Головна > Сільське господарство

Презентація на тему азот та фосфор. Презентація на тему "Азот та фосфор-р-елементи VA-групи"

Щоб користуватися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com


Підписи до слайдів:

1.Предупреждаю вас заздалегідь: Я непридатний для дихання! Але всі ніби не чують І постійно мною дихають. 2.Я світлоносний елемент. Я сірник вам запалю в мить. Спалять мене – і під водою Оксид мій стане кислотою.

Положення азоту та фосфору в Періодичній системі

« Характеристика азоту та фосфору. Властивості азоту.

П'ять відомих хіміків XVIII ст. дали якомусь неметал, який у вигляді простої речовини є газ і складається з двоатомних молекул, п'ять різних імен. - «отруйне повітря» - «дефлогістоване повітря» - «зіпсоване повітря» - «задушливе повітря» - «неживе повітря» У 1772 році шотландський хімік, ботанік і лікар Даніел Резерфорд У 1772 році англійський хімік Карл Шееле У 1774 році англійський хімік Генрі Кавендіш У 1776 році французький хімік Антуан Лавуазьє

ЗНАХОДЖЕННЯ АЗОТУ У ПРИРОДІ: у вільному стані в атмосфері

ЗНАХОДЖЕННЯ АЗОТУ В ПРИРОДІ: у вигляді неорганічних сполук У невеликих кількостях у грунті: у вигляді солей амонію та нітратів. органічних Азот рослин та тварин (Нуклеїнові кислоти, білкові речовини)

ОЗНАКИ ПОРІВНЯННЯ АЗОТ ФОСФОР ПОЛОЖЕННЯ В ПСХЕ БУДОВА АТОМА Число електронів в атомі 7, протонів в ядрі 7, число нейтронів в ядрі 7 Електронна схема: 1s 2 2s 2 2p 3 СТУПЕНІЙ ОК відносна атомна маса 31 2 період V група Головна підгрупа Порядковий номер 7; відносна атомна маса 14 Р +15) 2) 8) 5 Число електронів в атомі 15, протонів в ядрі 15, число нейтронів в ядрі 16 Електронна схема: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7) 2 ) 3, +5, -3 +1, +2, +3, +4, +5, -3

Визначте ступеня окиснення азоту в сполуках: HNО 3 , NН 3 , NO, KNО 2 , NО 2 , N 2 О,НNO 2 с.о. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 з'єднання NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

БУДОВА МОЛЕКУЛИ N N N  N ЗВ'ЯЗОК: -КОВАЛЕНТНА НЕПОЛЯРНА -ПОТРІЙНА -МІЦНА МОЛЕКУЛА: -ДУЖЕ СТІЙКА -НИЗКА РЕАКЦІЙНА ЗДАТНІСТЬ 1 3 4 2

N 2 Фізичні властивості: В, Ц, З, М трохи легше за повітря, t кип = -196 0 C , t пл = -210 0 C

У промисловості азот отримують дистиляцією повітря, у лабораторії – термічним розкладанням сполук (найчастіше NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Фосфор отримують шляхом прожарювання фосфату кальцію з вугіллям та піском в електропечах при 1500 0 С : 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Отримання.

Хімічні властивості Азота Фосфору з металами при кімнатній t реагує з Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N за високих t – з іншими Ме 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 при нагріванні реагує з Ме 3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 з киснем при дуже високих t (близько 3000°С) N 2 + O 2 = 2 NO білий фосфор самозаймається, а червоний горить при нагріванні 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 з воднем у присутності каталізатора при високому тиску та t N 2 + 3 H 2 =2 NH 3

Застосування Отримання аміаку Створення інертної атмосфери Створення низьких температур Насичення поверхні сталі для підвищення міцності Рідкий азот у медицині Синтез аміаку Виробництво добрив Синтез азотної кислоти Створення інертного середовища N2

Питання для самоконтролю Газ без кольору, смаку та запаху Молекула двоатомна Вміст у повітрі 78 % У лабораторії отримують розкладанням KMnO 4 і H 2 O 2 У промисловості – з рідкого повітря Хімічно малоактивний Взаємодіє майже з усіма простими речовинами З ним пов'язані складовою частиною білків Участь у кругообігу речовин у природі

ПЕРЕВІР СЕБЕ O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. «5» N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. «5» 1-2 помилки «4» 3-4 помилки « 3 » 5 помилок і більше « 2 » На прикладі відомостей про азот, наведіть аргументи на користь двох точок зору: 1. Азот – «неживий» 2. Азот – головний елемент життя Землі.

Слайд 2

У VA-групі періодичної системи розташовані неметали азот і фосфор, напівметал миш'як As, а також сурма Sb і вісмут Bi, які відносять до неметалів.

Слайд 3

Атоми елементів VA-групи на зовнішньому електронному шарі знаходяться по 5 електронів. Електронна конфігурація їхнього зовнішнього електронного шару ns2np3, наприклад: азоту – 2s2p3, фосфору – 3s23p3.

У хімічних сполуках атоми азоту та фосфору можуть виявляти ступеня окиснення від -3 до +5.

Слайд 4

Азот у природі

Азот позначається символом N (лат. Nitrogenium, тобто «що народжує селітру). Проста речовина азот (N2) - досить інертний за нормальних умов газ без кольору, смаку та запаху. Азот, у формі двоатомних молекул N2 становить більшу частину атмосфери, де його вміст становить 78,084% за обсягом (тобто близько 3,87 1015 т).

Слайд 5

Азот у космосі

Поза межами Землі азот виявлений у газових туманностях, сонячній атмосфері, на Урані, Нептуні, міжзоряному просторі та ін. Азот - 4-й за поширеністю елемент Сонячної системи (після водню, гелію та кисню).

Слайд 6

Фосфор у природі

Фосфор у природі зустрічається переважно у вигляді фосфатів. Так, фосфат кальцію Са3(PO4)2 є основним компонентом апатиту мінералу. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах та насінні. Міститься в тваринних тканинах, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (АТФ, ДНК), є елементом життя. Апатит

Слайд 7

Проста речовина азоту складається з двоатомних молекул N2. У молекулі N2 атоми азоту пов'язані між собою потрійним ковалентним неполярним зв'язком. Енергія потрійного зв'язку велика і становить 946кДж/моль. Тому розрив зв'язків та утворення атомів і молекул азоту здійснюється лише за температури вище 3000˚С. Висока міцність зв'язку у молекулах зумовлює хімічну інертність азоту.

Слайд 8

У вільному стані фосфор утворює кілька алотропних модифікацій, які називаються білим, червоним та чорним фосфором.

Слайд 9

У найпростішій молекулі Р4 кожен із чотирьох атомів фосфору пов'язаний ковалентним зв'язком із трьома іншими. З таких молекул, що мають форму тетраедра, складається з білого фосфору. Відливається в інертній атмосфері у вигляді паличок (злитків), він зберігається без повітря під шаром очищеної води або в спеціальних інертних середовищах.

Слайд 10

Хімічно білий фосфор надзвичайно активний! Наприклад, він повільно окислюється киснем повітря вже за кімнатної температури і світиться (блідо-зелене світіння). Явище такого роду світіння внаслідок хімічних реакцій окиснення називається хемілюмінесценцією (іноді помилково фосфоресценцією). Білий фосфор дуже отруйний. Літальна доза білого фосфору для дорослого чоловіка становить 0,05-0,1 г.

