Дым без огня
Щелочные металлы взаимодействуют с аммиаком, образуя амиды:
Щелочноземельные металлы образуют нитриды

Другие водородные соединения азота

Бесцветная жидкость, напоминающая запах аммиака
Получение:
Подобно аммиаку проявляет основные свойства.
Как основание гидразин образует два ряда солей гидразония, например,
N2H6C12 (дихлорид) и N2H5C1 (хлорид), последний может быть получен также
и нагреванием дихлорида:
Это нестабильное вещество, легко разлагающееся при нагревании:
Является более слабым основанием, чем аммиак и гидразин и является
восстановителем, окисляясь до оксида азота (I)

3. С аммиаком происходит взрыв:
4. При контакте с сильными окислителями проявляет себя как восстановитель:

Химические свойства NO

NO – типичный восстановитель, обесцвечивает раствор перманганата калия:
Легко окисляется кислородом воздуха. Реакция происходит очень быстро, так как оксид азота (II)
обладает неспаренным электроном и по сути является радикалом:
Реакция приводит к образованию оксида азота (IV), который имеет характерный рыжевато-бурый
цвет.
Менее характерны окислительные свойства (только с сильными восстановителями):
На родиевом катализаторе окисляет угарный газ до углекислого. Такие катализаторы ставят в
выхлопные трубы автомобилей во избежание загрязнения угарным газом.
Биологическая роль:
NO способен проникать через мембраны клеток,. Эта молекула играет важную роль в регуляции кровяного
давления, мышечной релаксации и участвует в неспецифическом иммунном ответе. Действие ряда препаратов,
например, нитроглицерина, основано на образовании именно этой молекулы.
В то же время NO токсичен, так как способен связываться с гемоглобином подобно угарному газу и препятствовать
переносу кислорода и углекислого газа.

Химические свойства оксида азота (IV)

Существует в виде равновесной смеси:
Оксид азота (IV) – это оксид двух кислот: азотистой и азотной. В воде диспропорционирует:
Так как последняя кислота устойчива только на холоде, то при комнатной и более высоких
температурах реакция происходит по-другому:
Однако если через воду пропускать смесь оксида азота (IV) и воздуха, то образуется только азотная
кислота:
Аналогично реакции происходят со щелочами: при пропускании оксида азота образуется смесь
солей, а если пропускать оксид вместе с воздухом, то только одна соль.
Оксид азота (IV) – сильный окислитель, в нем горят сера, углерод и металлы.
В газовой фазе окисляет даже хлорид-ион:
Существуют и другие оксиды азота (III и V), но они не устойчивы.

Азотная кислота является очень сильным окислителем,
при определенных условиях реагирует с большинством
неорганических и органических соединений

Взаимодействие с металлами

Химические свойства солей азотной кислоты: I.Разложение солей-нитратов

1. Металлы IА группы (кроме нитрата лития)
2. Нитрат лития и нитраты остальных металлов (кроме нитратов ртути и
серебра)
3. Нитраты ртути и серебра разлагаются до чистого металла, так как их
оксид не устойчив
4. Разложение металлов в низших степенях окисления протекает с
окислением этого металла
4Fe(NO3)2 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
II.Окислительные свойства солей-нитратов
5. Нитраты входят в состав пороха:
6. В растворе реагируют с металлами:

Химические свойства фосфора

Качественные задачи (Доронькин, Бережная)

