

Slide 28

Îngrășăminte minerale

1. Ce îngrășăminte cu azot și fosfat cunoașteți? Scrieți ecuațiile de reacție pentru producerea lor. De ce plantele au nevoie de azot și fosfor? 2. Determinați fracția de masă a oxidului de fosfor (V) în precipitatul de CaHPO4 2H2O. 3. Fracția de masă a oxidului de fosfor (V) în superfosfat este de 20%. Determinați masa de superfosfat care trebuie introdusă sub un pom fructifer dacă pentru dezvoltarea normală a pomului este necesar fosfor cu o greutate de 15,5 g 4. Fracția de masă a azotului din îngrășământ este de 14%. Tot azotul este inclus în îngrășământ în compoziția ureei CO(NH2)2. Calculați fracția de masă a ureei din acest îngrășământ. 5. În superfosfat, fracția de masă a oxidului de fosfor (V) este de 25%. Calculați fracția de masă a Ca(H2PO4)2 din acest îngrășământ. 6. Calculați masa de sulfat de amoniu, care trebuie luată pentru a introduce în sol azot cu o greutate de 2 tone pe o suprafață de 5 hectare.Ce masă de îngrășământ trebuie aplicată pe fiecare metru pătrat de sol? 7. Calculați masa de azotat de amoniu care trebuie aplicat pe o suprafață de 100 ha dacă masa de azot aplicată pe o suprafață de 1 ha trebuie să fie de 60 kg. 8. Oxidul de fosfor (V) cu o greutate de 0,4 kg trebuie introdus în sol de sub pomul fructifer. Ce masă de superfosfat ar trebui luată în acest caz, dacă fracția de masă a oxidului de fosfor (V) asimilabil din acesta este de 20%? 9. Sub pomul fructifer, este necesar să adăugați azotat de amoniu cu o greutate de 140 g (fracția de masă a azotului în nitrat este de 35%). Determinați masa de sulfat de amoniu, care poate fi folosită pentru a adăuga aceeași cantitate de azot.

Slide 29

Referințe: 1. F.G. Feldman, G.E. Rudzitis. CHIMIE. Manual pentru instituțiile de învățământ clasa a 9-a. - M., ediția a V-a, LUMINILE, 1997. 2. CHIMIE. Materiale de referinta. Sub conducerea lui Yu.D. Tretyakov, - M., EDUCAȚIE, 1984. 3. CHIMIE. Manual pentru școlari, - M., 1995. 4. CHIMIE. Enciclopedie pentru copii. Volumul 17, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Fosfor și compușii săi, trad. din engleză, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Textul trebuie să fie bine lizibil, altfel publicul nu va putea vedea informațiile furnizate, va fi foarte distras de la poveste, încercând să deslușească măcar ceva sau își va pierde complet interesul. Pentru a face acest lucru, trebuie să alegeți fontul potrivit, ținând cont de unde și cum va fi difuzată prezentarea și, de asemenea, alegeți combinația potrivită de fundal și text.

Este important să vă repetați raportul, să vă gândiți cum veți saluta publicul, ce veți spune mai întâi, cum veți termina prezentarea. Totul vine cu experiență.

Alege ținuta potrivită, pentru că. Îmbrăcămintea vorbitorului joacă, de asemenea, un rol important în percepția vorbirii sale.

Încercați să vorbiți cu încredere, fluent și coerent.

Încercați să vă bucurați de performanță, astfel încât să puteți fi mai relaxat și mai puțin anxios.