Слайд 11

Червоний фосфор має атомну полімерну структуру, в якій кожен атом фосфору пов'язаний з трьома іншими атомами ковалентними зв'язками. Він використовується у виробництві сірників.

На світлі та при нагріванні до 300˚С без доступу повітря білий фосфор перетворюється на червоний фосфор.

Слайд 12

При нагріванні під тиском приблизно в 1200 разів більшим, ніж атмосферний тиск, білий фосфор переходить у чорний фосфор, який має атомну шарувату кристалічну решітку. Чорний фосфор за своїми фізичними властивостями нагадує метал: він проводить електричний струм і блищить. Зовні дуже схожий на графіт. Чорний фосфор – це хімічно найменш активна форма фосфору.

Слайд 13

У 1830 році французький хімік Шарль Соріа винайшов фосфорні сірники, що складалися із суміші бертолетової солі, білого фосфору та клею. Ці сірники були дуже вогненебезпечні, оскільки спалахували навіть від взаємного тертя в коробці і при терті про будь-яку тверду поверхню, наприклад, підошву чобота. Через білий фосфор вони були отруйні. У 1855 році шведський хімік Йохан Лундстрем завдав червоного фосфору на поверхню наждакового паперу і замінив ним же білий фосфор у складі головки сірника. Такі сірники вже не завдавали шкоди здоров'ю, легко запалювалися про заздалегідь приготовлену поверхню і практично не займалися. Йохан Лундстрем патентує перший «шведський сірник», який дійшов практично до наших днів. В 1855 сірники Лундстрема були удостоєні медалі на Всесвітній виставці в Парижі. Пізніше фосфор був повністю виведений зі складу головок сірників і залишався тільки у складі намазки (терки). З розвитком виробництва «шведських» сірників, виробництво сірників з використанням білого фосфору було заборонено майже у всіх країнах.

Слайд 14

Найпростіша речовина азот N2 хімічно малоактивна і, як правило, вступає в хімічні реакції тільки при високих температурах. Окислювальні властивості азоту проявляються в реакції з воднем та активними металами. Так, водень з азотом з'єднується в присутності каталізатора при високій температурі та великому тиску, утворюючи аміак:

З металів за звичайних умов азот реагує тільки з літієм, утворюючи нітрид літію:

Слайд 15

Окисні властивості фосфору виявляються при його взаємодії з найбільш активними металами:

Відновлювальні властивості азоту та фосфору виявляються при їх взаємодії з киснем. Так, азот реагує з киснем при температурі близько 3000С, утворюючи оксид азоту (II):

Слайд 16

Фосфор також окислюється киснем, виявляючи у своїй відновлювальні властивості. Але в різних модифікаціях фосфору хімічна активність різна. Наприклад, білий фосфор легко окислюється на повітрі за кімнатної температури з утворенням оксиду фосфору(III):

Окислення білого фосфору супроводжується світінням. Білий і червоний фосфор спалахують при підпалюванні і горять сліпуче яскравим полум'ям з утворенням білого диму оксиду фосфору (IV):

Слайд 17

Горіння білого фосфору

  • Слайд 18

    Найбільш активний хімічно, токсичний та горючий білий фосфор. Тому він дуже часто застосовується в запальних бомбах. На жаль, фосфорні боєприпаси використовуються і в XXI столітті!

    Під час облоги Сараєво фосфорні снаряди застосовувалися артилерією боснійських сербів. У 1992 році такими снарядами було спалено будівлю Інституту сходознавства, внаслідок чого загинуло багато історичних документів. - у 2003-2004 роках застосовувалися британськими спецслужбами на околицях Басри в Іраку. - у 2004 році застосовувалися США проти партизанського підпілля в Іраку у битві за Фаллуджу. влітку 2006 року під час Другої Ліванської війни артилерійські снаряди з білим фосфором застосовувала ізраїльська армія. 2009 року в ході операції «Литий свинець» у секторі Газа ізраїльська армія застосовувала боєприпаси, що містять білий фосфор, які допускаються міжнародним законодавством. - з 2009 року палестинські терористи заряджали свої ракети білим фосфором.

    Слайд 19

    Поява блукаючих вогнів на старих кладовищах та болотах викликана запаленням на повітрі фосфіну PH3 та інших сполук, що містять фосфор. На повітрі продукти з'єднання фосфору з воднем самозаймаються з утворенням полум'я, що світиться, і крапель фосфорної кислоти – продукту взаємодії оксиду фосфору (V) з водою. Ці крапельки утворюють розмитий контур «привида».

    Слайд 20

    Основна сфера застосування азоту – виробництво аміаку. Азот застосовують також для створення інертного середовища при сушінні вибухових речовин, при зберіганні цінних творів живопису та рукописів. Крім того, азотом наповнюють електричні лампи розжарювання.

    Більшість сучасних ламп наповнюються хімічно інертними газами. Суміші азоту N2 з Аргоном Ar є найбільш поширеними в силу малої собівартості.

    Слайд 1

    Слайд 2

    Слайд 3

    Слайд 4

    Слайд 5

    Слайд 6

    Слайд 7

    Слайд 8

    Слайд 9

    Слайд 10

    Слайд 11

    Слайд 12

    Слайд 13

    Слайд 14

    Слайд 15

    Слайд 16

    Слайд 17

    Слайд 18

    Слайд 19

    Слайд 20

    Слайд 21

    Слайд 22

    Слайд 23

    Слайд 24

    Слайд 25

    Слайд 26

    Слайд 27

    Слайд 28

    Слайд 29

    Презентацію на тему "Фосфор" можна скачати безкоштовно на нашому сайті. Предмет проекту: Хімія. Барвисті слайди та ілюстрації допоможуть вам зацікавити своїх однокласників чи аудиторію. Для перегляду вмісту скористайтесь плеєром, або якщо ви хочете завантажити доповідь - натисніть відповідний текст під плеєром. Презентація містить 29 слайдів.

    Слайди презентації

    Слайд 1

    Матеріал для повторення та підготовки до ДПА Вчитель хімії МОУ «Гімназія №1» м. Саратов Шишкіна І.Ю.

    Слайд 2

    Вступ……………………………………………………………………………. Історія розвитку фосфору………………………………………………………... Природні сполуки та отримання фосфору…………………………………... Хімічні властивості ……………………………………………………………… Алотропні зміни………………………………………………………….. а) білий…………………………………………………………………………….. б) червоний……………………………… …………………………… в) чорний……………………………………………………………………………. Оксиди фосфору…………………………………………………………………… Ортофосфорная кислота…………………………………………………… ……... Ортофосфати………………………………………………………………………. Фосфор в організмі людини…………………………………………………….. Сірники…………………………………………………………… …………………. Фосфорні добрива…………………………………………………………….. Висновок………………………………………………………… ………………. 1. Значення фосфору……………………………………………………………….. 2. Застосування фосфору………………………………………… ………………… Список використаної літератури………………………………………………..