Продолжение

Расчетные задачи Задачи на азот

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Медную пластинку массой 1,28 г опустили в 63% раствор азотной кислоты массой 10 г. Найдите массу
10% раствора гидроксида натрия, который бы полностью нейтрализовал полученный раствор. (Ответ:
24г).
Смесь нитрата меди (II) и нитрата натрия массой 46,1г прокалили, в результате чего выделилась смесь
газов, которую пропустили через раствор гидроксида бария. В результате получили соль массой 52,2 г.
Определите массовые доли солей в исходной смеси (81,56% и 18,44% соответственно).
Смесь углерода и кремния массой 8г добавили к 63% раствору азотной кислоты. Выделившийся бурый
газ пропустили через раствор гидроксида кали, получив при этом раствор массой 484,8г с массовой
долей соли 8,33%. Определите массовые доли простых веществ в исходной смеси (30% и 70%
соответственно).
Кусочек магния массой 4,8 г растворили в 630 г 6% раствора азотной кислоты, при этом газообразных
продуктов не выделялось. Найти массу 40% раствора гидроксида натрия, способного полностью
прореагировать с полученным раствором. (55г).
Смесь порошков алюминия и меди добавили к 61% раствора азотной кислоты при комнатной
температуре, и наблюдали выделение цветного газа объемом 26,88л. Затем к полученной смеси
добавили избыток раствора гидроксида натрия, в результате чего выделились газ и осадок в молярном
соотношении 1:2. Определите массовые доли металлов в исходной смеси. (Ответ: 12,3% и 87,7%
соответственно.)
Кристаллическую соду массой 14,3г добавили к 42 г раствора азотной кислоты. К полученному
раствору добавили медную проволоку, при этом выделился бесцветный газ объемом 560 мл и в
растворе не осталось ионов водорода. Определите массовую долю кислоты в исходном растворе.
(Ответ: 30%).
Двухводный кристаллогидрат нитрата цинка растворили в 100г воды, в результате чего получили 3,62%
раствор соли. Затем туда добавили 100г 40% раствора гидроксида натрия и получили раствора с
массовой долей щелочи 18%. Определите массу кристаллогидрата. (4,5 г)

Задачи на фосфор

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Белый фосфор массой 9,3г сожгли, и полученное белое вещество растворили в воде и нагрели.
Найдите объем 10% раствора гидроксида натрия (плотность 1,2 г/мл), необходимого для получения
двух кислых солей в равных молярных соотношениях. (Ответ: 150 мл).
Найти массу белого фосфора, при растворении которого в 100г 40% горячего рас вора гидроксида
натрия, чтобы массовая доля щелочи в растворе стала равна 25,69%. (Ответ: 12,4г)
Смешали 340 г 5% раствора нитрата серебра и 164г 10% раствора. Найти минимальный объем 15%
раствора (плотность 1,14г/мл), который необходим для растворения полученного осадка. (Ответ:
19,1мл).
К ортофосфату кальция массой 31г добавили 392г 10% раствора серной кислоты. Найдите объем
20% раствора гидроксида калия (плотность 1,12 г/мл), который необходим для полной
нейтрализации полученного раствора. (Ответ: 200мл).
Фосфор сожгли в избытке кислорода, и полученный продукт добавили в 110г 2% раствора
гидроксида натрия, получив при этом кислую и среднюю соли в соотношении 1:3. (Ответ: 0,62г)
Йодид фосфора массой 66,6 г растворили в избытке воды. Определите массу 20% раствора нитрата
серебра, способного полностью прореагировать с полученным раствором и суммарную массу
осадка, который при этом образуется. (Ответ: 680г раствора и 159,4г осадка).
Фосфин массой 3,4г сожгли, продукт его сгорания осушили и добавили к 160г 10% раствора
гидроксида натрия. Определите массу 16% раствора нитрата серебра, который может полностью
прореагировать с полученным раствором. (Ответ: 425г).

Класс: 9

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Учебник. Г.Е, Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия. 9 класс

Количество часов: 1 урок

Тип урока: комбинированный

Методы обучения: информационно-иллюстративный, частично-поисковый.

Формы обучения: фронтальная работа, самостоятельная работа в парах и индивидуальная, самоконтроль.

Технологии: составление опорного конспекта, использование ЦОР, тестовый контроль знаний.

Цель урока: На основании строения сравнить свойства простых веществ – азота и фосфора. Исходя из свойств, охарактеризовать области применения азота и фосфора, способы их промышленного получения.

Задачи урока:

• Образовательные :
  • рассмотреть строение и физические свойства простых веществ – азота и аллотропных модификаций фосфора;
  • на основании строения спрогнозировать реакционную способность азота и фосфора, рассмотреть характерные химические свойства;
  • формировать умение составлять уравнения химических реакций, рассматривать их с позиции окислительно-восстановительных свойств;
  • рассмотреть области применения и промышленные способы получения азота и фосфора.
• Развивающие :
  • развивать умения сравнивать, устанавливать причинно-следственные связи между строением веществ и их свойствами, применением, делать выводы;
  • совершенствовать умения применять полученные знания для объяснения различных фактов, явлений.
• Воспитательные :
  • воспитывать активность, самостоятельность, интерес к предмету;
  • воспитывать умение работать в парах, способность к самооценке результатов деятельности.

