Presentation om kväve och fosfor. Presentation om ämnet "Kväve och fosfor-p-element i VA-gruppen"

För att använda förhandsvisningen av presentationer, skapa ett Google-konto (konto) och logga in: https://accounts.google.com

Bildtexter:

1. Jag varnar dig i förväg: Jag andas inte! Men alla verkar inte höra Och de andas mig konstant. 2. Jag är ett lysande element. Jag tänder en tändsticka för dig om ett ögonblick. De kommer att bränna mig - och under vatten blir min oxid sur.

Kvävets och fosfors position i det periodiska systemet

Egenskaper för kväve och fosfor. egenskaper hos kvävet.

Fem berömda kemister från XVIII-talet. gav en viss icke-metall, som i form av ett enkelt ämne är en gas och består av diatomiska molekyler, fem olika namn. - "giftig luft" - "dephlogisticated air" - "bortskämd luft" - "kvävande luft" - "livlös luft" 1772, den skotske kemisten, botanikern och läkaren Daniel Rutherford 1772, den engelske kemisten Joseph Priestley 1773, den svenska apotekare kemist Carl Scheele År 1774, den engelska kemisten Henry Cavendish År 1776, den franske kemisten Antoine Lavoisier

HITT AV KVÄVE I NATUREN: i fritt tillstånd i atmosfären

HITT AV KVÄVE I NATUREN: i form av oorganiska föreningar I små mängder i jorden: i form av ammoniumsalter och nitrater. organiskt kväve från växter och djur (nukleinsyror, proteiner)

TECKN PÅ JÄMFÖRELSE KVÄVEFOSFORS POSITION I ATOMENS PSCE-STRUKTUR Antal elektroner i en atom 7, protoner i kärnan 7, antal neutroner i kärnan 7 Elektronisk krets: 1s 2 2s 2 2p 3 OXIDATIONSGRADER undergrupp V huvudgrupp undergrupp V Serienummer 15; relativ atommassa 31 2 period V-grupp Huvuddelgrupp Ordningsnummer 7; relativ atommassa 14 P +15) 2) 8) 5 Antal elektroner i en atom 15, protoner i kärnan 15, antal neutroner i kärnan 16 Elektronisk krets: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7 ) 2) 5 + 3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Bestäm oxidationstillstånden för kväve i föreningarna: HNO 3, NH 3, NO, KNO 2, NO 2, N 2 O, HNO 2 s.o. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 förening NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

MOLEKYLENS STRUKTUR N N N  N BINDNING: - SAMMANFATTANDE ICKE-POLE - TRIPLE - STARK MOLEKYL: - MYCKET STABIL - LÅG REAKTIVITET 1 3 4 2

N 2 Fysikaliska egenskaper: V, C, Z, M något lättare än luft, t bal = -196 0 C, t pl = -210 0 C

Inom industrin erhålls kväve genom luftdestillation, i laboratoriet - genom termisk nedbrytning av föreningar (oftast NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Fosfor erhålls genom att kalcinera kalciumfosfat med kol och sand i elektriska ugnar vid 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Beredning.

Kemiska egenskaper hos kväve Fosfor med metaller i rum t reagerar med Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N vid högt t - med andra Me 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 reagerar med Me 3 när uppvärmd Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 med syre vid mycket hög t (cirka 3000 ° C) N 2 + O 2 \u003d 2 NO vit fosfor antänds spontant och röd bränns vid uppvärmning 4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 med väte i närvaro av en katalysator vid högt tryck och t N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3

Tillämpningar Ammoniakproduktion Skapande av en inert atmosfär Skapande av låga temperaturer Mättnad av stålytan för att öka hållfastheten Flytande kväve i medicin Syntes av ammoniak Gödseltillverkning Syntes av salpetersyra Skapande av en inert atmosfär N2

Frågor för självkontroll Gasen är färglös, smaklös och luktfri Molekylen är diatomisk Innehållet i luften är 78% I laboratoriet erhålls den genom nedbrytning av KMnO 4 och H 2 O 2 Inom industrin - från flytande luft Det är kemiskt inaktiv Det interagerar med nästan alla enkla ämnen Andnings- och fotosyntesprocesserna är förknippade med det Är en integrerad del av proteiner Deltar i kretsloppet av ämnen i naturen

KONTROLLERA DIG SJÄLV O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. "5" N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. "5" 1-2 fel "4" 3-4 fel « 3 » 5 fel och mer « 2 » Angående exemplet med information om kväve, ge argument för två synpunkter: 1. Kväve - "livlöst" 2. Kväve - huvudelementet i livet på jorden.

glida 2

I det periodiska systemets VA-grupp finns icke-metallerna kväveN och fosfor P, halvmetallen arsenik As, samt antimon Sb och vismut Bi, som klassificeras som icke-metaller.

glida 3

Atomerna i elementen i VA-gruppen har 5 elektroner på det yttre elektronskiktet. Den elektroniska konfigurationen av deras yttre elektronskikt är ns2np3, till exempel: kväve - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

I kemiska föreningar kan kväve- och fosforatomer uppvisa oxidationstillstånd från -3 till +5.

glida 4

kväve i naturen

Kväve betecknas med symbolen N (lat. Nitrogenium, d.v.s. "föder salpeter"). Det enkla ämnet kväve (N2) är en ganska inert gas under normala förhållanden, färglös, smaklös och luktfri. Kväve, i form av diatomiska N2-molekyler, utgör det mesta av atmosfären, där dess innehåll är 78,084 volymprocent (det vill säga cirka 3,87 1015 ton).

glida 5

kväve i rymden

Utanför jorden finns kväve i gasnebulosor, solatmosfären, på Uranus, Neptunus, det interstellära rymden och andra Kväve är det fjärde vanligaste grundämnet i solsystemet (efter väte, helium och syre).

glida 6

Fosfor i naturen

Fosfor finns naturligt i form av fosfater. Således är kalciumfosfat Ca3(PO4)2 huvudkomponenten i mineralet apatit. Fosfor finns i alla delar av gröna växter, och ännu mer i frukter och frön. Ingår i djurvävnader, är en del av proteiner och andra viktiga organiska föreningar (ATP, DNA), är en del av livet. Apatit

Bild 7

Det enkla ämnet kväve består av diatomiska N2-molekyler. I N2-molekylen är kväveatomerna sammanlänkade med en trippelkovalent opolär bindning. Trippelbindningsenergin är hög och uppgår till 946 kJ/mol. Därför sker bindningsbrytning och bildning av kväveatomer och molekyler endast vid temperaturer över 3000°C. Den höga bindningsstyrkan i molekyler bestämmer kvävets kemiska tröghet.

Bild 8

I det fria tillståndet bildar fosfor flera allotropa modifikationer, som kallas vit, röd och svart fosfor.

