6.36. Элементы VА-группы. Азот и фосфор

азот и фосфор как химические элементы

Элементы VА-группы азот 7N и фосфор 15Р образуют простые вещества, относящиеся к неметаллам. К этой же группе периодической системы относят мышьяк 33As, сурьму 51Sb и висмут 83Bi. На внешнем электронном слое, общая конфигурация которого ns2np3, их атомы имеют по 5 электронов, из которых три неспаренных на р-подуровне:

7N 1s22s22p3

15P 1s22s22p63s23p3

7N

15P

Низшая степень их окисления равна ‒3, высшая +5, при этом фосфор чаще всего проявляет положительные степени окисления +3 и +5, а азот образует достаточно устойчивые соединения со степенями окисления +1, +2, +3, +4 и +5. Азот — третий по электроотрицательности элемент после кислорода и фтора, а фосфор незначительно уступает водороду (см. § 11, табл. 7, с. 60).

Распространенность азота и фосфора в природе

Среди элементов VА-группы на Земле наиболее распространен фосфор, его массовая доля — 0,1 %. Азота гораздо меньше, но он преобладает в атмосфере — объемная доля 78 %, массовая — 75,5 %. Из немногочисленных минералов азота наиболее значимы селитры: NaNO3 — натриевая селитра и KNO3 — калийная селитра.

Фосфор на Земле встречается исключительно в виде соединений и входит в состав фосфоритов и апатитов (их основной компонент — фосфат кальция Ca3(PO4)2), а также фторапатитов Са5[РО4]3F.

Соединения азота и фосфора важны для живых организмов: азот как составная часть аминокислот и белков, фосфор — нуклеиновых кислот, АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), ферментов, костной системы. Для человека суточная потребность в фосфоре достаточно высока — от 1 г до 3,8 г в зависимости от возраста и физиологического состояния организма. При нагрузках потребность возрастает в 1,5–2 раза. Наиболее богаты фосфором ядра семян тыквы, подсолнечника, а также какао, печень, рыба, твердые сыры и другие молочные продукты. Недостаток в азоте и фосфоре зачастую испытывают растения. Для возделываемых культур эта проблема решается внесением удобрений.

Азот как простое вещество

Азот как простое вещество состоит из двухатомных молекул N2, графическая формула молекулы азота . Атомы азота связаны между собой тремя ковалентными неполярными связями, причем одна из них — σ-связь и две π-связи (рис. 87).

Рис. 87. Строение молекулы азота: а — электронно-графическая схема, б — электронная формула, в — шаростержневая модель, г — схема перекрывания электронных облаков

Энергия связи в молекуле азота очень высока и составляет 945 кДж/моль (для сравнения: О2 — 494 кДж/моль, Cl2 — 243 кДж/моль), что свидетельствует о прочности связей, а значит, и большой химической инертности вещества. Действительно, в подавляющем большинстве реакции с участием азота протекают в «жестких условиях» (при очень высоких температурах и давлениях).

Физические свойства. Небольшое значение относительной молекулярной массы (Мr(N2) = 28) и отсутствие полярности у молекул азота определяют низкие температуры кипения и плавления –196 °С и –210 °С. Азот — газ (н. у.) без цвета и запаха, почти не растворяется в воде.

Химические свойства. Азот в реакциях с кислородом и фтором проявляет свойства восстановителя, а с металлами и водородом — окислителя.

1. Азот как восстановитель. Реакция азота с кислородом протекает при температуре около 3000 °С — в электрической дуге или разряде молнии. Реакция является эндотермической. При этом образуется оксид азота(II):

2. Об этом говорит сайт https://intellect.icu . Азот как окислитель. Реакция азота с водородом протекает при высокой температуре и давлении даже в присутствии катализаторов:

Реагируя с металлами (при повышенной температуре), азот образует бинарные соединения нитриды:

(нитрид магния).

С литием азот вступает в реакцию без нагревания:

(нитрид лития).

Применение. Основная область применения азота — производство аммиака. Его используют также для создания инертной среды при хранении пищевых продуктов, произведений искусства и рукописей, в пожаротушении, лазерной резке металлов. Расширяется спектр его применения в медицине и косметологии, например криоконсервация клеток, криотерапия (удаление папиллом и гемангиом).

Фосфор как простое вещество

Фосфор, являясь элементом VА-группы, как и азот, способен образовывать молекулу состава P2. Однако, в отличие от молекулы азота, двухатомная молекула фосфора неустойчива. Поэтому фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, в которых реализуются лишь одинарные связи Р—Р: фосфор белый, красный, черный и другие (табл. 29).