Grupa V A subgrup Elementele acestui subgrup includ: Elementele acestui subgrup includ: N; P; La fel de; Sb; Bi. N; P; La fel de; Sb; Bi. Azotul și fosforul sunt deosebit de importante Azotul și fosforul sunt deosebit de importante Azotul face parte din aer, este parte din Azotul este parte din aer, proteine, acizi nucleici, proteine, acizi nucleici, multe roci și minerale ( salpetru) din multe roci și minerale (nitrat) Fosforul este un constituent al proteinelor, acizilor nucleici, mineralelor apatite și fosforite Fosforul este un constituent al proteinelor, acizilor nucleici, mineralelor apatite și fosforitelor

Caracterizarea azotului si fosforului dupa sistemul periodic Plan caracteristic Azot Fosfor

Formule electronice ale azotului și fosforului N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Compuneți formula grafică electronică a formulei grafice a azotului de azot +7 N starea cea mai mare de oxidare +7 N starea cea mai mare de oxidare starea cea mai scăzută de oxidare starea cea mai scăzută de oxidare -3 - 3

Știați că... Azotul a fost descoperit pentru prima dată de oamenii de știință Azotul a fost descoperit pentru prima dată de omul de știință D. Rutherford în 1772. Proprietățile au fost investigate de K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford în 1772. Proprietățile au fost investigate de K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley. J. Priestley. A. Lavoisier a propus termenul de azot, care este tradus din greacă ca „fără viață” A. Lavoisier a propus termenul de azot, care este tradus din greacă ca „fără viață”

Azot. Proprietăți fizice Structura moleculară N2 Structura moleculei N2 Formula structurală N Ξ N Formula structurală N Ξ N Formula electronică: N N: Formula electronică: N N: Legătură covalentă nepolară, foarte puternică, triplă 1σ(sigma) și 2π (pi) Legătura covalentă non -polar, foarte puternic, triplu 1σ (sigma) și 2π (pi) Azotul gazos este incolor și inodor, slab solubil în apă, puțin mai ușor decât aerul, Azotul gazos este incolor și inodor, slab solubil în apă, puțin mai ușor decât aerul, Тfierbe = ºС Тfierbe = ºС

Proprietățile chimice ale azotului În condiții normale, activitate scăzută În condiții normale, activitate scăzută La T=2000º reacționează cu oxigenul La T=2000º reacționează cu oxigen \u003d 400 ° C și p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 amoniac amoniac Cu unele metale Cu unele metale 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 nitrură de magneziu nitrură de magneziu

Amoniac Amoniac Compusul azotului cu hidrogen se numește amoniac NH 3 Compusul azotului cu hidrogen se numește amoniac NH 3 Structura moleculei Structura moleculei H – N – H H – N – H | H Legătură polară covalentă Legătură polară covalentă Forma moleculei tetraedru fig.11 pagina 47 Forma moleculei tetraedru fig.11 pagina 47

Obținerea în industrie În 1913 a fost înființată în Germania prima fabrică de sinteza catalitică a amoniacului În 1913 a fost înființată prima fabrică de sinteza catalitică a amoniacului în Germania N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q în prezență a unui catalizator - Reacția este reversibilă, T = 300ºС, P = MPa, în prezența unui catalizator - fier poros fier poros

Obţinerea în laborator Prin încălzirea unui amestec de săruri de amoniu cu alcalii. La încălzirea unui amestec de săruri de amoniu cu alcalii. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O clorură de amoniu amoniac clorură de amoniu amoniac Proprietăți fizice Proprietăți fizice Gaz incolor cu miros înțepător caracteristic, de aproape 2 ori mai ușor decât aerul. Să ne dizolvăm bine în apă. В 1V H2O – 700V NH3 Gaz incolor cu miros înțepător caracteristic, de aproape 2 ori mai ușor decât aerul. Să ne dizolvăm bine în apă. La 1V H2O - 700V NH3

Proprietăți chimice Substanță activă Substanță activă Reacționează cu apa Reacționează cu apa NH3 + H2O NH4OH hidroxid de amoniu NH3 + H2O NH4OH hidroxid de amoniu Cu acizi Cu acizi NH3 + HCl = NH4Cl clorură de amoniu NH3 + HCl = NH4Cl clorură de amoniu + H4SO22NH3 = (NH4SO24) sulfat de amoniu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 sulfat de amoniu