Bild 9

Bild 10

Kemiskt sett är vit fosfor extremt aktiv! Till exempel oxideras det långsamt av luftens syre redan vid rumstemperatur och lyser (blekgrönt sken). Fenomenet med denna typ av glöd på grund av kemiska oxidationsreaktioner kallas kemiluminescens (ibland felaktigt fosforescens). Vit fosfor är mycket giftigt. Den dödliga dosen av vit fosfor för en vuxen man är 0,05-0,1 g.

glida 11

Röd fosfor har en atomär polymerstruktur där varje fosforatom är bunden till tre andra atomer genom kovalenta bindningar.Rött fosfor är inte flyktigt, olösligt i vatten och ogiftigt. Det används vid tillverkning av tändstickor.

I ljuset och när den värms upp till 300 ° C utan luft, förvandlas vit fosfor till röd fosfor.

glida 12

glida 13

1830 uppfann den franske kemisten Charles Soria fosfortändstickor, som bestod av en blandning av bartholletsalt, vit fosfor och lim. Dessa tändstickor var mycket brandfarliga, eftersom de fattade eld till och med av ömsesidig friktion i lådan och när de gnuggades mot hårda underlag, till exempel sulan på en stövel. På grund av vit fosfor var de giftiga.1855 applicerade den svenske kemisten Johan Lundström röd fosfor på sandpappersytan och ersatte den vita fosforn i tändstickshuvudets sammansättning. Sådana tändstickor var inte längre skadliga för hälsan, de antändes lätt på en förberedd yta och antändes praktiskt taget inte spontant. Johan Lundström patenterar den första "svenska tändstickan", som har överlevt nästan till denna dag. 1855 belönades Lundströms tändstickor med en medalj på världsutställningen i Paris. Senare togs fosfor helt bort från sammansättningen av tändstickshuvudena och fanns bara kvar i spridningen (rivjärnet) Med utvecklingen av produktionen av "svenska" tändstickor förbjöds tillverkning av tändstickor med användning av vit fosfor i nästan alla länder.

Bild 14

Det enklaste ämnet, kväve N2, är kemiskt inaktivt och inträder som regel i kemiska reaktioner endast vid höga temperaturer.Kvävets oxiderande egenskaper manifesteras i reaktionen med väte och aktiva metaller. Så, väte och kväve kombineras i närvaro av en katalysator vid hög temperatur och högt tryck och bildar ammoniak:

Av metallerna, under normala förhållanden, reagerar kväve endast med litium och bildar litiumnitrid:

glida 15

Fosfors oxiderande egenskaper manifesteras när det interagerar med de mest aktiva metallerna:

De reducerande egenskaperna hos kväve och fosfor manifesteras när de interagerar med syre. Så kväve reagerar med syre vid en temperatur på cirka 3000˚С och bildar kväveoxid (II):

glida 16

Fosfor oxideras också av syre och uppvisar därmed reducerande egenskaper. Men olika modifieringar av fosfor har olika kemisk aktivitet. Till exempel oxideras vit fosfor lätt i luft vid rumstemperatur för att bilda fosfor(III)oxid:

Oxidation av vit fosfor åtföljs av luminescens. Vit och röd fosfor antänds när den antänds och brinner med en bländande ljus låga med bildning av vit rök av fosfor(IV)oxid:

Bild 17

Brinnande vit fosfor

Bild 18

Den mest kemiskt aktiva, giftiga och brännbara vita fosforn. Därför används den väldigt ofta i brandbomber, tyvärr används fosforammunition även på 2000-talet!

Under belägringen av Sarajevo användes fosforgranater av bosnienserbiskt artilleri. 1992 brände sådana skal ner byggnaden av Institute of Oriental Studies, vilket resulterade i att många historiska dokument förstördes. – 2003-2004 användes de av brittiska underrättelsetjänster i närheten av Basra i Irak. – 2004 använde USA mot gerillans underjordiska i Irak i striden om Fallujah. sommaren 2006, under andra Libanonkriget, användes artillerigranater med vit fosfor av den israeliska armén. 2009, under Operation Cast Lead i Gazaremsan, använde den israeliska armén ammunition som innehöll vit fosfor som tillåts enligt internationell lag. Sedan 2009 har palestinska terrorister laddat sina missiler med vit fosfor.

Bild 19

Bild 20

Den huvudsakliga användningen av kväve är produktionen av ammoniak. Kväve används också för att skapa en inert miljö vid torkning av sprängämnen och vid förvaring av värdefulla målningar och manuskript. Dessutom är elektriska glödlampor fyllda med kväve.

Användning av enkla ämnen Produktion av ammoniak De flesta moderna lampor är fyllda med kemiskt inerta gaser. Blandningar av kväve N2 med argon Ar är de vanligaste på grund av deras låga kostnad.

glida 1

glida 2

glida 3

glida 4

glida 5

glida 6

Bild 7

Bild 8

Bild 9

Bild 10

glida 11

glida 12

glida 13

Bild 14

glida 15

glida 16

Bild 17

Bild 18

Bild 19

Bild 20

glida 21

glida 22

glida 23

glida 24

Bild 25

glida 26

Bild 27

Bild 28

Bild 29

Presentationen om ämnet "Fosfor" kan laddas ner helt gratis på vår hemsida. Projektämne: Kemi. Färgglada bilder och illustrationer hjälper dig att hålla dina klasskamrater eller publik intresserade. För att se innehållet, använd spelaren, eller om du vill ladda ner rapporten, klicka på lämplig text under spelaren. Presentationen innehåller 29 dia(r).

Presentationsbilder

glida 1

Material för upprepning och förberedelse för GIA Kemilärare vid den kommunala utbildningsinstitutionen "Gymnasium nr 1", Saratov Shishkina I.Yu.

glida 2

Introduktion……………………………………………………………………………. Historien om utvecklingen av fosfor………………………………………………………... Naturliga föreningar och produktionen av fosfor……………………………………… ……... Kemiska egenskaper ………………………………………………………………… Allotropa förändringar………………………………………………… ………………….. a) vit……………………………………………………………………………………….. b) röd……………… ………………… ………………………………… c) svart………………………………………………………………………………………… . Fosforoxider……………………………………………………………………………… Ortofosforsyra……………………………………………………………… …… ……... Ortofosfater………………………………………………………………………………………. Fosfor i människokroppen………………………………………………………….. Tändstickor………………………………………………………………… …… …………………. Fosfatgödselmedel………………………………………………………………….. Slutsats………………………………………………………………… …………………. 1. Värdet av fosfor………………………………………………………………………….. 2. Användningen av fosfor………………………………… ……………… ………………… Bibliografi………………………………………………………..

glida 3

Introduktion:

Den femte gruppen av det periodiska systemet inkluderar två typiska grundämnen kväve och fosfor - och undergrupper av arsenik och vanadin. Det finns en betydande skillnad i egenskaper mellan de första och andra typiska elementen. I tillståndet av enkla ämnen är kväve en gas, och fosfor är ett fast ämne. Dessa två ämnen fick ett brett spektrum av tillämpningar, även om när kväve först isolerades från luften ansågs det vara en skadlig gas, och mycket pengar tjänades på försäljning av fosfor (fosfor värderades för sin förmåga att glöda i mörker ).