Таблица 29. Строение и физические свойства аллотропных модификаций фосфора

Аллотропные модификации фосфора	Строение	Температура плавления	Температура кипения
Р4 фосфор белый	Шаростержневая модель молекулы P4	44 °С	281 °С
Р фосфор красный	Фрагмент структуры красного фосфора	260 °С	‒ Возгоняется при температуре около 400 °С
* Р фосфор черный	Фрагмент кристаллической решетки черного фосфора	При нагревании (атмосферное давление) превращается в красный фосфор	1000 °С (при 1,8 ∙ 106 атм)

Рис. 88. Фрагмент картины английского художника Джозефа Райта «Алхимик, открывающий фосфор»

Физические свойства. Белый фосфор Р4 представляет собой воскообразное вещество с чесночным запахом, ядовит. На воздухе в темноте светится зеленовато-желтым цветом в результате медленной химической реакции окисления (хемилюминесценция (рис. 88)).

Красный фосфор — аморфное вещество полимерного строения, не имеет запаха, его токсичность невысокая.

Между аллотропными модификациями фосфора возможны взаимопревращения, протекающие при определенных температурах и давлениях.

Химические свойства. Как окислитель фосфор при нагревании вступает в реакции с металлами, образуя фосфиды:

С водородом фосфор не реагирует.

Как восстановитель фосфор реагирует с кислородом и другими сильными окислителями. В чистом кислороде и на воздухе фосфор ослепительно горит, образуя белый дым (частицы твердых оксидов фосфора):

(оксид фосфора(V) в избытке кислорода);

(оксид фосфора(III) при недостатке кислорода).

Белый фосфор может самовоспламеняться на воздухе, а красный загорается лишь при поджигании, что объясняется различной прочностью химических связей между атомами фосфора в аллотропных модификациях.

Применение. Белый фосфор используют для производства фосфорных кислот и их производных, в металлургии как компонент некоторых жаропрочных сплавов. Красный фосфор применяют в производстве спичек, в органическом синтезе (лекарственные препараты, ядохимикаты). Образцы фосфора, содержащие нуклид 32Р («меченый атом») с периодом полураспада 14,22 суток, используют в исследовательских работах.

Вопросы, задания, задачи

1. Назовите:

• а) формулу простого вещества азот;
• б) формулу белого фосфора;
• в) низшую степень окисления азота;
• г) высшую степень окисления фосфора;
• д) особенности запаха белого фосфора;
• е) аллотропную модификацию фосфора, используемого в производстве спичек;
• ж) природные соединения фосфора;
• з) химические формулы калиевой селитры, натриевой селитры;
• и) содержание азота в воздухе.

2. Запишите символы элементов VA-группы и общую формулу их электронной конфигурации.

3. Охарактеризуйте электронное строение атомов азота и фосфора.

4. Опишите физические свойства азота и аллотропных модификаций фосфора.

5. Заполните таблицу для реагентов кислород, водород, литий, магний (впишите в своей тетради соответствующие уравнения возможных реакций).

Сделайте выводы о сходстве и различии свойств азота и фосфора.

6. При взаимодействии кальция массой 0,9 г с азотом получено соединение массой 1,11 г. Установите химическую формулу соединения.

7. Фосфор окисляется хлором, азотной и серной кислотами. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в схемах этих реакций:

• а) Р + Сl2 → PCl5;
• б) Р + КСlO3 → P2O5 + KCl;
• в) Р + HNO3(разб) + H2О → H3PO4 + NO;
• г) Р + H2SO4(конц) → H3PO4 + SO2 + H2О.

8. Рассчитайте массу белого фосфора, который можно получить при прокаливании с песком и углем фосфорита, содержащего фосфат кальция массой 6,2 т, если выход продукта составляет 92 %. Реакция протекает согласно уравнению на с. 201.

9. Как влияет повышение температуры и давления на смещение равновесия в реакциях:

• а) ;
• б) ?

10. В замкнутый сосуд поместили водород химическим количеством 6 моль и азот количеством 4 моль и нагрели до 450 °С в присутствии катализатора. Определите объемную долю аммиака в конечной смеси, если доля вступившего в реакцию азота равна 15 %.

*Самоконтроль

1. Тройную связь содержит молекула:

• а) Н2;
• б) N2;
• в) Р4;
• г) О2.

2. Фосфор как элемент характеризуют утверждения:

• а) входит в состав костной ткани преимущественно в виде фосфата кальция;
• б) высшая степень окисления равна +5;
• в) красный фосфор является компонентом покрытия на спичечных коробках;
• г) белый фосфор имеет молекулярное строение.

3. Фосфор не реагирует даже при нагревании с:

• а) Мg;
• б) Zn;
• в) О2;
• г) Н2.

4. Азот имеет положительную степень окисления в соединениях:

• а) NO;
• б) NaNO3;
• в) КNO3;
• г) Na3N.

5. Фосфор выступает в роли окислителя, реагируя с:

• а) Na;
• б) Zn;
• в) Са;
• г) Cl2.