Оборудование : компьютер, проектор, мультимедийная презентация

ХОД УРОКА

Описание слайда и пояснения по управлению презентацией	Деятельность учителя	Деятельность учащихся
Организационный этап. (1 мин.)
	Приветствие учащихся, проверка готовности к уроку	Учащиеся готовятся к уроку (тетради, учебники, ПСХЭ)
Актуализация знаний. Постановка цели.(4 мин.)
Слайд 1. Сравнительная характеристика элементов. Прием педагогической техники: вставка пропущенных слов в тексте (при нажатии на курсор - появляются пропущенные слова).	Предлагает учащимся дать сравнительную характеристику элементам – азоту и фосфору.	Устный ответ учащегося: дает сравнительную характеристику элементам азоту и фосфору, используя шаблон на слайде, вставляя пропущенное.
Слайд 2. Историческая справка Иллюстрация портретов ученых, открывших вещества. Нажатием на курсор выводится этимология названий.	Мотивирование на изучение темы:учащимся предлагается информация об истории открытия азота и фосфора, этимологии их названий. – Какие свойства азота и фосфора отражены в их названиях?	Слушают информацию. Фронтальная работа: Перечисляют известные свойства азота и фосфора.
Слайд 3. Тема урока Слайд 4. План изучения	Постановка учебной проблемы: – Чем обусловлены эти свойства, какие ещё свойства проявляют азот и фосфор? – Тема урока: «Простые вещества – азот и фосфор»	Записывают тему, готовят таблицу.
Изучение нового материала. (25 минут)
Слайд 5. Строение и физические свойства азота и аллотропных модификаций фосфора Гиперссылка 1 – слайд 6 «Строение и физические свойства белого фосфора» Демонстрация иллюстраций Гиперссылка 2 – слайд 7 «Строение и физические свойства красного фосфора» Демонстрация иллюстраций. Видеодемонстрация опыта «Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора» (2 мин)	Учитель предлагает охарактеризовать строение молекулы азота и сделать вывод о прочности связи в ней. – Какой тип связи реализуется в молекуле азота? Сколько общих электронных пар образуется в молекуле азота? – Составьте схему образования ковалентной связи в молекуле азота. Далее рассматриваются физические свойства азота. В отличие от азота фосфор может существовать в виде большого числа аллотропных модификаций, в настоящее время их насчитывается 11, но все многообразие видов можно свести к трем: белый, красный и черный фосфор. Учитель объясняет явление аллотропии у фосфора, демонстрирует строение кристаллических решеток белого и красного фосфора, характеризует физические свойства. (гиперссылки1, 2)	Фронтальная работа: учащиеся отвечают на вопросы Самостоятельная работа: записывают в тетради схему образования связи в молекуле азота, его физические свойства. Рассматривают иллюстрации на экране, знакомятся с характеристикой строения и свойств каждой модификации, делают краткую запись. Наблюдают за химической реакцией. Делают вывод об активности разных модификаций фосфора.
Слайд 8. Контрольное задание Видеофрагмент из фильма «Фосфор» – о собаке Баскервилей. (45 сек)	Учитель предлагает учащимся просмотреть видеофрагмент и ответить на вопрос: – Как вы считаете, реальны ли данные события? Какую химическую ошибку допустил автор? Аргументируйте свой ответ.	Фронтальная работа. Учащиеся комментируют химические ошибки в предложенном видеофрагменте, привлекая знания о физических свойствах белого фосфора.
Слайд 9. Прогнозирование реакционной способности азота и фосфора. При нажатии курсора выводы появляются на экране	Учащимся предлагается на основании строения веществ спрогнозировать реакционную способность азота и фосфора: – Что можно сказать о химической активности азота? Почему? – Какова химическая активность фосфора в сравнении с азотом? Почему? – Одинаковую ли реакционную способность проявляют разные модификации фосфора? – Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляют азот и фосфор в химических реакциях?	Фронтальная работа. На основании строения, учащиеся делают выводы о низкой активности азота и высокой реакционной способности белого фосфора. Отмечают снижение химической активности от белого фосфора к черному. Делают заключение об окислительно-восстановительной двойственности свойств.
Слайд 10. Окислительные свойства азота и фосфора На слайде схемы реакций.	Предлагается составить уравнения реакций, характеризующих окислительные свойства азота и фосфора: с литием, кальцием, водородом. (схемы на слайде) Осуществляется проверка нажатием на кнопку мыши: на слайде появляются уравнения реакций
Слайд 11. Восстановительные свойства азота и фосфора На слайде схемы реакций. Вывод записи уравнений для проверки осуществляется нажатием на курсор	Предлагается составить уравнения реакций, характеризующих восстановительные свойства азота и фосфора: с кислородом, хлором. (схемы на слайде) Учитель консультирует слабых учащихся. Осуществляется проверка нажатием на кнопку мыши: на слайде появляются уравнения реакций	Самостоятельная работа в парах: Делают в тетради запись уравнений реакции, показывают переход электронов, определяют окислитель и восстановитель. Проверяют, задают вопросы, если они возникают.
Слайд 12. Взаимодействие красного фосфора с бертолетовой солью. На слайде иллюстрации, схема реакции. Вывод записи уравнения и электронного баланса для проверки осуществляется нажатием на курсор	Учитель рассказывает о взаимодействии красного фосфора с хлоратом калия, предлагает записать уравнение реакции и расставить коэффициенты методом электронного баланса. Осуществляет проверку составления уравнения реакции, электронного баланса.	Самостоятельная работа в парах: Делают в тетради запись уравнения реакции, составляют электронный баланс, определяют процессы окисления, восстановления, окислитель и восстановитель. Индивидуально выполняют контрольное задание.
Слайд 13. Получение азота и фосфора Иллюстрации.	– Азот встречается в природе в соединениях и в свободном состоянии, а фосфор – только в соединениях. Чем это объясняется? – Какое сырье используют в промышленности для получения азота, фосфора? Далее учитель рассказывает о промышленных способах получения азота и фосфора.	Отвечают на вопросы. Слушают информацию, делают записи в тетрадях.
Слайды 14, 15. Применение азота и фосфора. Иллюстрации.	Предлагает обсудить области применения азота и фосфора, опираясь на свойства.	Фронтальная работа: обсуждение областей применения азота и фосфора. Кратко записывают области применения азота и фосфора.
Контроль усвоения знаний. (8 минут)
Слайд 16. Контроль знаний Интерактивный тест: нажатием на кнопку «вопрос» открывается формулировка; нажимается выбранный ответ; зажигается красный значок в случае неверного ответа, зеленый – в случае верного.	Учащимся предлагается тестовое задание (Приложение 1 ) Проверка с использованием интерактивной модели теста.	Индивидуальная работа по вариантам . Выполняют тест (6 вопросов – 5 минут). Проверка выполнения работы, оценивание.
Домашнее задание (2 мин)
Слайд 17. Домашнее задание §15,16,21 стр.52, №2, стр. 70 №2,4,5 Задача: Вычислите массу фосфора, образующегося из 1 кг фосфата кальция, содержащего 5% примесей.	Учитель комментирует домашнее задание.	Запись Д/З