glida 4

Historien om upptäckten av fosfor

Ironiskt nog har fosfor upptäckts flera gånger. Och varje gång de fick det från ... urin. Det finns hänvisningar till att den arabiska alkemisten Alhild Bekhil (XII-talet) upptäckte fosfor under destillering av urin blandat med lera, kalk och kol. Datumet för upptäckten av fosfor anses dock vara 1669. Amatöralkemisten Henning Brand från Hamburg, en konkurshandlare som drömde om att förbättra sina affärer med hjälp av alkemin, bearbetade en mängd olika produkter. Förutsatt att fysiologiska produkter kan innehålla den "urmateria" som troddes vara grunden för De vises sten, blev Brand intresserad av mänsklig urin. Han samlade upp ungefär ett ton urin från soldaternas baracker och indunstade det till en sirapsliknande vätska. Denna vätska destillerade han igen och fick en tung röd "urinolja", som destillerades för att bilda en fast återstod. När han värmde upp den senare, utan tillgång till luft, märkte han bildandet av vit rök, som satte sig på kärlets väggar och lyste starkt i mörkret. Brand namngav ämnet han fick fosfor, som på grekiska betyder "ljusbärare". Under flera år hölls "beredningsreceptet" för fosfor i största förtroende och var känt endast för ett fåtal alkemister. Fosfor upptäcktes för tredje gången av R. Boyle 1680. I något modifierad form användes den gamla metoden att få fram fosfor även på 1700-talet: en blandning av urin med blyoxid (PbO), koksalt (NaCl), kaliumklorid (K2CO3) och kol (C) värmdes upp. Först 1777 utvecklade K.V. Scheele en metod för att erhålla fosfor från djurs horn och ben.

glida 5

Naturliga föreningar och få fosfor

När det gäller förekomsten i jordskorpan är fosfor före kväve, svavel och klor. Till skillnad från kväve förekommer fosfor, på grund av sin höga kemiska aktivitet, i naturen endast i form av föreningar. De viktigaste mineralerna i fosfor är apatit Ca5 (PO4) 3X (X är fluor, mer sällan klor och en hydroxylgrupp) och fosforit, vars bas är Ca3 (PO4) 2. Den största apatitfyndigheten ligger på Kolahalvön, i regionen Khibinybergen. Fosforitavlagringar finns i Karatau-bergen, i Moskva, Kaluga, Bryansk-regionerna och på andra platser. Fosfor är en del av vissa proteinämnen som finns i växternas generativa organ, i nerv- och benvävnader hos djur- och mänskliga organismer. Hjärnceller är särskilt rika på fosfor. Idag produceras fosfor i elektriska ugnar genom att reducera apatit med kol i närvaro av kiseldioxid: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Fosforånga vid denna temperatur består nästan helt av P2-molekyler, som vid kylning, kondenseras till P4-molekyler.

glida 6

Kemiska egenskaper

Den elektroniska konfigurationen av fosforatomen är 1s22s22p63s23p3. Det yttre elektronskiktet innehåller 5 elektroner. Närvaron av tre oparade elektroner på den externa energinivån förklarar det faktum att i det normala, oexciterade tillståndet är fosforvalensen 3. Men på den tredje energinivån finns det tomma celler av d-orbitaler, därför vid övergången till en exciterad tillstånd kommer 3S-elektroner att separeras, gå till d-subnivån , vilket leder till bildandet av 5 oparade element. Således är valensen av fosfor i det exciterade tillståndet 5. I föreningar uppvisar fosfor vanligtvis ett oxidationstillstånd på +5 (P2O5, H3PO4), mer sällan +3 (P2O3, PF3), -3 (AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

Bild 7

Övergången av fosforatomen till ett exciterat tillstånd

Bild 9

Vit fosfor

Den vita modifieringen av fosfor som härrör från ångkondensation har ett molekylärt kristallgitter, i vars noder P4-molekyler är dislokerade. På grund av svagheten hos intermolekylära krafter är vit fosfor flyktig, smältbar, skärs med en kniv och löses i opolära lösningsmedel, såsom koldisulfid. Vit fosfor är ett mycket reaktivt ämne. Det reagerar kraftigt med syre, halogener, svavel och metaller. Oxidation av fosfor i luft åtföljs av uppvärmning och glöd. Därför lagras vit fosfor under vatten, som den inte reagerar med. Vit fosfor är mycket giftigt. Cirka 80 % av den totala produktionen av vit fosfor går till syntes av ren fosforsyra. Det används i sin tur för att producera natriumpolyfosfater (de används för att minska dricksvattnets hårdhet) och matfosfater. Resten av den vita fosforn används för att skapa rökbildande ämnen och brandblandningar. Säkerhetsteknik. Vid produktion av fosfor och dess föreningar krävs speciella försiktighetsåtgärder, eftersom vit fosfor är ett starkt gift. Långvarigt arbete i en atmosfär av vit fosfor kan leda till sjukdom i benvävnad, förlust av tänder, nekros av käkområden. Vid antändning orsakar vit fosfor smärtsamma brännskador som inte läker under lång tid. Vit fosfor bör förvaras under vatten, i lufttäta behållare. Brinnande fosfor släcks med koldioxid, CuSO4-lösning eller sand. Bränd hud bör tvättas med KMnO4- eller CuSO4-lösning. Motgiften mot fosforförgiftning är en 2% lösning av CuSO4. Under långtidslagring, såväl som vid uppvärmning, förvandlas vit fosfor till en röd modifiering (det mottogs först 1847). Namnet röd fosfor hänvisar till flera modifieringar på en gång, som skiljer sig i täthet och färg: det sträcker sig från orange till mörkrött och till och med lila. Alla sorter av röd fosfor är olösliga i organiska lösningsmedel, och jämfört med vit fosfor är de mindre reaktiva och har en polymerstruktur: dessa är P4-tetraedrar som är kopplade till varandra i ändlösa kedjor.

Bild 10

Röd och svart fosfor

Röd fosfor används i metallurgi, tillverkning av halvledarmaterial och glödlampor, och används i tändstickstillverkning. Den mest stabila modifieringen av fosfor är svart fosfor. Det erhålls genom allotropisk omvandling av vit fosfor vid t=2200C och högt tryck. Till utseendet liknar den grafit. Kristallstrukturen hos svart fosfor är skiktad, bestående av korrugerade skikt (Fig. 2). Svart fosfor är den minst aktiva modifieringen av fosfor. När den värms upp utan tillgång till luft, övergår den, som röd, till ånga, från vilken den kondenserar till vit fosfor.

glida 11

Ett experiment som illustrerar övergången av röd fosfor till vit

1-molekyler av vit fosfor; 2-kristallin. svart fosforgitter

glida 12

Fosfor (V) oxid - Р2О5

Fosfor bildar flera oxider. Den viktigaste av dem är fosforoxid (V) P4O10. Ofta är dess formel skriven i en förenklad form - P2O5. Strukturen av denna oxid behåller det tetraedriska arrangemanget av fosforatomer. Vita kristaller, t smälta = 5700°C, koka t = 6000°C, ρ = 2,7 g/cm3. Har flera modifieringar. I ånga består den av P4H10-molekyler, den är mycket hygroskopisk (används som torkmedel för gaser och vätskor). Beredning: 4P + 5O2 = 2P2O5 Kemiska egenskaper Alla kemiska egenskaper hos sura oxider: reagerar med vatten, basiska oxider och alkalier 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (metafosforsyra) P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (P2O5 syra) +2) 3BaO =Ba3(PO4)2 På grund av sin exceptionella hygroskopicitet används fosfor(V)oxid i laboratorie- och industriteknik som tork- och dehydratiseringsmedel. I sin torkande effekt överträffar den alla andra ämnen.

glida 13

Ortofosforsyra.