    Слайд 3

    Вступ:

    П'ята група Періодичної системи включає два типові елементи: азот і фосфор – і підгрупи миш'яку і ванадію. Між першим і другим типовими елементами спостерігається значне різницю у властивостях. У стані простих речовин азот – газ, а фосфор – тверда речовина. Ці дві речовини отримали велику сферу застосування, хоча коли азот вперше був виділений з повітря, його порахували шкідливим газом, а на продажі фосфору вдавалося заробити велику кількість грошей (у фосфорі цінували його здатність світитися в темряві).

    Слайд 4

    Історія відкриття фосфору

    За іронією долі фосфор відкривався кілька разів. Причому щоразу отримували його із … сечі. Є згадки про те, що арабський алхімік Альхільд Бехіль (XII століття) відкрив фосфор при перегонці сечі у суміші з глиною, вапном та вугіллям. Проте датою відкриття фосфору вважається 1669 рік. Гамбурзький алхімік-аматор Хеннінг Бранд, купець, що розорився, мріяв за допомогою алхімії поправити свої справи, обробляв найрізноманітніші продукти. Припускаючи, що фізіологічні продукти можуть містити «первинну матерію», яка вважалася основою філософського каменю, Бранд зацікавився людською сечею. Він зібрав близько тонни сечі із солдатських казарм і випарював її до утворення сироподібної рідини. Цю рідину він знову дистилював і отримав важку червону «уринну олію», яка переганялася з утворенням твердого залишку. Нагріваючи останній, без доступу повітря, він помітив утворення білого диму, що осідав на стінках посудини і яскраво світив у темряві. Бранд назвав отриману ним речовину фосфором, що у перекладі з грецької означає «світлоносець». Декілька років «рецепт приготування» фосфору зберігався в найсуворішому секреті і був відомий лише декільком алхімікам. Втретє фосфор відкрив Р. Бойль 1680 року. У дещо модифікованому вигляді старовинний метод отримання фосфору використовували і у XVIII столітті: нагрівали суміш суміші з оксидом свинцю (PbO), кухонною сіллю (NaCl), поташом (K2CO3) і вугіллям (C). Лише до 1777 К.В.Шееле запрацював спосіб отримання фосфору з рогу і кісток тварин.

    Слайд 5

    Природні сполуки та одержання фосфору

    За поширеністю в земній корі фосфор випереджає азот, сірку та хлор. На відміну від азоту фосфор, через велику хімічну активність зустрічається у природі лише як сполук. Найбільш важливі мінерали фосфору - апатит Са5(РО4)3X (Х - фтор, рідше хлор та гідроксильна група) та фосфорит, основою якого є Са3(РО4)2. Найбільше родовище апатитів знаходиться на Кольському півострові, в районі Хібінських гір. Поклади фосфоритів знаходяться в районі гір Каратау, Московської, Калузької, Брянської областях та в інших місцях. Фосфор входить до складу деяких білкових речовин, що містяться в генеративних органах рослин, у нервових та кісткових тканинах організмів тварин та людини. Особливо багаті на фосфор мозкові клітини. У наші дні фосфор виробляють в електричних печах, відновлюючи апатит вугіллям у присутності кремнезему: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C 3CaSiO3+5CO+2P Пари фосфору при цій температурі майже повністю складаються з молекул Р2, які при охолодженні конденсують.

    Слайд 6

    Хімічні властивості

    Електронна конфігурація атома фосфору 1s22s22p63s23p3 Зовнішній електронний шар містить 5 електронів. Наявністю трьох неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні пояснює те, що в нормальному, незбудженому стані валентність фосфору дорівнює 3. Але на третьому енергетичному рівні є вакантні осередки d-орбіталей, тому при переході в збуджений стан 3S-електрони будуть роз'єднуватися. що призводить до утворення 5-ти неспарених елементів. Таким чином, валентність фосфору в збудженому стані дорівнює 5. У сполуках фосфор зазвичай виявляє ступінь окиснення +5(P2O5, H3PO4), рідше +3(P2O3, PF3) -3(AlP, PH3, Na3P, Mg3P2).

    Слайд 7

    Перехід атома фосфору у збуджений стан

    Слайд 9

    Білий фосфор

    Біла модифікація фосфору, що виходить при конденсації парів, має молекулярну кристалічну решітку, у вузлах якої дислоковані молекули Р4. Через слабкість міжмолекулярних сил білий фосфор летучий, легкоплавкий, ріжеться ножем і розчиняється у неполярних розчинниках, наприклад, у сірковуглецю. Білий фосфор дуже реакційна речовина. Він енергійно взаємодіє з киснем, галогенами, сіркою та металами. Окислення фосфору повітря супроводжується розігріванням і світінням. Тому білий фосфор зберігають під водою, з якою не реагує. Білий фосфор дуже токсичний. Близько 80% від виробництва білого фосфору йде синтез чистої ортофосфорної кислоти. Вона у свою чергу використовується для одержання поліфосфатів натрію (їх застосовують для зниження жорсткості питної води) та харчових фосфатів. Частина білого фосфору, що залишилася, витрачається для створення димоутворюючих речовин і запальних сумішей. Техніка безпеки. У виробництві фосфору та її сполук потрібно дотримання спеціальних запобіжних заходів, т.к. білий фосфор - сильна отрута. Тривала робота в атмосфері білого фосфору може призвести до захворювання кісткових тканин, випадання зубів, омертвіння ділянок щелеп. Загоряючись, білий фосфор викликає хворобливі опіки, що довго не гояться. Зберігати білий фосфор слід під водою, у герметичних судинах. Фосфор, що горить, гасять двоокисом вуглецю, розчином CuSO4 або піском. Обпалену шкіру слід промити розчином KMnO4 або CuSO4. Протиотрутою при отруєнні фосфором є 2% розчин CuSO4. При тривалому зберіганні, і навіть при нагріванні білий фосфор перетворюється на червону модифікацію (вперше його отримали лише 1847 року). Назва червоний фосфор відноситься відразу до кількох модифікацій, що відрізняються за щільністю і забарвленням: вона коливається від помаранчевого до темно-червоного і навіть фіолетового. Всі різновиди червоного фосфору нерозчинні в органічних розчинниках, і в порівнянні з білим фосфором вони менш реакційні і мають полімерну будову: це тетраедри Р4, пов'язані один з одним в нескінченні ланцюги.

    Слайд 10

    Червоний та чорний фосфор

    Червоний фосфор знаходить застосування у металургії, виробництві напівпровідникових матеріалів та ламп розжарювання, використовується у сірниковому виробництві. Найбільш стабільною модифікацією фосфору є чорний фосфор. Його отримують алотропним перетворенням білого фосфору при t=2200C та підвищеним тиском. На вигляд він нагадує графіт. Кристалічна структура чорного фосфору шарувата, що складається з гофрованих шарів (рис.2). Чорний фосфор – це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні без доступу повітря він, як і червоний, перетворюється на пару, з якого конденсується в білий фосфор.

