Химия скачать реферат

[ книги ] [ рефераты ] [ новости ] [ ридеры ] [ регистрация ] [ вход ]
[ новинки книг ] [ категории книг ] [ правила ]

Азот и фосфор скачать реферат

Введение
Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым
типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах.
В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти
два вещества получили большую область применения, хотя когда азот
впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на
продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).

Азот
История открытия азота
Впервые азот был более или менее изучен Даниэлем Резерфордом. Выполняя задание своего учителя Д. Блека, открывшего взаимодействие двуокиси углерода с известковой водой, Д. Резерфорд исследовал, какое изменение претерпевает воздух, после того как в нем жило и погибло живое существо. Ответ на этот вопрос гласил: дыхание животных не только превращает здоровый воздух в «фиксируемый воздух» (в двуокись углерода), но после того, как фиксируемая порция поглощена раствором едкого кали, остающаяся часть, хотя и не вызывает осадка с раствором гашеной извести, гасит пламя и губит жизнь. Такова первая характеристика азота, слагающаяся исключительно из отрицательных признаков: азот противопоставляется двуокиси углерода, сходной с ним по отрицательным признакам (оба газа не поддерживают горение и дыхание). Почти одновременно азот был изолирован и изучен двумя другими выдающимися учеными Г. Кавендишем и К. Шееле, оба они в отличие от Д. Резерфорда поняли, что азот – это лишь выделенная из воздуха, заранее присутствующая в нем его составная часть. В особенности примечательно сообщение Г.Кавендиша, найденное в его неопубликованных рукописях с пометкой: «послано Пристли». «Я переводил обыкновенный воздух из одного сосуда через раскаленные угли в другой, потом через свежий горящий уголь – в следующий сосуд, поглощая каждый раз образующийся фиксируемый воздух (углекислый газ) кусковой известью. Удельный вес полученного газа оказался лишь незначительно разнящимся от удельного веса обыкновенного воздуха: из обоих газов азот несколько легче воздуха. Он гасит пламя и делает обыкновенный воздух неспособным возбуждать горение, так же как и фиксируемый воздух (CO2), но в меньшей степени». Оставалось только дать новому газу название. Никто в те времена не придавал такого значения номенклатуре, как А. Лавуазье, и никто не совершил (вторично) такой грубой номенклатурной ошибки, как присвоение азоту его имени «безжизненный». Это наименование все же закрепилось за азотом во французской и русской литературе; в англосаксонских странах предпочли для азота название Nitrogen – «рождающий селитру», немцы же дали азоту название Stickstoff – «удушающая материя».


Особенности азота
У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3,+5 и +3 (NH3, HNO3 и NaNO2).

Распространение азота в природе
Среди всех элементов, образующих земной шар, один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01 массовой доли, %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного азота, что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3, индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3)2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %).
Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем, поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы, деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.


Получение азота
В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически, пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.
В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4NO2 = N2 + 2H2O
Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства
Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.

Химические свойства
Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2.
N2=2N-711 кДж.
При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N2+O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3.
Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

Водородные соединения азота
Летучим характеристическим соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три -связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую не насыщенность и реакционноспособность молекул аммиака. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33 град. С аммиак сжижается, а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом аммиаке между молекулами действуют водородные связи, вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно - земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.
По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0 град. С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. При этом возможны два механизма возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:


Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней, чем у воды, а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в аммиаке, межмолекулярная водородная связь образуется по первому механизму. Таким образом, физико-химические процессы в водном растворе аммиака можно представить следующим образом.


Возникновение гидроксид - ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика (рК 5). В условиях пониженных температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3 Н2О (tпл=-77 град. С), 2NН3 Н2О (tпл=-78 град. С) и NН3 2Н2О (tпл=-97 град. С). Кристаллогидраты состоят из цепей молекул аммиака и воды, сшитых водородными связями в трехмерную сетку, в которых отсутствуют структурные мотивы NН4ОН. Это означает, что так называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид, как нет гидроксида оксония ОН3ОН и гидроксида фторония FН2ОН. Таким образом, водные растворы аммиака обладают основными свойствами не за счет образования мнимого соединения NН4ОН, а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NН3.
Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаются также при непосредственном взаимодействии газообразных веществ:
NН3 + НСl = NН4Сl
Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии соли аммония образуют структуры, характерные для веществ со значительной долей ионной составляющей связи. Поэтому они хорошо растворяются в воде, почти сполна подвергаются электролитической ионизации. Структура иона NН4+ - тетраэдрическая, в которой все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а азот находится в его центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами водорода. По свойствам соли аммония похожи на соли калия вследствие близости ионных радиусов NН4+ (0,142 нм) и К+ (0,133 нм). Существенная разница заключается только в том, что соли калия, образованные сильными кислотами, не подвержены гидролизу, а соли аммония в водных растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.
Соли аммония отличаются невысокой термической устойчивостью. Природа конечных продуктов термического разложения солей аммония в основном определяется свойствами аниона. Если анион происходит от кислоты - окислителя, то имеет место окисление аммиачного азота, например: NН4NО3 = N2О + 2Н2О
В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному азоту, а потому последний выступает как окислитель. С другой стороны, эта реакция представляет собой пример внутримолекулярного конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот, не являющихся окислителями, при их термическом разложении выделяется аммиак и кислота: (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4
При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:
2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О
Эта реакция может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из компонентов - простых веществ.
На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного азота: 4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
При каталитическом окислении реакция идет иначе:
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
Аммиак выступает как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например:
Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2
В этой реакции металлический натрий вытесняет водород из жидкого аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень окисления, и аммиак играет роль окислителя. С другой стороны, подобные реакции иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов, например NаNН2, являются солями аммиака, отвечающими его кислотной функции. Совершенно очевидно, что кислотная природа у аммиака выражена значительно слабее, чем у Н2О и НF. Константа кислотной ионизации ничтожно мала (рКа 35), а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Кислотной функции аммиака отвечают не только амиды, но и имиды и нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2) , в имидах - два (Li2NН), то в нитридах - все три (AlN).
При осторожном окислении аммиака мягким окислителем, например гипохлоридом натрия, получают другое водородное соединение аммиака - гидразин или диамид:
2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О
Диамид представляет собой бесцветную, легко испаряемую токсичную жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)
По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак. В водных растворах гидразина также возникают водородные связи, как и в случае аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой воды с участием водородной связи образуется катион [N2Н5]+, а с двумя - [N2Н6]2+.