Flera syror som innehåller fosfor är kända. Den viktigaste av dem är ortofosforsyra H3PO4. Vattenfri ortofosforsyra är en lätt genomskinlig kristall som flyter ut i luft vid rumstemperatur. Smältpunkt 42,35°C. Med vatten bildar fosforsyra lösningar av vilken koncentration som helst.

Bild 14

glida 15

Fysikaliska egenskaper hos H3PO4

Ortofosforsyra i sin rena form under normala förhållanden är färglösa rombiska kristaller som smälter vid en temperatur av 42,3 ° C. Men kemister stöter sällan på en sådan syra. Mycket oftare hanterar de H3PO4 * 0,5 H2O-hemihydrat, som fälls ut i form av färglösa hexagonala prismor när koncentrerade vattenlösningar av fosforsyra kyls. Smältpunkten för hemihydratet är 29,3°C. Ren H3PO4 bildar efter smältning en trögflytande oljig vätska med låg elektrisk ledningsförmåga och kraftigt reducerad diffusivitet. Dessa egenskaper, såväl som en detaljerad studie av spektra, visar att H3PO4-molekylerna i detta fall praktiskt taget inte är dissocierade och förenas av starka vätebindningar till en enda makromolekylär struktur. Som regel är molekyler förbundna med varandra genom en, sällan två och mycket sällan tre vätebindningar. Om syran späds ut med vatten är det mer sannolikt att dess molekyler bildar vätebindningar med vatten än med varandra. På grund av sådan "sympati" för vatten, blandas syra med det i alla relationer. Hydratiseringsenergin här är inte lika hög som för svavelsyra, därför är uppvärmningen av H3PO4 vid utspädning inte så stark och dissociationen är mindre uttalad. Enligt det första steget av dissociation anses fosforsyra vara en elektrolyt med medelstyrka (25 - 30%), enligt den andra - svag, enligt den tredje - mycket svag.

Bild 17

Kemiska egenskaper hos H3PO4

Vid neutralisering av fosforsyra med alkalier bildas salter: dihydrofosfater, hydrofosfater och även fosfater, till exempel:

Bild 18

Fosfor i människokroppen

I en människokropp som väger 70 kg. Innehåller ca 780 g fosfor. I form av kalciumfosfater finns fosfor i benen hos människor och djur. Det ingår också i sammansättningen av proteiner, fosfolipider, nukleinsyror; fosforföreningar är involverade i energimetabolismen (adenisintrifosforsyra, ATP). Människokroppens dagliga behov av fosfor är 1,2 g. Vi konsumerar huvudmängden av det med mjölk och bröd (100 g bröd innehåller cirka 200 mg fosfor). Fisk, bönor och vissa typer av ost är de rikaste på fosfor. Intressant nog, för korrekt näring, är det nödvändigt att upprätthålla en balans mellan mängden fosfor och kalcium som konsumeras: det optimala förhållandet i dessa matelement är 1,5/1. Ett överskott av fosforrik mat leder till läckage av kalcium från benen, och med ett överskott av kalcium utvecklas urolithiasis.

Bild 19

Tändsticksaskens eldande yta är belagd med en blandning av röd fosfor och glaspulver. Sammansättningen av tändstickshuvudet inkluderar oxidationsmedel (PbO2, KClO3, BaCrO4) och reduktionsmedel (S, Sb2S3). Med friktion från den eldande ytan antänds blandningen som appliceras på tändstickan. De första fosfortändstickorna - med ett vitt fosforhuvud - skapades först 1827. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Sådana tändstickor fattade eld när de gnides mot vilken yta som helst, vilket ofta ledde till bränder. Dessutom är vit fosfor mycket giftig. Fall av förgiftning med fosfortändstickor beskrivs, både på grund av vårdslös hantering och i självmordssyfte: för detta räckte det med att äta några tändstickshuvuden. Det är därför fosfortändstickor ersattes av säkra, som tjänar oss troget än i dag. Industriell tillverkning av säkerhetständstickor började i Sverige på 60-talet. XIX århundradet.

glida 24

Värdet av fosfor

Fosforsyra är av stor betydelse som en av de viktigaste komponenterna i växtnäring. Fosfor används av växter för att bygga sina mest vitala delar, frön och frukter. Ortofosforsyraderivat är mycket nödvändiga inte bara för växter utan också för djur. Ben, tänder, skal, klor, nålar, spikar i de flesta levande organismer består huvudsakligen av kalciumortofosfat. Dessutom är fosforsyra, som bildar olika föreningar med organiska ämnen, aktivt involverad i metabolismen av en levande organism med miljön. Som ett resultat finns fosforderivat i ben, hjärna, blod, muskler och bindväv hos mänskliga och djuriska organismer. Det finns särskilt mycket fosforsyra i sammansättningen av nervceller (hjärna), vilket möjliggjorde A.E. Fersman, en välkänd geokemist, kallade fosfor för ett "tankeelement". Mycket negativt (djursjukdom rakit, anemi, etc.) påverkar kroppens tillstånd genom att sänka innehållet av fosforföreningar i kosten eller införa dem i en osmältbar form.