    Слайд 11

    Досвід, що ілюструє перехід червоного фосфору на білий

    1-молекули білого фосфору; 2-кристалічна. грати чорного фосфору

    Слайд 12

    Оксид фосфору (V) - Р2О5

    Фосфор утворює кілька оксидів. Найважливішим із них є оксид фосфору (V) P4O10. Часто його формулу пишуть у спрощеному вигляді – P2O5. У структурі цього оксиду зберігається тетраедричний розташування атомів фосфору. Білі кристали, t пл. = 5700оС, t кіп. = 6000оC, ρ = 2,7 г/см3. Має кілька модифікацій. У парах складається з молекул P4H10, дуже гігроскопічний (використовується як осушувач газів та рідин). Отримання: 4P + 5O2 = 2P2O5 Хімічні властивості Всі хімічні властивості кислотних оксидів: реагує з водою, основними оксидами та лугами 1) P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорна кислота) P2O5 + 2H2O = H4P2O3 кислота) 2) P2O5 + 3BaO =Ba3(PO4)2 Завдяки винятковій гігроскопічності оксид фосфору (V) використовується в лабораторній та промисловій техніці як осушуючий та дегідратуючий засіб. За своєю осушуючою дією він перевершує решту речовин.

    Слайд 13

    Ортофосфорна кислота.

    Відомо кілька кислот, які містять фосфор. Найважливіша з них - ортофосфорна кислота Н3РО4 Безводна ортофосфорна кислота є світлими прозорими кристалами, які при кімнатній температурі розпливаються на повітрі. Температура плавлення 42,35 °С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-яких концентрацій.

    Слайд 14

    Слайд 15

    Фізичні властивості Н3РО4

    Ортофосфорна кислота в чистому вигляді за звичайних умов представляє безбарвні кристали ромбічної форми, що плавляться при температурі 42.3оС. Однак із такою кислотою хіміки зустрічаються рідко. Набагато частіше вони мають справу з напівгідратом Н3РО4 * 0.5 Н2О, який випадає у вигляді безбарвних гексагональних призмів при охолодженні концентрованих водних розчинів ортофосфорної кислоти. Температура плавлення напівгідрату 29.3оС. Чиста Н3РО4 після плавлення утворює в'язку маслоподібну рідину з малою електричною провідністю та сильно зниженою здатністю до дифузії. Ці властивості, а також детальне вивчення спектрів показують, що молекули Н3РО4 в даному випадку практично не дисоційовані та об'єднані міцними водневими зв'язками в єдину макромолекулярну структуру. Як правило, молекули пов'язані одна з одною однією, рідше двома і дуже рідко трьома водневими зв'язками. Якщо ж кислоту розбавляти водою, її молекули охочіше утворюють водневі зв'язку з водою, ніж друг з одним. Через такі "симпатії" до води кислота змішується з нею в будь-яких відносинах. Енергія гідратації тут не така велика, як у сірчаної кислоти, тому розігрівання Н3РО4 при розведенні не настільки сильне і дисоціація виражена менше. По першому ступені дисоціації ортофосфорна кислота вважається електролітом середньої сили (25 – 30%), по другому – слабким, по третьому – дуже слабким.

    Слайд 17

    Хімічні властивості Н3РО4

    При нейтралізації фосфорної кислоти лугами утворюються солі: дигідрофосфати, гідрофосфати, а також фосфати, наприклад: Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O дигідрофосфат натрію H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O гідрофосфат на3

    Слайд 18

    Фосфор в організмі людини

    У тілі людини вагою 70 кг. Міститься близько 780 фосфору. У вигляді фосфатів кальцію фосфор присутній у кістках людини та тварин. Входить він і до складу білків, фосфоліпідів, нуклеїнових кислот; сполуки фосфору беруть участь у енергетичному обміні (аденізинтрифосфорна кислота, АТФ). Щоденна потреба людського організму у фосфорі становить 1,2 г. Основна його кількість ми споживаємо з молоком та хлібом (у 100 р. хліба міститься приблизно 200 мг фосфору). Найбільш багаті на фосфор риба, квасоля та деякі види сиру. Цікаво, що для правильного харчування необхідно дотримуватися балансу між кількістю споживаного фосфору і кальцієм: оптимальне співвідношення в цих елементах їжі становить 1,5/1. Надлишок багатої фосфором їжі призводить до вимивання кальцію з кісток, а при надлишку кальцію розвивається сечокам'яна хвороба.

    Слайд 19

    Запальна поверхня сірникової коробки покрита сумішшю червоного фосфору та порошку скла. До складу сірникової головки входять окислювачі (PbO2, KСlO3, BaCrO4) та відновники (S, Sb2S3). При терті від запальної поверхні суміш, нанесена на сірник, спалахує. Перші фосфорні сірники – з головкою з білого фосфору – були створені лише 1827 р. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5 Такі сірники загорялися при терті будь-яку поверхню, що нерідко призводило до пожеж. Крім того, білий фосфор дуже отруйний. Описані випадки отруєння фосфорними сірниками як через необережне поводження, так і з метою самогубства: для цього достатньо було з'їсти кілька сірникових головок. Ось чому на зміну фосфорним сірникам прийшли безпечні, які вірно служать нам і сьогодні. Промислове виробництво безпечних сірників розпочалося у Швеції у 60-х роках. ХІХ століття.

    Слайд 24

    Значення фосфору

    Фосфорна кислота має велике значення як один із найважливіших компонентів живлення рослин. Фосфор використовується рослинами для побудови своїх життєво важливих частин - насіння і плодів. Похідні ортофосфорної кислоти дуже потрібні не тільки рослинам, а й тваринам. Кістки, зуби, панцирі, пазурі, голки, шипи у більшості живих організмів складаються, переважно, з ортофосфату кальцію. Крім того, ортофосфорна кислота, утворюючи різні сполуки з органічними речовинами, беруть активну участь у процесах обміну речовин живого організму з навколишнім середовищем. В результаті цього похідні фосфору містяться в кістках, мозку, крові, в м'язових та сполучних тканинах організмів людини та тварин. Особливо багато ортофосфорної кислоти у складі нервових (мозкових) клітин, що дозволило А.Є. Ферсману, відомому геохіміку, назвати фосфор "елементом думки". Дуже негативно (захворювання тварин рахітом, недокрів'я, та ін.) позначається на стані організму зниження вмісту в раціоні живлення сполук фосфору або введення їх у формі, що не засвоюється.

