Элементы IV-VA групп.

1.Общая характеристика подгрупп азот и фосфор

Азот и фосфор - типичные неметаллы.

Азот при обычных условиях - газ без цвета и запаха, состоящий из двухатомных молекул N₂. Азот - основной компонент воздуха (78% по объему). Кроме того, азот входит в состав растений и организмов животных в форме белков. Растения синтезируют белки, используя нитраты из почвы. Нитраты образуются там из атмосферного азота и аммонийных соединений, имеющихся в почве. Процесс превращения атмосферного азота в форму, усвояемую растениями и животными, называется связыванием (или фиксацией) азота. Связывание азота может происходить двумя способами:

1) Во время разряда молний некоторое количество азота и кислорода в атмосфере соединяется с образованием оксидов азота. Они растворяются в воде, образуя разбавленную азотную кислоту, которая, в свою очередь, образует нитраты в почве.

2) Атмосферный азот под действием особых бактерий непосредственно превращается в нитраты. Некоторые из таких бактерий присутствуют в почве, другие - в узелках корневой системы клубеньковых растений.

Азот

Фосфор - «элемент-одиночка»; известен его единственный стабильный изотоп 31Р. Фосфор, как и азот, тоже является одним из незаменимых для жизни элементов и входит в состав всех живых организмов. Он содержится в костных тканях и необходим животным в процессах обмена веществ для накопления энергии. Простое вещество при обычных условиях существует в виде целого ряда аллотропных модификаций, точное число которых до сих пор является предметом дискуссий. Главные из них - белый, красный и черный фосфор, которые при определенных условиях могут взаимопревращаться.

 Фосфор

2.Строение атомов азота и фосфора

 Молекула фосфора

 Молекула азота

Распределение электронов в атоме азота:ls22s22p3.

Распределение электронов в атоме фосфора: ls22s22p63s23p33d°.

Характерная валентность для атомов азота и фосфора в невозбужденном состоянии равна III, в возбужденном состоянии — V. Это состояние возможно только для фосфора и других элементов V группы за исключением азота, так как на втором энергетическом уровне нет d-подуровня. Азот не бывает пятивалентным, но степень окисления, как условный заряд, может быть +5.

 Атом азота

Атом фосфора

3.Аммиак

Аммиа́к — NH3,при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта).Аммиак почти вдвое легче воздуха.астворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

Молекула аммиака

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда».Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония.Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию.Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония.Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявлется его сходство с водой.

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование».

Мочевина

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями.Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

Перевозка аммиака

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты; также, в составе нашатырно-анисовых капель - в качестве муколитического (отхаркивающего) средства. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

4.Соли амония

Со́лиаммо́ния — соли, содержащие аммоний, NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия. Все соли аммония хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии на них щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами.

Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH₄NO₃ применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;

Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ — как дешёвое азотное удобрение;

Азотное удобрение

Гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃ и карбонат аммония (NH₄)₂CO₃ — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

Хлорид аммония (нашатырь) NH₄Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии, в медицине.

Химические свойства солей аммония:

1.Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах).

2.Разложение при нагревании:

а) если кислота летучая

NH₄Cl → NH₃↑ + HCl

NH₄HCO₃ → NH₃↑ + Н₂O + CO₂

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂↑ + Cr₂O₃+ 4Н₂O

3.С кислотами (реакция обмена):

(NH₄)₂CO₃ + 2HCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂ ↑

4.C солями (реакция обмена):

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄ ↓ + 2NH₄NO₃

5.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая:

NH₄Cl + Н₂O ↔ NH₄OH + HCl

6.При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ ↑ + Н₂O

4.Азотная кислота

Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен[2], степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d20 = 1,41 г/см, Tкип = 120,7 °C)

Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения.

5.Нитраты

Нитрат (лат. nitras; устар. селитры) — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO^3−.

Устаревшее название — селитры — в настоящее время используется преимущественно в минералогии, как название для минералов, а также для удобрений в сельском хозяйстве.

Прибор для измерения нитратов.

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.

Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600 °C), зачастую с разложением.

Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) и другие.