Bild 25

Användningen av fosfor

Ortofosforsyra används för närvarande flitigt. Dess huvudsakliga konsument är produktion av fosfat och kombinerade gödselmedel. För dessa ändamål bryts årligen cirka 100 miljoner ton fosforhaltig malm över hela världen Fosforgödselmedel bidrar inte bara till att öka skörden av olika grödor, utan ger också växter vinterhärdighet och motståndskraft mot andra ogynnsamma klimatförhållanden, skapar förutsättningar för snabbare mognad av grödor i områden med kort vegetativ period. De har också en gynnsam effekt på marken, bidrar till dess strukturering, utveckling av jordbakterier, förändrar lösligheten av andra ämnen som finns i jorden och undertrycker några av de resulterande skadliga organiska ämnena. Mycket ortofosforsyra konsumeras av livsmedelsindustrin. Faktum är att utspädd fosforsyra smakar mycket trevligt och dess små tillägg till marmelader, lemonad och sirap förbättrar deras smak avsevärt. Vissa salter av fosforsyra har samma egenskap. Kalciumvätefosfater har till exempel länge ingått i bakpulver, vilket förbättrar smaken på frallor och bröd. Andra industriella tillämpningar av fosforsyra är också av intresse. Till exempel har man observerat att impregneringen av trä med själva syran och dess salter gör träet obrännbart. På grundval av detta produceras nu brandhämmande färger, obrännbara fosfoträskivor, obrännbart fosfatskum och andra byggmaterial. Olika salter av fosforsyra används i stor utsträckning inom många industrier, inom byggbranschen, inom olika teknikområden, i allmännyttiga tjänster och i vardagen, för skydd mot strålning, för att mjuka upp vatten, bekämpa pannbeläggning och tillverkning av olika rengöringsmedel. Fosforsyra, kondenserade syror och dehydrerade fosfater fungerar som katalysatorer i processerna för dehydratisering, alkylering och polymerisation av kolväten. En speciell plats upptas av organofosforföreningar som extraktionsmedel, mjukgörare, smörjmedel, kruttillsatser och absorbenter i kylenheter. Syraalkylfosfatsalter används som ytaktiva medel, frostskyddsmedel, specialgödselmedel, latexantikoagulanter etc. Syraalkylfosfater används för extraktionsbearbetning av uranmalmlutar.

glida 26

Fosfor 1. Skriv den elektroniska formeln för fosforatomen. Förklara vad som händer med den elektroniska konfigurationen av en atom när den uppvisar det högsta oxidationstillståndet. 2. Vilka oxidationstillstånd kan fosfor uppvisa i föreningar? Ge exempel på dessa föreningar. Skriv den elektroniska formeln för fosforatomen i +3 oxidationstillstånd. 3. Vilka är de viktigaste skillnaderna i de fysikaliska och kemiska egenskaperna hos röd och vit fosfor. Hur kan röd fosfor separeras från vita föroreningar? 4. Beräkna den relativa densiteten för fosfin från väte och luft. Är fosfin lättare eller tyngre än dessa gaser? 5. Hur kan övergången från röd till vit fosfor och vice versa göras? Är dessa processer kemiska fenomen? Förklara svaret. 6. Beräkna mängden fosfor som måste förbrännas i syre för att få fosfor(V)oxid som väger 3,55 g? 7. En blandning av röd och vit fosfor som vägde 20 g behandlades med koldisulfid. Den olösta återstoden separerades och vägdes, dess massa var 12,6 g. Beräkna massfraktionen av vit fosfor i den initiala blandningen. 8. Vilken typ av kemisk bindning finns i föreningar: a) РН3; b) PCl5; c) Li3P. I polära ämnen, ange riktningen för förskjutning av vanliga elektronpar. 9. Fosfin kan erhållas genom inverkan av saltsyra på kalciumfosfid. Beräkna volymen fosfin (normala förhållanden) som bildas av 9,1 g kalciumfosfid. Massfraktionen av produktutbytet är 90%.

Bild 27

Fosforsyra och dess salter

1. Skriv reaktionsekvationerna mellan fosforsyra och följande ämnen: a) magnesiumoxid; b) kaliumkarbonat; c) silvernitrat; d) järnsulfat (II). 2. Skriv reaktionsekvationerna mellan ortofosforsyra och kaliumhydroxid, som ett resultat av vilka 3 typer av salter bildas: medelstora och två sura. 3. Vilken av syrorna är ett starkare oxidationsmedel: salpeter eller ortofosfor? Förklara svaret. 4. Skriv reaktionsekvationerna med vilka följande transformationer kan utföras: P → P205 → H3P04 → Na3P04 → Ca3(P04)2 P04)2→Ca(H2P04)2 Skriv ekvationerna för dessa reaktioner. 6. Använd den elektroniska balansmetoden och välj koefficienterna i scheman för följande redoxreaktioner: a) RN3 + O2 → P2O5 + H2O b) Ca3 (PO4) 2 + C + SiO2 → CaSiO3 + P + CO-syror 40% kan erhållas från fosforit som väger 100 kg med en massfraktion av Ca3 (PO4) 2 93%? 8. Fosforsyra som vägde 195 kg erhölls från naturlig fosforit som vägde 310 kg. Beräkna massfraktionen av Ca3(PO4)2 i naturlig fosforit. 9. En vattenlösning innehållande fosforsyra som vägde 19,6 g neutraliserades med kalciumhydroxid som vägde 18,5 g. Bestäm massan av den bildade CaHPO4 2H2O-fällningen. 10. Det finns en lösning av fosforsyra som väger 150 g (massfraktion av H3PO4 24,5%). Beräkna volymen ammoniak (normala förhållanden) som måste passera genom lösningen för att få ammoniumdivätefosfat. 11. Vilket salt bildas om 2,8 g kaliumhydroxid tillsätts till en lösning innehållande H3PO4 som väger 4,9 g? Beräkna massan av det resulterande saltet

Bild 28

Mineralgödselmedel

1. Vilka kväve- och fosfatgödselmedel känner du till? Skriv reaktionsekvationerna för deras framställning. Varför behöver växter kväve och fosfor? 2. Bestäm massfraktionen av fosfor(V)oxid i CaHPO4 2H2O-fällningen. 3. Massfraktionen av fosfor (V) oxid i superfosfat är 20 %. Bestäm massan superfosfat som måste införas under ett fruktträd om fosfor som väger 15,5 g krävs för trädets normala utveckling 4. Massfraktionen av kväve i gödselmedlet är 14 %. Allt kväve ingår i gödselmedlet i sammansättningen av urea CO(NH2)2. Beräkna massandelen urea i detta gödselmedel. 5. I superfosfat är massandelen av fosfor (V) oxid 25 %. Beräkna massfraktionen av Ca(H2PO4)2 i detta gödselmedel. 6. Beräkna massan av ammoniumsulfat, som bör tas för att införa kväve som väger 2 ton i jorden på en yta av 5 hektar. Vilken massa gödselmedel ska appliceras på varje kvadratmeter jord? 7. Beräkna massan av ammoniumnitrat som ska appliceras på en yta av 100 ha om massan av kväve som appliceras på en yta av 1 ha ska vara 60 kg. 8. Fosfor (V) oxid som väger 0,4 kg måste införas i jorden under fruktträdet. Vilken massa superfosfat ska tas i detta fall, om massandelen av assimilerbar fosfor (V) oxid i den är 20%? 9. Under fruktträdet är det nödvändigt att lägga till ammoniumnitrat som väger 140 g (massfraktionen av kväve i nitrat är 35%). Bestäm massan av ammoniumsulfat, som kan användas för att tillsätta samma mängd kväve.