    Слайд 25

    Застосування фосфору

    Застосовують ортофосфорну кислоту нині досить широко. Основним її споживачем є виробництво фосфорних та комбінованих добрив. Для цих цілей щорічно видобувається у всьому світі фосфоровмісні руди близько 100 млн. т. Фосфорні добрива не тільки сприяють підвищенню врожайності різних сільськогосподарських культур, а й надають рослинам зимостійкість та стійкість до інших несприятливих кліматичних умов, створюють умови для більш швидкого дозрівання врожаю в район. коротким вегетативним періодом. Вони також сприятливо діють на грунт, сприяючи його структуруванню, розвитку грунтових бактерій, зміні розчинності інших речовин, що містяться в грунті, і придушенню деяких шкідливих органічних речовин, що утворюються. Чимало ортофосфорної кислоти споживає харчова промисловість. Справа в тому, що на смак розбавлена ​​ортофосфорна кислота дуже приємна і невеликі її добавки в мармелади, лимонади та сиропи помітно покращують їх смакові якості. Цю ж властивість мають і деякі солі фосфорної кислоти. Гідрофосфати кальцію, наприклад, з давніх-давен входять у хлібопекарські порошки, покращуючи смак булочок і хліба. Цікаві й інші застосування ортофосфорної кислоти у промисловості. Наприклад, було помічено, що просочування деревини самою кислотою та її солями роблять дерево негорючим. На цій основі зараз виготовляють вогнезахисні фарби, негорючі фосфодеревесні плити, негорючий фосфатний пінопласт та інші будівельні матеріали. Різні солі фосфорної кислоти широко застосовують у багатьох галузях промисловості, у будівництві, різних галузях техніки, у комунальному господарстві та побуті, для захисту від радіації, для пом'якшення води, боротьби з котельним накипом та виготовлення різних миючих засобів. Фосфорна кислота, конденсовані кислоти та дегідротовані фосфати служать каталізаторами в процесах дегідратування, алкілування та полімеризації вуглеводнів. Особливе місце займають фосфорорганічні сполуки як екстрагенти, пластифікатори, мастила, присадки до пороху та абсорбенти в холодильних установках. Солі кислих алкілфосфатів використовують як поверхнево-активні речовини, антифризи, спеціальні добрива, антикоагулянти латексу та ін. Кислі алкілфосфати застосовують для екстракційної переробки урановорудних лугів.

    Слайд 26

    Фосфор 1. Складіть електронну формулу атома фосфору. Поясніть, що відбувається з електронною конфігурацією атома, коли він виявляє найвищий ступінь окиснення. 2. Які ступені окислення може виявляти фосфор у сполуках? Наведіть приклади цих з'єднань. Складіть електронну формулу атома фосфору в міру окиснення +3. 3. У чому складаються основні відмінності фізичних та хімічних властивостей червоного та білого фосфору. Як можна відокремити червоний фосфор від білої домішки? 4. Розрахуйте відносну щільність фосфіну воднем і повітрям. Легше чи важче фосфін цих газів? 5. Як можна зробити перехід від червоного фосфору до білого і назад? Чи ці процеси є хімічними явищами? Відповідь поясніть. 6. Обчисліть масу фосфору, який треба спалити в кисні для одержання оксиду фосфору (V) масою 3,55 г? 7. Суміш червоного та білого фосфору масою 20 г обробили сірковуглецем. Нерозчинний залишок відокремили і зважили, його маса склала 12,6 г. Обчисліть масову частку білого фосфору у вихідній суміші. 8. Який тип хімічного зв'язку у сполуках: а) РН3; б) РСl5; в) Li3Р. У полярних речовинах вкажіть напрямок усунення загальних електронних пар. 9. Фосфін можна одержати дією соляної кислоти на фосфід кальцію. Розрахуйте обсяг фосфіну (нормальні умови), що утворюється із 9,1 г фосфіду кальцію. Масова частка виходу товару становить 90%.

    Слайд 27

    Ортофосфорна кислота та її солі

    1. Напишіть рівняння реакцій між ортофосфорною кислотою та такими речовинами: а) оксидом магнію; б) карбонатом калію; в) нітратом срібла; г) сульфатом заліза (ІІ). 2. Складіть рівняння реакцій між ортофосфорною кислотою та гідроксидом калію, у результаті яких утворюються 3 типи солей: середня та дві кислі. 3. Яка з кислот є сильнішим окислювачем: азотна чи ортофосфорна? Відповідь поясніть. 4. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення: Р → Р205 → Н3Р04 → На3Р04 → Са3(Р04)2 5. За допомогою яких реакцій можна здійснити наступні перетворення: Р → Са3Р2 → РН3 → Р2О5 → К3Р0 Р04)2→Са(Н2Р04)2 Напишіть рівняння цих реакцій. 6. Методом електронного балансу підберіть коефіцієнти у схемах наступних окисно-відновних реакцій: а) РНз + О2 →Р2О5 + Н2О б) Са3(РО4)2 + С + SiO2 →СаSiO3 + Р + СО 7. Яку масу розчину з масовою фосфорною часткою кислоти 40% можна отримати з фосфориту масою 100 кг із масовою часткою Са3(РО4)2 93%? 8. Із природного фосфориту масою 310 кг отримали фосфорну кислоту масою 195 кг. Обчисліть масову частку Са3(РО4)2 у природному фосфориті. 9. Водний розчин, що містить фосфорну кислоту масою 19,6 г, нейтралізували гідроксидом кальцію масою 18,5 г. Визначте масу утвореного преципітату СаHРО4 2Н2О. 10. Є розчин фосфорної кислоти масою 150 г (масова частка Н3РО4 24,5%). Розрахуйте обсяг аміаку (нормальні умови), який треба пропустити через розчин для отримання дигідрофосфату амонію. 11. Яка сіль утворюється, якщо до розчину, що містить Н3РО4 масою 4,9 г, додали гідроксид калію масою 2,8 г? Розрахуйте масу отриманої солі

    Слайд 28

    Мінеральні добрива

    1. Які азотні та фосфорні добрива ви знаєте? Складіть рівняння реакцій їх одержання. Для чого необхідний рослинам азот та фосфор? 2. Визначте масову частку оксиду фосфору (V) у преципітаті СаНРО4 2Н2О. 3. Масова частка оксиду фосфору (V) у суперфосфаті дорівнює 20%. Визначте масу суперфосфату, який треба ввести під плодове дерево, якщо для нормального розвитку дерева потрібний фосфор масою 15,5 г. 4. Масова частка азоту у добриві становить 14%. Весь азот входить у добрива у складі сечовини СО(NН2)2. Обчисліть масову частку сечовини у цьому добриві. 5. У суперфосфаті масова частка оксиду фосфору (V) становить 25%. Розрахуйте масову частку Са(Н2РО4)2 у цьому добриві. 6. Розрахуйте масу сульфату амонію, який слід взяти, щоб внести до ґрунту на площу 5 га азот масою 2 т. Яка маса добрива має потрапити на кожен квадратний метр ґрунту? 7. Обчисліть масу нітрату амонію, який слід внести на площу 100 га, якщо маса внесеного азоту на площу 1 га повинна становити 60 кг. 8. У ґрунт під плодове дерево необхідно ввести оксид фосфору (V) масою 0,4 кг. Яку масу суперфосфату треба взяти в цьому випадку, якщо масова частка оксиду фосфору (V), що засвоюється, у ньому дорівнює 20%? 9. Під плодове дерево необхідно внести амонійну селітру масою 140 г (масова частка азоту у селітрі дорівнює 35%). Визначте масу сульфату амонію, за допомогою якого можна внести ту саму кількість азоту.