Урок по химии в 10 классе: «Азот и фосфор – p-элементы VA-группы»

• подготовил
• учитель химии и биологии
• ГУО СШ №163 г.Минска
• Костюкевич Юрий Михайлович

В VA-группе периодической системе расположены неметаллы азот N и фосфор P, полуметалл мышьяк As, а также сурьма Sb и висмут Bi, которые относят к неметаллам. У атомов элементов VA-группы на внешнем электронном слое находится по 5 электронов. Электронная конфигурация их внешнего электронного слоя ns2np3, например: азота – 2s2p3, фосфора – 3s23p3.

• В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.

Азот в природе

• Азот обозначается символом N
• (лат. Nitrogenium, т.е. «рождающий селитру).
• Простое вещество азот (N2) - достаточно инертный при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха.
• Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 78,084% по объёму (то есть около 3,87·1015 т).

Азот в космосе

• Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот - 4й по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Фосфор в природе

• Фосфор в природе встречается в основном в виде фосфатов. Так, фосфат кальция Са3(PO4)2 является основным компонентом минерала апатита.
• Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах.
• Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

• Апатит

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Энергия тройной связи велика и составляет 946кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов и молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000˚С. Высокая прочность связи в молекулах обуславливает химическую инертность азота. В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

• Фосфор

В простейшей молекуле Р4 каждый из четырех атомов фосфора связан ковалентной связью с тремя остальными. Из таких молекул, имеющих форму тетраэдра, состоит белый фосфор. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен! Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор весьма ядовит. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05-0,1 г. Красный фосфор имеет атомную полимерную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами ковалентными связями. Красный фосфор не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Он используется в производстве спичек.