Bild 29

Referenser: 1. F.G. Feldman, G.E. Rudzitis. KEMI. Lärobok för utbildningsinstitutioner årskurs 9. - M., 5:e upplagan, ENLIGHTENMENT, 1997. 2. KEMI. Referensmaterial. Under redaktion av Yu.D. Tretyakov, - M., EDUCATION, 1984. 3. KEMI. Skolbarnshandbok, - M., 1995. 4. KEMI. Encyklopedi för barn. Volym 17, AVANTA, 2000 5. Weser V.-J., Fosfor och dess föreningar, trans. från engelska, - M., 1963. 6. Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Texten måste vara väl läsbar, annars kommer publiken inte att kunna se informationen som tillhandahålls, bli mycket distraherad från berättelsen, försöka urskilja åtminstone något, eller helt tappa allt intresse. För att göra detta måste du välja rätt typsnitt, med hänsyn till var och hur presentationen kommer att sändas, och även välja rätt kombination av bakgrund och text.

Det är viktigt att repetera din rapport, fundera över hur du kommer att hälsa publiken, vad du ska säga först, hur du ska avsluta presentationen. Allt kommer med erfarenhet.

Välj rätt outfit, eftersom. Talarens klädsel spelar också en stor roll för uppfattningen av hans tal.

Försök att tala självsäkert, flytande och konsekvent.

Försök att njuta av föreställningen så att du kan vara mer avslappnad och mindre orolig.

Grupp V A undergrupp Elementen i denna undergrupp inkluderar: Elementen i denna undergrupp inkluderar: N; P; Som; Sb; Bi. N; P; Som; Sb; Bi. Kväve och fosfor är särskilt viktiga Kväve och fosfor är särskilt viktiga Kväve är en del av luften, är en del av Kväve är en del av luften, proteiner, nukleinsyror, proteiner, nukleinsyror, många stenar och mineraler (salpeter) i många stenar och mineraler (nitrat) Fosfor är en beståndsdel av proteiner, nukleinsyror, apatit och fosforitmineraler Fosfor är en beståndsdel av proteiner, nukleinsyror, apatitmineraler och fosforiter

Karakterisering av kväve och fosfor enligt det periodiska systemet Karakteristisk plan Kväve Fosfor

Elektroniska formler för kväve och fosfor N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Komponera den grafiska elektronformeln för den grafiska formeln för kväve kväve +7 N högsta oxidationstillstånd +7 N högsta oxidationstillstånd lägsta oxidationstillstånd lägsta oxidationstillstånd -3 -

Visste du att ... Kväve upptäcktes först av forskare Kväve upptäcktes först av vetenskapsmannen D. Rutherford 1772. Fastigheterna undersöktes av K Scheele, G. Cavendish, D. Rutherford 1772. Fastigheterna undersöktes av K Scheele, G. Cavendish, J. Priestley. J. Priestley. A. Lavoisier föreslog termen kväve, som från grekiska översatts till "livlös" A. Lavoisier föreslog termen kväve, som från grekiska översatts till "livlös"

Kväve. Fysikaliska egenskaper Molekylstruktur N2 Molekylstruktur N2 Strukturformel N Ξ N Strukturformel N Ξ N Elektronisk formel: N N: Elektronisk formel: N N: Bindning kovalent icke-polär, mycket stark, trippel 1σ(sigma) och 2π (pi) Bindning kovalent icke -polär, mycket stark, trippel 1σ (sigma) och 2π (pi) Kvävgas är färglös och luktlös, dåligt löslig i vatten, något lättare än luft, kvävgas är färglös och luktlös, dåligt löslig i vatten, något lättare än luft, Тkoka = ºС Тkoka = ºС

Kvävets kemiska egenskaper Under normala förhållanden, låg aktivitet Under normala förhållanden, låg aktivitet Vid T=2000º reagerar det med syre Vid T=2000º reagerar det med syre \u003d 400 ° C och p N 2 + 3H 2 2 NH 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 ammoniak ammoniak Med några metaller Med några metaller 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 magnesiumnitrid magnesiumnitrid

Ammoniak Ammoniak Föreningen av kväve med väte kallas ammoniak NH 3 Föreningen av kväve med väte kallas ammoniak NH 3 Molekylstruktur Molekylstruktur H – N – H H – N – H | H Kovalent polär bindning Kovalent polär bindning Form på molekylen tetraeder Fig. 11 sid 47 Form på molekylen tetraeder Fig. 11 sid 47

Inhämtning i industrin År 1913 etablerades den första anläggningen för katalytisk syntes av ammoniak i Tyskland. År 1913 etablerades den första anläggningen för katalytisk syntes av ammoniak i Tyskland N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q i närvaro av en katalysator - Reaktionen är reversibel, T = 300ºС, Р = MPa, i närvaro av en katalysator - poröst järnporöst järn

Inhämtning i laboratoriet Genom att värma en blandning av ammoniumsalter med alkalier. Vid uppvärmning av en blandning av ammoniumsalter med alkalier. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O ammoniumklorid ammoniak ammoniumklorid ammoniak Fysikaliska egenskaper Fysikaliska egenskaper Färglös gas med en karakteristisk stickande lukt, nästan 2 gånger lättare än luft. Låt oss väl lösa i vatten. В 1V H2O – 700V NH3 Färglös gas med en karakteristisk stickande lukt, nästan 2 gånger lättare än luft. Låt oss väl lösa i vatten. Vid 1V H2O - 700V NH3

Kemiska egenskaper Aktivt ämne Aktivt ämne Reagerar med vatten Reagerar med vatten NH3 + H2O NH4OH ammoniumhydroxid NH3 + H2O NH4OH ammoniumhydroxid Med syror Med syror NH3 + HCl = NH4Cl ammoniumklorid NH3 + HCl = NH4Cl ammoniumklorid 2NSO3 = NH4Cl ammoniumklorid 2NSO3 ammoniumsulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 ammoniumsulfat

Kemiska egenskaper Svag förening sönderdelas vid upphettning Svag förening sönderdelas vid upphettning 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Brännskador Brännskador NH3 + ? O2? N2 + -H2O -NH3 + ? O2? N2 + ?H2O Oxiderad i närvaro av en Pt-katalysator Oxiderad i närvaro av en Pt-katalysator ? NH3+? O2? NO + ?H2O? NH3+? O2? NO + ?H2O kontrollera sidan 49 fliken. 13 kontrollera s. 49 tab. 13 Reducerar metaller från deras oxider Reducerar metaller från deras oxider 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 + 3Cu + 3 H2O