    Слайд 29

    Список використаної литературы: 1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзітіс. ХІМІЯ. Підручник для 9 класу загальноосвітніх закладів. - М., 5-е видання, ПРОСВІТ, 1997р. 2. ХІМІЯ. Довідкові матеріали. Під ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ОСВІТА, 1984р. 3. ХІМІЯ. Довідник школяра, - М., 1995р. 4. ХІМІЯ. Енциклопедія для дітей. Том 17, АВАНТА, 2000р. 5. Везер В.-Дж., Фосфор та його сполуки, пров. з англ. - М., 1963р. 6. Інтернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

  • Текст повинен бути добре читаним, інакше аудиторія не зможе побачити подану інформацію, сильно відволікатиметься від розповіді, намагаючись хоч щось розібрати, або зовсім втратить весь інтерес. Для цього потрібно правильно підібрати шрифт, враховуючи, де і як відбуватиметься трансляція презентації, а також правильно підібрати поєднання фону та тексту.
  • Важливо провести репетицію Вашої доповіді, продумати, як Ви привітаєтесь з аудиторією, що скажете першим, як закінчите презентацію. Все приходить із досвідом.
  • Правильно підберіть вбрання, т.к. одяг доповідача також грає велику роль у сприйнятті його виступу.
  • Намагайтеся говорити впевнено, плавно та складно.
  • Намагайтеся отримати задоволення від виступу, тоді Ви зможете бути невимушеним і менше хвилюватися.

    • V група А підгрупа До елементів цієї підгрупи належать: До елементів цієї підгрупи належать: N; P; As; Sb; Bi. N; P; As; Sb; Bi. Особливо велике значення мають азот і фосфор азот і фосфор Азот входить до складу повітря, до складу Азот входить до складу повітря, до складу білків, нуклеїнових кислот, до складу білків, нуклеїнових кислот, до складу багатьох гірських порід та мінералів( селітри) багатьох гірських порід і мінералів (селітри) Фосфор входить до складу білків, нуклеїнових кислот, мінералів апатитів і фосфоритів


    Характеристика азоту та фосфору за періодичною системою План характеристики АзотФосфор


    Електронні формули азоту і фосфору N)) 1s²2s²2p³ N)) 1s²2s²2p³ 2 5 Складіть електронно- 2 5 Складіть електронно-графічну формулу графічну формулу азоту азоту +7 N вищий ступінь окислення ступінь -3 3


    Вперше азот був відкритий вченим Вперше азот був відкритий вченим Д. Резерфордом в 1772р. Властивості досліджували До Шееле, Г. Кавендіш, Д. Резерфорд у 1772р. Властивості досліджували До Шееле, Г. Кавендіш, Дж. Прістлі. Дж. Прістлі. А. Лавуазьє запропонував термін азот, що в перекладі з грецької «млявий» А. Лавуазьє запропонував термін азот, що в перекладі з грецької «млявий»


    Азот. Фізичні властивості Будова молекули N2 Будова молекули N2 Структурна формула N N N Структурна формула N N N Електронна формула: N N: Електронна формула: N N: Зв'язок ковалентний неполярний, дуже міцний, потрійний 1σ(сигма) і 2π (пі) Зв'язковий міцна, потрійна 1σ(сигма) і 2π (пі) Азот- газ без кольору та запаху, погано розчинний у воді, трохи легше повітря, Азот- газ без кольору та запаху, погано розчинний у воді, трохи легше повітря, Ткіп = ºС Ткіп = ºС


    Хімічні властивості азоту За звичайних умов малоактивний При звичайних умовах малоактивний При Т=2000º реагує з киснем При Т=2000º реагує з киснем N 2 + O 2 2 NO –Q N 2 + O 2 2 NO –Q При Т=400ºС та р При Т =400ºС і р N 2 +3H 2 2 NH 3 N 2 +3H 2 2 NH 3 аміак аміак З деякими металами З деякими металами 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 нітрид магнію нітрид


    Аміак Аміак З'єднання азоту з воднем називається аміак NH 3 З'єднання азоту з воднем називається аміак NH 3 Будова молекули Будова молекули H – N – H H – N – H | H Ковалентний полярний зв'язок Ковалентний полярний зв'язок Форма молекули тетраедр рис.11 стор. 47 Форма молекули тетраедр рис.11 стор.



    Отримання в промисловості У 1913 році в Німеччині був створений перший завод каталітичного синтезу аміаку У 1913 році в Німеччині був створений перший завод каталітичного синтезу аміаку N2 + 3H2 2NH3 +Q N2 + 3H2 2NH3 +Q Реакція оборотна, Т=300ºС, Р = МПа, у присутності каталізатора- Реакція оборотна, Т=300ºС, Р = МПа, у присутності каталізатора- пористого заліза пористого заліза



    При нагріванні суміші солей амонію з лугами. При нагріванні суміші солей амонію із лугами. 2NH4Cl +Ca(OH)2=CaCl2+2NH3 +2H2O хлорид амонію аміак хлорид амонію аміак Фізичні властивості Фізичні властивості Безбарвний газ з характерним різким запахом, майже в 2 рази легший за повітря. Добре розчинний у воді. У 1V H2O – 700V NH3 Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже вдвічі легший за повітря. Добре розчинний у воді. У 1V H2O - 700V NH3


    Хімічні властивості Активна речовина Активна речовина Взаємодіє з водою Взаємодіє з водою NH3 + H2NH4N сульфат амонію 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 сульфат амонію


    Хімічні властивості Неміцна сполука при нагріванні розкладається Неміцна сполука при нагріванні розкладається 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 Горить Горить?NH3 + ? O2? N2 +? H2O? NH3 +? O2? N2 + ?H2O Окислюється у присутності каталізатора Pt Окислюється у присутності каталізатора Pt ? NH3 +? O2? NO +? H2O? NH3 +? O2? NO +? H2O перевірка стор. 49 табл. 13 перевірка стор. 49 табл. 13 Відновлює метали з їх оксидів Відновлює метали з їх оксидів 2 NH3 + 3 CuO = N2 +3Cu + 3 H2O 2 NH3 + 3 CuO = N2 +3Cu + 3 H2O




    Солі амонію NH3 + HCl = NH4Cl хлорид амонію NH3 + HCl = NH4Cl хлорид амонію 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 сульфат амонію 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2 SO4 сульфат амонію N4H4 гідросульфат амонію NH3 + HNO3 =? Дати назву NH3 + HNO3 =? Дати назву NH3 + H3PO4 =? NH3 + H3PO4 =? Якісна реакція на іон амонію Якісна реакція на іон амонію NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O запах аміаку NH4 CL +NaOH =NaCl +NH3 +H2O запах аміаку Розкладається при нагріванні Розкладається при нагріванні NH4NO3 = N2O + 2 H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O


    Питання та вправи Які елементи складають VА групу? Які елементи складають VА групу? Яка будова зовнішнього електронного шару атомів азоту та фосфору? Яка будова зовнішнього електронного шару атомів азоту та фосфору? Які фізичні властивості виявляє азот? Які фізичні властивості виявляє азот? Чому азот хімічно малоактивний? Чому азот хімічно малоактивний? Скільки за обсягом міститься азоту у повітрі? Скільки за обсягом міститься азоту у повітрі? Який тип хімічного зв'язку у молекулі азоту? Який тип хімічного зв'язку у молекулі азоту? Де азот зустрічається у природі? Де азот зустрічається у природі? Як одержують азот? Як одержують азот? Назвіть водневу сполуку азоту, його фізичні властивості. Назвіть водневу сполуку азоту, його фізичні властивості. Як отримують аміак у лабораторії та промисловості? Як отримують аміак у лабораторії та промисловості?


    Питання та вправи Які солі утворює аміак? Які солі утворює аміак? Яка реакція є якісною на катіон амонію? Яка реакція є якісною на катіон амонію? Де застосовують азот, аміак, солі амонію? Де застосовують азот, аміак, солі амонію?