• На свету и при нагревании до 300˚С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.

При нагревании под давлением примерно в 1200 раз большим, чем атмосферное давление, белый фосфор переходит в черный фосфор, который имеет атомную слоистую кристаллическую решетку. Черный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит. Внешне весьма похож на графит. Чёрный фосфор - это химически наименее активная форма фосфора. В 1830 году французский химик Шарль Сориа изобрёл фосфорные спички, состоявшие из смеси бертолетовой соли, белого фосфора и клея. Эти спички были весьма огнеопасны, поскольку загорались даже от взаимного трения в коробке и при трении о любую твёрдую поверхность, например, подошву сапога. Из-за белого фосфора они были ядовиты. В 1855 году шведский химик Йохан Лундстрем нанёс красный фосфор на поверхность наждачной бумаги и заменил им же белый фосфор в составе головки спички. Такие спички уже не приносили вреда здоровью, легко зажигались о заранее приготовленную поверхность и практически не самовоспламенялись. Йохан Лундстрем патентует первую «шведскую спичку», дошедшую практически до наших дней. В 1855 году спички Лундстрема были удостоены медали на Всемирной выставке в Париже. Позднее фосфор был полностью выведен из состава головок спичек и оставался только в составе намазки (тёрки). С развитием производства «шведских» спичек, производство спичек с использованием белого фосфора было запрещено почти во всех странах. Простейшее вещество азот N2 химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах. Окислительные свойства азота проявляются в реакции с водородом и активными металлами. Так, водород с азотом соединяется в присутствии катализатора при высокой температуре и большом давлении, образуя аммиак:

• Из металлов при обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

Окислительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с наиболее активными металлами:

• Восстановительные свойства азота и фосфора проявляются при их взаимодействии с кислородом. Так, азот реагирует с кислородом при температуре около 3000˚С, образуя оксид азота (II):

Фосфор также окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства. Но у разных модификаций фосфора химическая активность различна. Например, белый фосфор легко окисляется на воздухе при комнатной температуре с образованием оксида фосфора(III):

• Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор загораются при поджигании и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма оксида фосфора(IV):

Горение белого фосфора Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый фосфор. Потому он очень часто применяется в зажигательных бомбах. К сожалению, фосфорные боеприпасы применяются и в XXI веке!

• - во время осады Сараево фосфорные снаряды применялись артиллерией боснийских сербов. В 1992 году такими снарядами было сожжено здание Института востоковедения, в результате чего погибло множество исторических документов.
• - в 2003-2004 годах применялись британскими спецслужбами в окрестностях Басры в Ираке.
• - в 2004 году применялись США против партизанского подполья в Ираке в сражении за Фаллуджу.
• летом 2006 года, в ходе Второй Ливанской войны артиллерийские снаряды с белым фосфором применяла израильская армия.
• в 2009 году в ходе операции «Литой свинец» в секторе Газа израильская армия применяла боеприпасы, содержащие белый фосфор, допускаемые международным законодательством.
• - с 2009 палестинские террористы заряжали свои ракеты белым фосфором.

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина PH3 и других соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения». Основная область применения азота – производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Кроме того, азотом наполняют электрические лампы накаливания.

• Применение простых веществ

• Производство
• аммиака

• Большинство современных ламп наполняются химически инертными газами. Смеси азота N2 с аргоном Ar являются наиболее распространёнными в силу малой себестоимости.

Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для производства ядохимикатов. Домашнее задание: Параграф §49. Список используемых источников

• http://ru.wikipedia.org/wiki/Азот
• http://ru.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/

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

1.Предупреждаю вас заранее: Я непригоден для дыхания! Но все как будто бы не слышат И постоянно мною дышат. 2.Я светоносный элемент. Я спичку вам зажгу в момент. Сожгут меня - и под водой Оксид мой станет кислотой.

Положение азота и фосфора в Периодической системе

« Характеристика азота и фосфора. Свойства азота.»

Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества представляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных имен. - «ядовитый воздух» - « дефлогистированный воздух » - «испорченный воздух» - «удушливый воздух» - «безжизненный воздух» В 1772 году шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд В 1772 году английский химик Джозеф Пристли В 1773 году шведский химик- аптекарь Карл Шееле В 1774 году английский химик Генри Кавендиш В 1776 году французский химик Антуан Лавуазье

НАХОЖДЕНИЕ АЗОТА В ПРИРОДЕ: в свободном состоянии в атмосфере

НАХОЖДЕНИЕ АЗОТА В ПРИРОДЕ: в виде соединений неорганических В небольших количествах в почве: в виде солей аммония и нитратов. органических Азот растений и животных (Нуклеиновые кислоты, белковые вещества)

ПРИЗНАКИ СРАВНЕНИЯ АЗОТ ФОСФОР ПОЛОЖЕНИЕ В ПСХЭ СТРОЕНИЕ АТОМА Число электронов в атоме 7, протонов в ядре 7, число нейтронов в ядре 7 Электронная схема: 1s 2 2s 2 2p 3 СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ 3 период V группа главная подгруппа Порядковый номер 15; относительная атомная масса 31 2 период V группа Главная подгруппа Порядковый номер 7; относительная атомная масса 14 Р +15) 2) 8) 5 Число электронов в атоме 15, протонов в ядре 15, число нейтронов в ядре 16 Электронная схема: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 3 N + 7) 2) 5 +3, +5 , -3 +1,+2,+3,+4, +5 , -3

Определите степени окисления азота в соединениях: HNО 3 , NН 3 , NO, KNО 2 , NО 2 , N 2 О,НNO 2 с.о. -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 соединение NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ N N N  N СВЯЗЬ: -КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ -ТРОЙНАЯ -ПРОЧНАЯ МОЛЕКУЛА: -ОЧЕНЬ УСТОЙЧИВАЯ -НИЗКАЯ РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ 1 3 4 2

N 2 Физические свойства: В, Ц, З, М немного легче воздуха, t кип = -196 0 C , t пл = -210 0 C

В промышленности азот получают дистилляцией воздуха, в лаборатории – термическим разложением соединений (чаще всего NH 4 NO 2): NH 4 NO 2 → N 2 + 2 H 2 O Фосфор получают путем прокаливания фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500 0 С: 2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 Получение.

Химические свойства Азота Фосфора с металлами при комнатной t реагирует с Li 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N при высоких t – с другими Ме 2Al + N 2 = 2AlN 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 при нагревании реагирует с Ме 3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 с кислородом при очень высоких t (около 3000°С) N 2 + O 2 = 2 NO белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при нагревании 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 с водородом в присутствии катализатора при высоком давлении и t N 2 + 3 H 2 =2 NH 3

Применение Получение аммиака Создание инертной атмосферы Создание низких температур Насыщение поверхности стали для повышения прочности Жидкий азот в медицине Синтез аммиака Производство удобрений Синтез азотной кислоты Создание инертной среды N2

Вопросы для самоконтроля Газ без цвета, вкуса и запаха Молекула двухатомна Содержание в воздухе 78 % В лаборатории получают разложением KMnO 4 и H 2 O 2 В промышленности – из жидкого воздуха Химически малоактивен Взаимодействует почти со всеми простыми веществами С ним связаны процессы дыхания и фотосинтеза Является составной частью белков Участвует в круговороте веществ в природе

ПРОВЕРЬ СЕБЯ O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. « 5 » N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. « 5 » 1-2 ошибки « 4 » 3-4 ошибки « 3 » 5 ошибок и более « 2 » На примере сведений об азоте, приведите аргументы в пользу двух точек зрения: 1. Азот – «безжизненный» 2. Азот – главный элемент жизни на Земле.

Слайд 2

В VA-группе периодической системе расположены неметаллы азотN и фосфорP, полуметалл мышьякAs, а также сурьмаSb и висмутBi, которые относят к неметаллам.

Слайд 3

У атомов элементов VA-группы на внешнем электронном слое находится по 5 электронов. Электронная конфигурация их внешнего электронного слоя ns2np3, например: азота – 2s2p3, фосфора – 3s23p3.

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.

Слайд 4

Азот в природе

Азот обозначается символом N (лат. Nitrogenium, т.е. «рождающий селитру). Простое вещество азот (N2) — достаточно инертный при нормальных условиях газ без цвета, вкуса и запаха. Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 78,084% по объёму (то есть около 3,87·1015 т).