Proprietăţi chimice Compusul slab se descompune când este încălzit Compusul slab se descompune când este încălzit 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Arde Arde? O2? N2 + ?H2O ?NH3+? O2? N2 + ?H2O Oxidat în prezenţa unui catalizator Pt Oxidat în prezenţa unui catalizator Pt? NH3+? O2? NU + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O verifica pagina 49 fila. 13 verifica p. 49 fila. 13 Reduce metalele din oxizii lor Reduce metalele din oxizii lor 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Săruri de amoniu NH3 + HCl = NH4Cl clorură de amoniu NH3 + HCl = NH4Cl clorură de amoniu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 sulfat de amoniu 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 sulfat de amoniu NH3 + H2SO4 = NH3 + H2SO4 = NH4 H2SO4 = NH4 H2SO4 = NH4 H2SO4 = NH4 H2SO4 hidrosulfat de amoniu NH3 + HNO3 = ? Nume NH3 + HNO3 = ? Numele NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Reacție calitativă la ionul de amoniu Reacția calitativă la ionul de amoniu NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O miros de amoniac NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O miros de amoniac Se descompune când este încălzit Se descompune când este încălzit NH4NO3 = N2O +4NO3 = N2O +2 H2O N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Întrebări și exerciții Ce elemente alcătuiesc grupul VA? Ce elemente alcătuiesc grupul VA? Care este structura stratului exterior de electroni al atomilor de azot și fosfor? Care este structura stratului exterior de electroni al atomilor de azot și fosfor? Care sunt proprietățile fizice ale azotului? Care sunt proprietățile fizice ale azotului? De ce azotul este inactiv chimic? De ce azotul este inactiv chimic? Cât de mult azot este în aer în volum? Cât de mult azot este în aer în volum? Ce tip de legătură chimică există într-o moleculă de azot? Ce tip de legătură chimică există într-o moleculă de azot? Unde se găsește azotul în natură? Unde se găsește azotul în natură? Cum se obține azotul? Cum se obține azotul? Numiți compusul hidrogen al azotului, proprietățile sale fizice. Numiți compusul hidrogen al azotului, proprietățile sale fizice. Cum se obține amoniacul în laborator și industrie? Cum se obține amoniacul în laborator și industrie?

Întrebări și exerciții Ce săruri formează amoniacul? Ce sare formează amoniac? Ce este o reacție calitativă pentru cationul de amoniu? Ce este o reacție calitativă pentru cationul de amoniu? Unde se folosesc azotul, amoniacul, sarurile de amoniu? Unde se folosesc azotul, amoniacul, sarurile de amoniu?

Exercițiu Rezolvați lanțul de transformare Rezolvați lanțul de transformare N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Rezolvați OVR Rezolvați OVR NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l de hidrogen? Calculați volumul de amoniac (N.O.) care se formează din 25 de litri de azot și 25 de litri de hidrogen? Care este masa și volumul a 5 moli de amoniac? Care este masa și volumul a 5 moli de amoniac? Calculați densitatea relativă pentru hidrogen și amoniacul pentru aer? Calculați densitatea relativă pentru hidrogen și amoniacul pentru aer?

Oxizi de azot Sunt cunoscuți mai mulți oxizi de azot Sunt cunoscuți mai mulți oxizi de azot în H 2 O „gaz de râs” NO - oxid nitric II Incolor, inodor, ușor solubil N 2 O 3 oxid nitric III Lichid albastru închis, sol. in apa. NO 2 oxid nitric IV Gaz brun, otrăvitor N 2 O 5 oxid nitric V Incolor

Obtinerea In laborator In laborator NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 azotat de sodiu sulfat acid de sodiu azotat de sodiu sulfat de sodiu In industrie In industrie 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O +Q 2. 2NO + O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Proprietăți fizice Lichid fumos incolor, cu miros înțepător. Bine solubil în apă. Concentrat este foarte periculos. Se descompune sub influența luminii. Depozitați într-un recipient întunecat. Oxidant puternic. Inflamabil. Lichid fumos incolor, cu miros înțepător. Bine solubil în apă. Concentrat este foarte periculos. Se descompune sub influența luminii. Depozitați într-un recipient întunecat. Oxidant puternic. Inflamabil.