    Вправа Розв'язати ланцюжок перетворення Розв'язати ланцюжок перетворення N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 N2 NH3 NH4OH NH4Cl NH3 Вирішити ОВР Вирішити ОВР NH3 + O2 NO + H2O NH3 + O2 NO + H2O Обчислити об'єм ама2 л водню? Обчислити об'єм аміаку(н.у.), який утворюється з 25 л азоту та 25 л водню? Обчислити яку масу та який обсяг становить 5 молей аміаку? Обчислити яку масу та який обсяг становить 5 молей аміаку? Обчислити відносну щільність водню і повітря аміаку? Обчислити відносну щільність водню і повітря аміаку?


    Оксиди азоту Відомо кілька оксидів азоту Відомо кілька оксидів азоту НесолетворніСолеутворюючі N 2 O – оксид азоту I Безбарвний газ, солодкуватий, розтв. в Н 2 Про «звеселяючий газ» NO - оксид азоту II Безбарвний, без запаху, малорозчинний N 2 O 3 оксид азоту III Темно-синя рідина, розтв. в воді. NO 2 оксид азоту IV Бурий газ, отруйний N 2 O 5 оксид азоту V Безбарвні





    Отримання В лабораторії В лабораторії NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 нітрат натрію гідросульфат натрію нітрат натрію гідросульфат натрію У промисловості У промисловості 1. 4NH3 + O2 = 4NO + 6H2O +2 + H2O + O2 4 HNO3 +Q


    Фізичні властивості Безбарвна рідина, що димиться, з різким запахом. Добре розчинна у воді. Концентрована дуже небезпечна. Під впливом світла розкладається. Зберігають у темному посуді. Сильний окисник. Вогненебезпечна. Безбарвна рідина, що димиться, з різким запахом. Добре розчинна у воді. Концентрована дуже небезпечна. Під впливом світла розкладається. Зберігають у темному посуді. Сильний окисник. Вогненебезпечна.


    Хімічні властивості Загальні з іншими кислотами Загальні з іншими кислотами 1..Сильна кислота, що дисоціює повністю HNO3 H + NO3 ˉ HNO3 H + NO3 ˉ 2. Реагують з основними оксидами CuO + HNO3 = ? +? CuO + HNO3 =? +? 3. Реагують із основами Fe(OH)3 + HNO3 = ? +? Fe(OH)3 + HNO3 =? +? 4 Реагує із солями слабших кислот Na2CO3 + HNO3 = ? +? +? Na2CO3 + HNO3 =? +? +?


    Специфічні властивості При нагріванні та на світлі розкладається При нагріванні та на світлі розкладається 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 4HNO3 2 H2O + 4NO2 + O2 При взаємодії з білками утворюється речовина яскраво-жовтого кольору. При взаємодії з білками утворюється речовина яскраво-жовтого кольору. По-різному реагує з металами при цьому ніколи не виділяється водень Н2 По-різному реагує з металами при цьому ніколи не виділяється водень Н2 Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + газ Me + HNO3 = Me NO3 + H2O + газ







    Нітрати калію, натрію, амонію та кальцію – називаються селітрами. Нітрати калію, натрію, амонію та кальцію – називаються селітрами. NaNO3 – нітрат натрію, натрієва селітра NaNO3 – нітрат натрію, натрієва селітра NH4NO3 – нітрат амонію, аміачна NH4NO3 – нітрат амонію, аміачна селітра. селітра. Всі нітрати розчиняються у воді. Всі нітрати розчиняються у воді. Є сильними окислювачами. Є сильними окислювачами. При нагріванні всі нітрати розкладаються з кисню О 2 При нагріванні всі нітрати розкладаються з кисню О 2


    Питання та вправи Які оксиди азоту вам відомі? Які оксиди азоту вам відомі? Які фізичні властивості азотної кислоти Які фізичні властивості азотної кислоти Опишіть хімічні властивості азотної кислоти? Напишіть хімічні властивості азотної кислоти? Які специфічні властивості азотної кислоти вам відомі? Які специфічні властивості азотної кислоти вам відомі? Як одержують азотну кислоту в лабораторії? Як одержують азотну кислоту в лабораторії? Як отримують азотну кислоту у промисловості? Як отримують азотну кислоту у промисловості? Де застосовують азотну кислоту? Де застосовують азотну кислоту? Як називають солі азотної кислоти та де їх застосовують? Як називають солі азотної кислоти та де їх застосовують?


    Вправи Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій CaO + HNO3 = CaO + HNO3 = NaOH + HNO3 = NaOH + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = K2CO3 + HNO3 = Складіть рівняння реакції кін. азотної кислоти з міддю. Розв'яжіть її як ОВР Складіть рівняння реакції конц. азотної кислоти з міддю. Розв'яжіть її як ОВР Сu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Сu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O


    Вправи Розв'язати ланцюжок перетворень Розв'язати ланцюжок перетворень N2 NO NO2 HNO3 N2 NO NO2 HNO3 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 Обчислити масу нітрату магнію, який утворився при взаємодії оксиду магнію з 12 концентрацією. Обчислити масу нітрату магнію, що утворився при взаємодії оксиду магнію з 120г розчину азотної кислоти з 10% концентрацією. Який обсяг кисню виділиться під час розкладання при нагріванні 150г нітрату натрію? Який обсяг кисню виділиться під час розкладання при нагріванні 150г нітрату натрію? Обчислити масову частку азоту у нітраті алюмінію. Обчислити масову частку азоту у нітраті алюмінію.

    Урок з хімії в 10 класі: «Азот та фосфор – p-елементи VA-групи»