Ammoniumsalter NH3 + HCl = NH4Cl ammoniumklorid NH3 + HCl = NH4Cl ammoniumklorid 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 ammoniumsulfat 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 ammoniumsulfat NH3 + H2SO4 sulfat NH4H4SO4 NH4H4SO4 = NH4H4SO4 ammoniumsulfat NH3 + H2S04 ammoniumhydrosulfat NH3 + HNO3 = ? Namn NH3 + HNO3 = ? Namn NH3 + H3PO4 = ? NH3 + H3PO4 = ? Kvalitativ reaktion på ammoniumjon Kvalitativ reaktion på ammoniumjon NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O lukt av ammoniak NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O lukt av ammoniak Bryts ner vid uppvärmning Sönderfaller vid uppvärmning NH4NO3 = N2O +2 H3O N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Frågor och övningar Vilka delar utgör VA-gruppen? Vilka delar utgör VA-gruppen? Vad är strukturen för det yttre elektronskiktet av kväve- och fosforatomer? Vad är strukturen för det yttre elektronskiktet av kväve- och fosforatomer? Vilka är de fysikaliska egenskaperna hos kväve? Vilka är de fysikaliska egenskaperna hos kväve? Varför är kväve kemiskt inaktivt? Varför är kväve kemiskt inaktivt? Hur mycket kväve är det i luften i volym? Hur mycket kväve är det i luften i volym? Vilken typ av kemisk bindning finns i en kvävemolekyl? Vilken typ av kemisk bindning finns i en kvävemolekyl? Var finns kväve i naturen? Var finns kväve i naturen? Hur erhålls kväve? Hur erhålls kväve? Nämn väteföreningen av kväve, dess fysikaliska egenskaper. Nämn väteföreningen av kväve, dess fysikaliska egenskaper. Hur erhålls ammoniak i laboratoriet och industrin? Hur erhålls ammoniak i laboratoriet och industrin?

Frågor och övningar Vilka salter bildar ammoniak? Vilket salt bildar ammoniak? Vad är en kvalitativ reaktion för ammoniumkatjonen? Vad är en kvalitativ reaktion för ammoniumkatjonen? Var används kväve, ammoniak, ammoniumsalter? Var används kväve, ammoniak, ammoniumsalter?

Övning Lös transformationskedja Lös omvandlingskedja N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Lös OVR Lös OVR NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O l av väte? Beräkna volymen ammoniak (N.O.) som bildas av 25 liter kväve och 25 liter väte? Vad är massan och volymen av 5 mol ammoniak? Vad är massan och volymen av 5 mol ammoniak? Beräkna relativ densitet för väte och ammoniak för luft? Beräkna relativ densitet för väte och ammoniak för luft?

Kväveoxider Flera kväveoxider är kända Flera kväveoxider är kända i H 2 O "skrattgas" NO - kväveoxid II Färglös, luktlös, lätt löslig N 2 O 3 kväveoxid III Mörkblå vätska, sol. i vatten. NO 2 kväveoxid IV Brun gas, giftig N 2 O 5 kväveoxid V Färglös

Inhämta I laboratoriet I laboratoriet NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 natriumnitrat natriumvätesulfat natriumnitrat natriumvätesulfat Inom industrin Inom industri 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O +Q 2. O2 = 2NO NO2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q

Fysikaliska egenskaper Färglös rykande vätska med stickande lukt. Vällösligt i vatten. Koncentrerad är mycket farlig. Nedbryts under inverkan av ljus. Förvara i en mörk behållare. Starkt oxidationsmedel. Brandfarlig. Färglös rykande vätska med en stickande lukt. Väl löslig i vatten. Koncentrerad är mycket farlig. Nedbryts under inverkan av ljus. Förvara i en mörk behållare. Starkt oxidationsmedel. Brandfarlig.

Kemiska egenskaper Vanligt med andra syror Vanligt med andra syror 1. Stark syra, dissocierar helt HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Reagerar med basiska oxider CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 = ? +? 3. Reagera med baserna Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? 4 Reagerar med salter av svagare syror Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 = ? +? +?

Specifika egenskaper Bryts ner vid uppvärmning och i ljus Sönderfaller vid uppvärmning och i ljus 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 Vid interaktion med proteiner bildas en klargul substans. När man interagerar med proteiner bildas en ljusgul substans. Reagerar annorlunda med metaller, men väte H2 frigörs aldrig Reagerar annorlunda med metaller, medan väte H2 aldrig frigörs Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gas Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + gas

Salter av salpetersyra Salpetersyrasalter - nitrater Kvävesalter - nitrater Kalium-, natrium-, ammonium- och kalciumnitrat kallas salpeter. Kalium-, natrium-, ammonium- och kalciumnitrater kallas salpeter. NaNO3 - natriumnitrat, natriumnitrat NaNO3 - natriumnitrat, natriumnitrat NH4NO3 - ammoniumnitrat, ammoniak NH4NO3 - ammoniumnitrat, ammoniumnitrat. salpeter. Alla nitrater är lösliga i vatten. Alla nitrater är lösliga i vatten. De är starka oxidationsmedel. De är starka oxidationsmedel. Vid uppvärmning sönderfaller alla nitrater med frigöring av syre O 2 Vid uppvärmning sönderdelas alla nitrater med frigöring av syre O 2

Frågor och övningar Vilka kväveoxider känner du till? Vilka kväveoxider känner du till? Vilka är de fysikaliska egenskaperna hos salpetersyra Vilka är de fysikaliska egenskaperna hos salpetersyra Beskriv de kemiska egenskaperna hos salpetersyra? Beskriv de kemiska egenskaperna hos salpetersyra? Vilka specifika egenskaper hos salpetersyra känner du till? Vilka specifika egenskaper hos salpetersyra känner du till? Hur produceras salpetersyra i laboratoriet? Hur produceras salpetersyra i laboratoriet? Hur framställs salpetersyra industriellt? Hur framställs salpetersyra industriellt? Var används salpetersyra? Var används salpetersyra? Vad kallas salpetersyrasalter och var används de? Vad kallas salpetersyrasalter och var används de?

Övningar Skriv molekylära och joniska reaktionsekvationer Skriv molekylära och joniska reaktionsekvationer CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Skriv reaktionsekvationen salpetersyra med koppar. Lös det som OVR Skriv ekvationen för reaktionen av konc. salpetersyra med koppar. Lös det som OVR Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Övningar Lös kedjan av omvandlingar Lös kedjan av omvandlingar N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Beräkna massan av magnesiumnitrat, som bildades genom interaktion av magnesium oxid med 120 g salpetersyralösning med 10 % koncentration. Beräkna massan av magnesiumnitrat, som bildades genom interaktion av magnesiumoxid med 120 g av en lösning av salpetersyra med en 10% koncentration. Vilken volym syre kommer att frigöras vid nedbrytning när 150 g natriumnitrat värms upp? Vilken volym syre kommer att frigöras vid nedbrytning när 150 g natriumnitrat värms upp? Beräkna massfraktionen av kväve i aluminiumnitrat. Beräkna massfraktionen av kväve i aluminiumnitrat.

Kemilektion i årskurs 10: "Kväve och fosfor - p-element i VA-gruppen"

beredd
lärare i kemi och biologi
GUO gymnasieskola №163 Minsk
Kostyukevich Yury Mikhailovich

I det periodiska systemets VA-grupp finns icke-metaller kväve N och fosfor P, halvmetall arsenik As, samt antimon Sb och vismut Bi, som klassificeras som icke-metaller. Atomerna i elementen i VA-gruppen har 5 elektroner på det yttre elektronskiktet. Den elektroniska konfigurationen av deras yttre elektronskikt är ns2np3, till exempel: kväve - 2s2p3, fosfor - 3s23p3.