Слайд 5

Азот в космосе

Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот — 4й по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Слайд 6

Фосфор в природе

Фосфор в природе встречается в основном в виде фосфатов. Так, фосфат кальция Са3(PO4)2является основным компонентом минерала апатита. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни. Апатит

Слайд 7

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2. В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Энергия тройной связи велика и составляет 946кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов и молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000˚С. Высокая прочность связи в молекулах обуславливает химическую инертность азота.

Слайд 8

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

Слайд 9

В простейшей молекуле Р4 каждый из четырех атомов фосфора связан ковалентной связью с тремя остальными. Из таких молекул, имеющих форму тетраэдра, состоит белый фосфор. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Слайд 10

Химически белый фосфор чрезвычайно активен! Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор весьма ядовит. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05-0,1 г.

Слайд 11

Красный фосфор имеет атомную полимерную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами ковалентными связями.Красный фосфор не летуч, не растворим в воде, не ядовит. Он используется в производстве спичек.

На свету и при нагревании до 300˚С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный фосфор.

Слайд 12

При нагревании под давлением примерно в 1200 раз большим, чем атмосферное давление, белый фосфор переходит в черный фосфор, который имеет атомную слоистую кристаллическую решетку. Черный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит. Внешне весьма похож на графит.Чёрный фосфор - это химически наименее активная форма фосфора.

Слайд 13

В 1830 году французский химик Шарль Сориа изобрёл фосфорные спички, состоявшие из смеси бертолетовой соли, белого фосфора и клея. Эти спички были весьма огнеопасны, поскольку загорались даже от взаимного трения в коробке и при трении о любую твёрдую поверхность, например, подошву сапога. Из-за белого фосфора они были ядовиты.В 1855 году шведский химик Йохан Лундстрем нанёс красный фосфор на поверхность наждачной бумаги и заменил им же белый фосфор в составе головки спички. Такие спички уже не приносили вреда здоровью, легко зажигались о заранее приготовленную поверхность и практически не самовоспламенялись. Йохан Лундстрем патентует первую «шведскую спичку», дошедшую практически до наших дней. В 1855 году спички Лундстрема были удостоены медали на Всемирной выставке в Париже. Позднее фосфор был полностью выведен из состава головок спичек и оставался только в составе намазки (тёрки).С развитием производства «шведских» спичек, производство спичек с использованием белого фосфора было запрещено почти во всех странах.

Слайд 14

Простейшее вещество азот N2 химически малоактивно и, как правило, вступает в химические реакции только при высоких температурах.Окислительные свойстваазота проявляются в реакции с водородом и активными металлами. Так, водород с азотом соединяется в присутствии катализатора при высокой температуре и большом давлении, образуя аммиак:

Из металлов при обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития:

Слайд 15

Окислительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с наиболее активными металлами:

Восстановительные свойства азота и фосфора проявляются при их взаимодействии с кислородом. Так, азот реагирует с кислородом при температуре около 3000˚С, образуя оксид азота (II):

Слайд 16

Фосфор также окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства. Но у разных модификаций фосфора химическая активность различна. Например, белый фосфор легко окисляется на воздухе при комнатной температуре с образованием оксида фосфора(III):

Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор загораются при поджигании и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма оксида фосфора(IV):

Слайд 17

Горение белого фосфора

Слайд 18

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый фосфор. Потому он очень часто применяется в зажигательных бомбах.К сожалению, фосфорные боеприпасы применяются и в XXI веке!

Во время осады Сараево фосфорные снаряды применялись артиллерией боснийских сербов. В 1992 году такими снарядами было сожжено здание Института востоковедения, в результате чего погибло множество исторических документов. - в 2003-2004 годах применялись британскими спецслужбами в окрестностях Басры в Ираке. - в 2004 году применялись США против партизанского подполья в Ираке в сражении за Фаллуджу. летом 2006 года, в ходе Второй Ливанской войны артиллерийские снаряды с белым фосфором применяла израильская армия. в 2009 году в ходе операции «Литой свинец» в секторе Газа израильская армия применяла боеприпасы, содержащие белый фосфор, допускаемые международным законодательством. - с 2009 палестинские террористы заряжали свои ракеты белым фосфором.

Слайд 19

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина PH3 и других соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения».

Слайд 20

Основная область применения азота – производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Кроме того, азотом наполняют электрические лампы накаливания.

Применение простых веществ Производство аммиака Большинство современных ламп наполняются химически инертными газами. Смеси азота N2 с аргоном Ar являются наиболее распространёнными в силу малой себестоимости.