    • підготував
    • вчитель хімії та біології
    • ДУО ЗОШ №163 м.Мінська
    • Костюкевич Юрій Михайлович
    У VA-групі періодичної системи розташовані неметали азот N та фосфор P, напівметал миш'як As, а також сурма Sb та вісмут Bi, які відносять до неметалів. Атоми елементів VA-групи на зовнішньому електронному шарі знаходяться по 5 електронів. Електронна конфігурація їхнього зовнішнього електронного шару ns2np3, наприклад: азоту – 2s2p3, фосфору – 3s23p3.
    • У хімічних сполуках атоми азоту та фосфору можуть виявляти ступеня окиснення від -3 до +5.
    Азот у природі
    • Азот позначається символом N
    • (Лат. Nitrogenium, тобто. «Народжує селітру).
    • Проста речовина азот (N2) - досить інертний за нормальних умов газ без кольору, смаку та запаху.
    • Азот, у формі двоатомних молекул N2 становить більшу частину атмосфери, де його вміст становить 78,084% за обсягом (тобто близько 3,87 1015 т).
    Азот у космосі
    • Поза межами Землі азот виявлений у газових туманностях, сонячній атмосфері, на Урані, Нептуні, міжзоряному просторі та ін. Азот - 4-й за поширеністю елемент Сонячної системи (після водню, гелію та кисню).
    Фосфор у природі
    • Фосфор у природі зустрічається переважно у вигляді фосфатів. Так фосфат кальцію Са3(PO4)2 є основним компонентом мінералу апатиту.
    • Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах та насінні.
    • Міститься в тваринних тканинах, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (АТФ, ДНК), є елементом життя.
    • Апатит
    Проста речовина азоту складається з двоатомних молекул N2. У молекулі N2 атоми азоту пов'язані між собою потрійним ковалентним неполярним зв'язком. Енергія потрійного зв'язку велика і становить 946кДж/моль. Тому розрив зв'язків та утворення атомів і молекул азоту здійснюється лише за температури вище 3000˚С. Висока міцність зв'язку у молекулах зумовлює хімічну інертність азоту. У вільному стані фосфор утворює кілька алотропних модифікацій, які називаються білим, червоним та чорним фосфором.
    • Фосфор
    У найпростішій молекулі Р4 кожен із чотирьох атомів фосфору пов'язаний ковалентним зв'язком із трьома іншими. З таких молекул, що мають форму тетраедра, складається з білого фосфору. Відливається в інертній атмосфері у вигляді паличок (злитків), він зберігається без повітря під шаром очищеної води або в спеціальних інертних середовищах. Хімічно білий фосфор надзвичайно активний! Наприклад, він повільно окислюється киснем повітря вже за кімнатної температури і світиться (блідо-зелене світіння). Явище такого роду світіння внаслідок хімічних реакцій окиснення називається хемілюмінесценцією (іноді помилково фосфоресценцією). Білий фосфор дуже отруйний. Літальна доза білого фосфору для дорослого чоловіка становить 0,05-0,1 г. Червоний фосфор має атомну полімерну структуру, у якій кожен атом фосфору пов'язані з трьома іншими ковалентними зв'язками. Червоний фосфор не леткий, не розчинний у воді, не отруйний. Він використовується у виробництві сірників.
    • На світлі та при нагріванні до 300˚С без доступу повітря білий фосфор перетворюється на червоний фосфор.
    При нагріванні під тиском приблизно в 1200 разів більшим, ніж атмосферний тиск, білий фосфор переходить у чорний фосфор, який має атомну шарувату кристалічну решітку. Чорний фосфор за своїми фізичними властивостями нагадує метал: він проводить електричний струм і блищить. Зовні дуже схожий на графіт. Чорний фосфор – це хімічно найменш активна форма фосфору. У 1830 році французький хімік Шарль Соріа винайшов фосфорні сірники, що складалися із суміші бертолетової солі, білого фосфору та клею. Ці сірники були дуже вогненебезпечні, оскільки спалахували навіть від взаємного тертя в коробці і при терті про будь-яку тверду поверхню, наприклад, підошву чобота. Через білий фосфор вони були отруйні. У 1855 році шведський хімік Йохан Лундстрем завдав червоного фосфору на поверхню наждачного паперу і замінив ним же білий фосфор у складі головки сірника. Такі сірники вже не завдавали шкоди здоров'ю, легко запалювалися про заздалегідь приготовлену поверхню і практично не займалися. Йохан Лундстрем патентує перший «шведський сірник», який дійшов практично до наших днів. В 1855 сірники Лундстрема були удостоєні медалі на Всесвітній виставці в Парижі. Пізніше фосфор був повністю виведений зі складу головок сірників і залишався лише у складі намазки (терки). З розвитком виробництва «шведських» сірників, виробництво сірників з використанням білого фосфору було заборонено майже в усіх країнах. Найпростіша речовина азот N2 хімічно малоактивна і, як правило, вступає в хімічні реакції лише за високих температур. Окисні властивості азоту проявляються в реакції з воднем і активними металами. Так, водень з азотом з'єднується в присутності каталізатора при високій температурі та великому тиску, утворюючи аміак:
    • З металів за звичайних умов азот реагує тільки з літієм, утворюючи нітрид літію:
    Окисні властивості фосфору виявляються при його взаємодії з найбільш активними металами:
    • Відновлювальні властивості азоту та фосфору виявляються при їх взаємодії з киснем. Так, азот реагує з киснем при температурі близько 3000С, утворюючи оксид азоту (II):
    Фосфор також окислюється киснем, виявляючи у своїй відновлювальні властивості. Але в різних модифікаціях фосфору хімічна активність різна. Наприклад, білий фосфор легко окислюється на повітрі за кімнатної температури з утворенням оксиду фосфору(III):
    • Окислення білого фосфору супроводжується світінням. Білий і червоний фосфор спалахують при підпалюванні і горять сліпуче яскравим полум'ям з утворенням білого диму оксиду фосфору (IV):
    Горіння білого фосфору Найбільш активний хімічно, токсичний та горючий білий фосфор. Тому він часто застосовується в запальних бомбах. На жаль, фосфорні боєприпаси використовуються і в XXI столітті!
    • - під час облоги Сараєво фосфорні снаряди застосовувалися артилерією боснійських сербів. У 1992 році такими снарядами було спалено будівлю Інституту сходознавства, внаслідок чого загинуло багато історичних документів.
    • - у 2003-2004 роках застосовувалися британськими спецслужбами на околицях Басри в Іраку.
    • - у 2004 році застосовувалися США проти партизанського підпілля в Іраку у битві за Фаллуджу.
    • влітку 2006 року під час Другої Ліванської війни артилерійські снаряди з білим фосфором застосовувала ізраїльська армія.
    • 2009 року в ході операції «Литий свинець» у секторі Газа ізраїльська армія застосовувала боєприпаси, що містять білий фосфор, які допускаються міжнародним законодавством.
    • - з 2009 року палестинські терористи заряджали свої ракети білим фосфором.
    Поява блукаючих вогнів на старих кладовищах та болотах викликана запаленням на повітрі фосфіну PH3 та інших сполук, що містять фосфор. На повітрі продукти з'єднання фосфору з воднем самозаймаються з утворенням полум'я, що світиться, і крапель фосфорної кислоти – продукту взаємодії оксиду фосфору (V) з водою. Ці крапельки утворюють розмитий контур «привида». Основна сфера застосування азоту – виробництво аміаку. Азот застосовують також для створення інертного середовища при сушінні вибухових речовин, при зберіганні цінних творів живопису та рукописів. Крім того, азотом наповнюють електричні лампи розжарювання.
    • Застосування простих речовин
    • Виробництво
    • аміаку
    • Більшість сучасних ламп наповнюються хімічно інертними газами. Суміші азоту N2 з Аргоном Ar є найбільш поширеними в силу малої собівартості.
    Червоний фосфор використовують для виробництва сірників, фосфорної кислоти, яка, у свою чергу, йде на виробництво фосфорних добрив та кормових добавок для тваринництва. Крім того, фосфор застосовують для виробництва отрутохімікатів. Домашнє завдання: Параграф §49. Список використаних джерел
    • http://ru.wikipedia.org/wiki/Азот
    • http://ua.wikipedia.org/wiki/Фосфор
    • http://distant-lessons.ru/ximiya/podgruppa-azota
    • http://www.vredno.com.ua/2011/10/05/
    • http://21region.org/sections/book/41869-istoriya-spichek.html
    • http://x-ufo.ru/2008/08/19/fotografii_pjejjnobektov_s_kladbishha.html
    • http://www.varson.ru/images/Himia_jpeg_big/7-04.jpg
    • http://lols.ru/2010/11/09/

    Рекомендуємо також

    Loading...Loading...