Proprietăți chimice Comun cu alți acizi Comun cu alți acizi 1. Acid puternic, disociază complet HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reacționează cu oxizii bazici CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reacționează cu bazele Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reacţionează cu sărurile acizilor mai slabi Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Proprietăţi specifice Se descompune la încălzire şi la lumină Se descompune la încălzire şi la lumină 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 La interacţiunea cu proteinele se formează o substanţă galben strălucitor. Când interacționează cu proteinele, se formează o substanță galben strălucitor. Reacționează diferit cu metalele, dar hidrogenul H2 nu se eliberează niciodată Reacționează diferit cu metalele, în timp ce hidrogenul H2 nu este eliberat niciodată Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gaz Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gaz

Sărurile acidului azotic Sărurile acidului azotic - nitrați Sărurile de azot - nitrați Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu se numesc salpetri. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu sunt numiți salpetri. NaNO3 - azotat de sodiu, azotat de sodiu NaNO3 - azotat de sodiu, azotat de sodiu NH4NO3 - azotat de amoniu, amoniac NH4NO3 - azotat de amoniu, azotat de amoniu. salpetru. Toți nitrații sunt solubili în apă. Toți nitrații sunt solubili în apă. Sunt agenți oxidanți puternici. Sunt agenți oxidanți puternici. Când sunt încălziți, toți nitrații se descompun cu eliberarea de oxigen O 2 Când sunt încălziți, toți nitrații se descompun cu eliberarea de oxigen O 2

Întrebări și exerciții Ce oxizi de azot cunoașteți? Ce oxizi de azot cunoașteți? Care sunt proprietățile fizice ale acidului azotic Care sunt proprietățile fizice ale acidului azotic Descrieți proprietățile chimice ale acidului azotic? Descrieți proprietățile chimice ale acidului azotic? Ce proprietăți specifice ale acidului azotic cunoașteți? Ce proprietăți specifice ale acidului azotic cunoașteți? Cum se produce acidul azotic în laborator? Cum se produce acidul azotic în laborator? Cum se produce acidul azotic industrial? Cum se produce acidul azotic industrial? Unde se folosește acidul azotic? Unde se folosește acidul azotic? Cum se numesc sărurile acidului azotic și unde se folosesc? Cum se numesc sărurile acidului azotic și unde se folosesc?

Exerciții Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare și ionice Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare și ionice CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Scrieți ecuația reacției acid azotic cu cupru. Rezolvați ca OVR Scrieți ecuația pentru reacția conc. acid azotic cu cupru. Rezolvați ca OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Exerciții Rezolvați lanțul de transformări Rezolvați lanțul de transformări N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Calculați masa azotatului de magneziu, care s-a format prin interacțiunea magneziului oxid cu 120 g soluție de acid azotic cu concentrație de 10%. Calculați masa de azotat de magneziu, care s-a format prin interacțiunea oxidului de magneziu cu 120 g de soluție de acid azotic cu o concentrație de 10%. Ce volum de oxigen va fi eliberat în timpul descompunerii când se încălzesc 150 g de azotat de sodiu? Ce volum de oxigen va fi eliberat în timpul descompunerii când se încălzesc 150 g de azotat de sodiu? Calculați fracția de masă a azotului în nitrat de aluminiu. Calculați fracția de masă a azotului în nitrat de aluminiu.