I kemiska föreningar kan kväve- och fosforatomer uppvisa oxidationstillstånd från -3 till +5.

kväve i naturen

Kväve symboliseras N
(lat. Nitrogenium, d. v. s. "föder salpeter).
Det enkla ämnet kväve (N2) är en ganska inert gas under normala förhållanden, utan färg, smak och lukt.
Kväve, i form av diatomiska N2-molekyler, utgör det mesta av atmosfären, där dess innehåll är 78,084 volymprocent (det vill säga cirka 3,87 1015 ton).

kväve i rymden

Utanför jorden finns kväve i gasnebulosor, solatmosfären, på Uranus, Neptunus, det interstellära rymden etc. Kväve är det 4:e vanligaste grundämnet i solsystemet (efter väte, helium och syre).

Fosfor i naturen

Fosfor finns naturligt i form av fosfater. Således är kalciumfosfat Ca3(PO4)2 huvudkomponenten i mineralet apatit.
Fosfor finns i alla delar av gröna växter, och ännu mer i frukter och frön.
Ingår i djurvävnader, är en del av proteiner och andra viktiga organiska föreningar (ATP, DNA), är en del av livet.

Apatit

Fosfor

I den enklaste P4-molekylen är var och en av de fyra fosforatomerna kovalent bunden till de andra tre. Vit fosfor består av sådana tetraedriska molekyler. Gjuten i en inert atmosfär i form av pinnar (göt), den lagras i frånvaro av luft under ett lager av renat vatten eller i speciella inerta medier. Kemiskt sett är vit fosfor extremt aktiv! Till exempel oxideras det långsamt av luftens syre redan vid rumstemperatur och lyser (blekgrönt sken). Fenomenet med denna typ av glöd på grund av kemiska oxidationsreaktioner kallas kemiluminescens (ibland felaktigt fosforescens). Vit fosfor är mycket giftigt. Den dödliga dosen av vit fosfor för en vuxen man är 0,05-0,1 g. Röd fosfor har en atomär polymerstruktur där varje fosforatom är bunden till tre andra atomer med kovalenta bindningar. Röd fosfor är icke-flyktig, olöslig i vatten och ogiftig. Det används vid tillverkning av tändstickor.

I ljuset och när den värms upp till 300 ° C utan luft, förvandlas vit fosfor till röd fosfor.

När den värms upp under ett tryck som är cirka 1200 gånger högre än atmosfärstrycket förvandlas vit fosfor till svart fosfor, som har ett atomärt skiktat kristallgitter. Svart fosfor liknar metall i sina fysikaliska egenskaper: den leder elektricitet och glittrar. Utåt är det mycket likt grafit. Svart fosfor är den kemiskt minst aktiva formen av fosfor. 1830 uppfann den franske kemisten Charles Soria fosfortändstickor, som bestod av en blandning av bartholletsalt, vit fosfor och lim. Dessa tändstickor var mycket brandfarliga, eftersom de fattade eld till och med av ömsesidig friktion i lådan och när de gnuggades mot hårda underlag, till exempel sulan på en stövel. På grund av den vita fosforn var de giftiga. År 1855 applicerade den svenske kemisten Johan Lundström röd fosfor på sandpappersytan och ersatte den vita fosforn i tändstickans huvud. Sådana tändstickor var inte längre skadliga för hälsan, de antändes lätt på en förberedd yta och antändes praktiskt taget inte spontant. Johan Lundström patenterar den första "svenska tändstickan", som har överlevt nästan till denna dag. 1855 belönades Lundströms tändstickor med en medalj på världsutställningen i Paris. Senare avlägsnades fosfor helt från sammansättningen av tändstickshuvudena och förblev endast i sammansättningen av pålägget (rivjärnet). I och med utvecklingen av produktionen av "svenska" tändstickor förbjöds tillverkning av tändstickor med användning av vit fosfor i nästan alla länder. Det enklaste ämnet, kväve N2, är kemiskt inaktivt och inträder som regel i kemiska reaktioner endast vid höga temperaturer. Kvävets oxiderande egenskaper manifesteras i reaktionen med väte och aktiva metaller. Så, väte och kväve kombineras i närvaro av en katalysator vid hög temperatur och högt tryck och bildar ammoniak:

Av metallerna, under normala förhållanden, reagerar kväve endast med litium och bildar litiumnitrid:

Fosfors oxiderande egenskaper manifesteras när det interagerar med de mest aktiva metallerna:

De reducerande egenskaperna hos kväve och fosfor manifesteras när de interagerar med syre. Så kväve reagerar med syre vid en temperatur på cirka 3000˚С och bildar kväveoxid (II):

Oxidation av vit fosfor åtföljs av luminescens. Vit och röd fosfor antänds när den antänds och brinner med en bländande ljus låga med bildning av vit rök av fosfor(IV)oxid:

Förbränning av vit fosfor Den mest kemiskt aktiva, giftiga och brännbara vita fosforn. För det används väldigt ofta i brandbomber. Tyvärr används fosforammunition även på 2000-talet!

– Under belägringen av Sarajevo användes fosforgranater av bosnienserbiskt artilleri. 1992 brände sådana skal ner byggnaden av Institute of Oriental Studies, vilket resulterade i att många historiska dokument förstördes.
– 2003-2004 användes de av brittiska underrättelsetjänster i närheten av Basra i Irak.
– 2004 använde USA mot gerillans underjordiska i Irak i striden om Fallujah.
sommaren 2006, under andra Libanonkriget, användes artillerigranater med vit fosfor av den israeliska armén.
2009, under Operation Cast Lead i Gazaremsan, använde den israeliska armén ammunition som innehöll vit fosfor som tillåts enligt internationell lag.
Sedan 2009 har palestinska terrorister laddat sina missiler med vit fosfor.

Uppkomsten av vandrande ljus på gamla kyrkogårdar och träsk orsakas av antändning av fosfin PH3 och andra föreningar som innehåller fosfor i luft. I luften antänds produkterna av kombinationen av fosfor med väte spontant med bildandet av en lysande låga och droppar av fosforsyra, en produkt av interaktionen av fosfor (V) oxid med vatten. Dessa droppar skapar en suddiga kontur av "spöket". Den huvudsakliga användningen av kväve är produktionen av ammoniak. Kväve används också för att skapa en inert miljö vid torkning av sprängämnen och vid förvaring av värdefulla målningar och manuskript. Dessutom är elektriska glödlampor fyllda med kväve.

Användningen av enkla ämnen

Produktion
ammoniak

De flesta moderna lampor är fyllda med kemiskt inerta gaser. Blandningar av kväve N2 med argon Ar är de vanligaste på grund av deras låga kostnad.

Röd fosfor används för tillverkning av tändstickor, fosforsyra, som i sin tur går till produktion av fosfatgödsel och fodertillsatser för boskap. Dessutom används fosfor för framställning av bekämpningsmedel. Läxor: Stycke §49. Lista över använda källor