Добавлен: 08.01.2012, 21:28 [ Скачать с сервера (142.0 Kb) ]
Категория: Химия | Добавил: Lakomka
Просмотров: 863 | Загрузок: 121
Рейтинг: 0.0/0

форма входа

Логин:
Пароль:

объявления

Много ли нужно для счастья? Это каждый решает сам. Одних амбиции заставляют идти по головам, добиваясь вожделенного кресла в правительстве, другим достаточно скромной дачки в далекой деревне. Кто-то хочет выиграть Олимпийские игры, а кому-то хватает простого черного пояса. Есть люди, желающие править миром, и люди, мечтающие управлять своей судьбой...
Черная волшебница Чума-дель-Торт, имя которой страшатся даже произносить вслух, стремясь к власти, уничтожает одного за другим светлых волшебников. Среди ее жертв – замечательный белый маг Леопольд Гроттер. Его дочери Тане неведомым образом удается избежать гибели, но на кончике носа у нее на всю жизнь остается загадочная родинка... Чума-дель-Торт ...
Писатель-классик, писатель-загадка, на пике своей карьеры объявивший об уходе из литературы и поселившийся вдали от мирских соблазнов в глухой американской провинции. Единственный роман Сэлинджера, «Над пропастью во ржи» стал переломной вехой в истории мировой литературы. И название романа, и имя его главного героя Холдена Колфилда сделались кодовы...
Можно сказать, что эта книга открывает дорогу к математике. Данциг объясняет основы математики очень просто, красноречиво рассказывая о глубоких философских проблемах, которые появились на этом пути. Он описывает свойства всех типов чисел - целых, простых, иррациональных, трансцендентных и других; объясняет важность введения понятия нуля и показыва...

объявления

Гипербарическая медицина

[Медицина] - скачать

Анализ прибыли и рентабельности

[Экономика и Финансы] - скачать

УЭЦН

[Геодезия, геология] - скачать

Алхимия

[Химия] - скачать

Источники возбуждения и атомизации в спектральном анализе

[Химия] - скачать

- Как проверить кузов машины толщиномером
- Среднее специальное образование дистанционно
- Отеки на ногах
- Выбираем профнастил
- Как выбрать кровать
- Что такое сервер
- Гавриил Абрамович Юшваев
- GSM камера видеонаблюдения
- Атмосферная коррозия
- НДС на книги останется прежним
- Крафтовое пиво это
- Чем полезен боярышник для организма
- 10 фактов о Михаиле Булгакове
- Как выбрать автошколу
- Тандыр - что это такое?
- Наружная (уличная) реклама
- Пропускной режим
- Упаковка товара
- Детская обувь
- Шлемы виртуальной реальности
- Xyдoжecтвeнный peaлизм H. A. Heкpacoвa
- H. A. Heкpacoв кaк литepaтypный opгaнизaтop. Издaтeльcкaя дeятeльнocть пиcaтeля
- Двери ПВХ входные и межкомнатные
- Кровельные работы что это такое
- Oбpяды и oбpядoвый фoльклop
- Apxaичecкaя литepaтypa и ee гepoи
- Как выбирать ювелирные изделия в магазине
- Изoбpaжeниe чeлoвeчecкиx xapaктepoв в пpoизвeдeнияx И. C. Typгeнeвa
- Ивaн Cepгeeвич Typгeнeв и eгo вклaд в paзвитиe pyccкoй литepaтypы XIX вeка
- Источник бесперебойного питания: назначение и виды
- Что такое коттедж? История и описание
- Как проверить квартиру на чистоту документов перед покупкой?
- Игра за Спецназ в Counter-Strike 1.6
- Полезные свойства лангустинов
- Характеристики керамических блоков
- Ocoбeннocти лиpики A. B. Koльцoвa
- Tвopчecкaя дeятeльнocть Aлeкceя Bacильeвичa Koльцoвa
- Преимущества мини-котельной
- Tвopчecтвo Гpибoeдoвa и eгo кoмeдия «Гope oт yмa»
- Poмaнтизм кaк явлeниe литepaтypнoгo пpoцecca
- Особенности и достоинства речных круизов
- Пoвecть «Бeднaя Лизa» H. M. Kapaмзинa
- Aлeкcaндp Paдищeв pyccкий пиcaтeль XVIII вeкa
- Наружная (уличная) реклама
- Электрический теплый пол
- Пожарная лицензия МЧС на сигнализацию
- Казино это
- Что такое автомобильные подкрылки
- Фильтр-пресс
- Ocoбeннocти эcтoнcкoй литepaтypы pyбeжa XIX и XX вeкoв