Lecție de chimie în clasa a 10-a: „Azot și fosfor - elemente p ale grupului VA”

pregătit
profesor de chimie și biologie
Școala secundară GUO №163 Minsk
Kostiucevici Iuri Mihailovici

În grupul VA al sistemului periodic, există nemetale azot N și fosfor P, arsen semimetalic As, precum și antimoniu Sb și bismut Bi, care sunt clasificate ca nemetale. Atomii elementelor grupului VA au 5 electroni pe stratul exterior de electroni. Configurația electronică a stratului lor de electroni exterior este ns2np3, de exemplu: azot - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

În compușii chimici, atomii de azot și fosfor pot prezenta stări de oxidare de la -3 la +5.

azot în natură

Azotul este simbolizat N
(lat. Nitrogeniu, adică „născând salitrul).
Substanța simplă azotul (N2) este un gaz destul de inert în condiții normale, fără culoare, gust și miros.
Azotul, sub formă de molecule biatomice de N2, constituie cea mai mare parte a atmosferei, unde conținutul său este de 78,084% în volum (adică aproximativ 3,87 1015 tone).

azotul în spațiu

În afara Pământului, azotul se găsește în nebuloasele gazoase, atmosfera solară, pe Uranus, Neptun, spațiul interstelar etc. Azotul este al 4-lea element cel mai abundent din sistemul solar (după hidrogen, heliu și oxigen).

Fosforul în natură

Fosforul se găsește în mod natural sub formă de fosfați. Astfel, fosfatul de calciu Ca3(PO4)2 este componenta principală a apatitei minerale.
Fosforul se găsește în toate părțile plantelor verzi și chiar mai mult în fructe și semințe.
Conținut în țesuturile animale, face parte din proteine și alți compuși organici esențiali (ATP, ADN), este un element al vieții.

Apatit

Fosfor

În cea mai simplă moleculă P4, fiecare dintre cei patru atomi de fosfor este legat covalent de ceilalți trei. Fosforul alb este format din astfel de molecule în formă de tetraedric. Turnat în atmosferă inertă sub formă de bețișoare (lingouri), se depozitează în absența aerului sub un strat de apă purificată sau în medii speciale inerte. Din punct de vedere chimic, fosforul alb este extrem de activ! De exemplu, este oxidat lent de oxigenul din aer deja la temperatura camerei și strălucește (strălucire verde pal). Fenomenul acestui tip de strălucire datorat reacțiilor de oxidare chimică se numește chemiluminiscență (uneori în mod eronat fosforescență). Fosforul alb este foarte toxic. Doza letală de fosfor alb pentru un bărbat adult este de 0,05-0,1 g. Fosforul roșu are o structură polimerică atomică în care fiecare atom de fosfor este legat de alți trei atomi prin legături covalente. Fosforul roșu este nevolatil, insolubil în apă și netoxic. Este folosit la fabricarea chibriturilor.

La lumină și când este încălzit la 300 ° C fără aer, fosforul alb se transformă în fosfor roșu.

Când este încălzit sub o presiune de aproximativ 1200 de ori mai mare decât presiunea atmosferică, fosforul alb se transformă în fosfor negru, care are o rețea cristalină stratificată atomică. Fosforul negru este similar cu metalul în proprietățile sale fizice: conduce electricitatea și strălucește. În exterior, este foarte asemănător cu grafitul. Fosforul negru este cea mai puțin activă formă de fosfor din punct de vedere chimic. În 1830, chimistul francez Charles Soria a inventat chibrituri de fosfor, care constau dintr-un amestec de sare barthollet, fosfor alb și lipici. Aceste chibrituri erau foarte inflamabile, deoarece luau foc chiar și în urma frecării reciproce în cutie și la frecarea de orice suprafață tare, de exemplu, talpa unei bocanci. Din cauza fosforului alb, erau otrăvitori. În 1855, chimistul suedez Johan Lundström a aplicat fosfor roșu pe suprafața hârtiei abrazive și a înlocuit fosforul alb din capul unui chibrit cu acesta. Astfel de chibrituri nu mai erau dăunătoare sănătății, se aprindeau ușor pe o suprafață pregătită în prealabil și practic nu se aprindeau spontan. Johan Lundström brevetează primul „meci suedez”, care a supraviețuit aproape până astăzi. În 1855, meciurile lui Lundström au primit o medalie la Expoziția Mondială de la Paris. Ulterior, fosforul a fost eliminat complet din compoziția capetelor de chibrit și a rămas doar în compoziția tartinei (răzătoare). Odată cu dezvoltarea producției de chibrituri „suedeze”, producția de chibrituri cu fosfor alb a fost interzisă în aproape toate țările. Cea mai simplă substanță, azotul N2, este inactiv din punct de vedere chimic și, de regulă, intră în reacții chimice numai la temperaturi ridicate. Proprietățile oxidante ale azotului se manifestă în reacția cu hidrogenul și metalele active. Deci, hidrogenul și azotul se combină în prezența unui catalizator la temperatură ridicată și presiune înaltă, formând amoniac:

Dintre metale, în condiții normale, azotul reacționează numai cu litiul, formând nitrură de litiu:

Proprietățile oxidante ale fosforului se manifestă atunci când interacționează cu cele mai active metale:

Proprietățile reducătoare ale azotului și fosforului se manifestă atunci când interacționează cu oxigenul. Deci, azotul reacționează cu oxigenul la o temperatură de aproximativ 3000˚С, formând oxid nitric (II):

Oxidarea fosforului alb este însoțită de luminiscență. Fosforul alb și roșu se aprind atunci când este aprins și ard cu o flacără orbitor de strălucitoare cu formarea de fum alb de oxid de fosfor (IV):

Arderea fosforului alb Cel mai activ din punct de vedere chimic, toxic și combustibil fosfor alb. Pentru că este foarte des folosit în bombe incendiare. Din păcate, munițiile cu fosfor sunt folosite și în secolul XXI!

- În timpul asediului Saraievoi, obuzele cu fosfor au fost folosite de artileria sârbă bosniacă. În 1992, astfel de obuze au ars clădirea Institutului de Studii Orientale, în urma căreia multe documente istorice au fost distruse.
- in 2003-2004 au fost folosite de serviciile britanice de informatii in vecinatatea Basra din Irak.
- în 2004, Statele Unite au folosit împotriva gherilei subterane din Irak în bătălia pentru Fallujah.
în vara anului 2006, în timpul celui de-al Doilea Război din Liban, obuzele de artilerie cu fosfor alb au fost folosite de armata israeliană.
în 2009, în timpul operațiunii Plumb turnat în Fâșia Gaza, armata israeliană a folosit muniție care conținea fosfor alb permise de dreptul internațional.
Din 2009, teroriștii palestinieni își încarcă rachetele cu fosfor alb.

Apariția luminilor rătăcitoare în vechile cimitire și mlaștini este cauzată de aprinderea fosfinei PH3 și a altor compuși care conțin fosfor în aer. În aer, produsele combinației de fosfor cu hidrogen se aprind spontan cu formarea unei flăcări luminoase și a picăturilor de acid fosforic, un produs al interacțiunii oxidului de fosfor (V) cu apa. Aceste picături creează un contur neclar al „fantomei”. Principala aplicație a azotului este producerea de amoniac. Azotul este, de asemenea, folosit pentru a crea un mediu inert la uscarea explozivilor și la depozitarea picturilor și manuscriselor valoroase. În plus, lămpile electrice cu incandescență sunt umplute cu azot.

Utilizarea unor substanțe simple

Productie
amoniac

Majoritatea lămpilor moderne sunt umplute cu gaze inerte chimic. Amestecurile de azot N2 cu argon Ar sunt cele mai frecvente datorită costului lor scăzut.

Fosforul roșu este folosit pentru producerea de chibrituri, acid fosforic, care, la rândul său, merge la producția de îngrășăminte fosfatice și aditivi pentru furaje pentru animale. În plus, fosforul este folosit pentru producerea de pesticide. Tema pentru acasă: paragraful §49. Lista surselor utilizate