Azotowce 15 grupa - blok p układu okresowego Azot

Azotowce 15 grupa - blok p układu okresowego Azot

15 grupa - blok p układu okresowego
Azotowce





Azot
Fosfor
Arsen
Antymon
Bizmut
Elektroujemność:
Azot
Fosfor
Arsen
Antymon
Bizmut
3,0
2,1
2,0
1,9
1,9
Wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje
elektroujemny (niemetaliczny) charakter azotowców,
a równocześnie wzrasta charakter metaliczny.
Atomy wszystkich azotowców mają pięć elektronów
w ostatniej powłoce (s2p3).
Duże co do wartości bezwzględnej energie jonizacji
i powinowactwa elektronowe utrudniają tworzenie
prostych kationów bądź anionów. Wiązania
chemiczne azotowców mają więc charakter
kowalencyjny.
Azotowce występują na stopniu utlenienia -III
w związkach z wodorem i metalami oraz
na stopniach +III i +V w związkach z niemetalami.
W przypadku azotu możliwe są wszystkie stopnie
utlenienia, od -III do +V
Związki azotowców
Azotowiec
Związki
z wodorem
Azot
NH3; HN3
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4,
N2O5
HNO3, HNO2,
H2N2O2
Fosfor
PH3
P4O6, P4O10
HH2PO2, H2HPO3,
H3PO4
Arsen
AsH3
As2O3, As2O5
H3AsO4
Antymon
SbH3
Sb2O3, Sb2O5, Sb2O4
H3SbO4
Bizmut
BiH3
Bi2O3, Bi2O5
-------
Związki z tlenem
Kwasy tlenowe
Położenie azotu w układzie okresowym pierwiastków
Grupa: 15
Okres: 2
Blok: p
Konfiguracja walencyjna: [He]2s22p3
Azot - dane ogólne
Własności metaliczne
Kolor
Masa atomowa
Stopnie utlenienia
Własności kwasowe
tlenków
Niemetal
Bezbarwny
14,0067u
+(-)3, 5, 4, 2
Silnie kwaśne
Stan skupienia
Temp. topnienia
Temp. wrzenia
Elektroujemność wg
Paulinga
Gazowy
-210,01°C
-195,8°C
3,04
Wiązanie w cząsteczce
N2
Azot w stanie wolnym występuje w postaci N2.
W cząsteczce tej dwa atomy tego pierwiastka są
połączone ze sobą wiązaniem potrójnym.
Azot jest pierwiastkiem stosunkowo biernym
chemicznie, co spowodowane jest bardzo wysoką
wartością energii wiązania w cząsteczce N2,
wynosi ona aż
945,33 kJ x mol-1
Azot
N
Bezbarwny, bezwonny gaz, słabo rozpuszczalny w
wodzie.
Główny składnik powietrza (78%).
Chemicznie mało aktywny.
AZOT W STANIE CIEKŁYM:

Ciekły azot (skroplony azot – azot pierwiastkowy w stanie ciekłym).

W otwartym naczyniu w warunkach normalnych czysty azot wrze
w temperaturze -195,8 °C (77,35 K w zależności od czystości i aktualnego
ciśnienia atmosferycznego w zakresie 77–78 K), a ulega zestaleniu
przy -210,0 °C (63,14 K).

Skroplenia azotu dokonali po raz pierwszy
13 kwietnia 1883 roku profesorowie UJ:
Zygmunt Wróblewski i Karol Olszewski.
wrzący ciekły azot
PIERWIASTEK BIOGENNY:

Azot jest pierwiastkiem wchodzących w skład
każdego organizmu.
Należy do makroelementów,
które mają największy wpływ
na udział w budowie organizmu - jest pierwiastkiem - budulcem
białek i zasad azotowych.
Obieg azotu w przyrodzie
Najważniejsze związki azotu




Amoniak
Chlorek amonu
Tlenki:
N2O
NO
NO2
N2O3
N2O5
Kwasy:
HNO3
HNO2
HN3
Amoniak
NH3
Mieszaniny z powietrzem (15-28% obj. NH3) są wybuchowe.
Po dłuższym kontakcie z rtęcią wilgotny amoniak tworzy
związki wybuchowe wrażliwe na uderzenia.
Amoniak jest palny.
Temperatura samozapłonu: 630°C.
Spala się żółtawym płomieniem na azot i wodę.
Amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc
wodę amoniakalną.
Warunki normalne:
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Chlorek amonu
salmiak, NH4Cl
Otrzymywanie:
HCl + NH3 → NH4Cl
(NH4)2SO4 + 2NaCl → 2NH4Cl + Na2SO4
Zastosowanie:
lek na kaszel
składnik szamponów
dodatek do paszy dla bydła
NO2
NO
N2O
N 2 O4
N 2 O3
N 2 O5
Tlenek azotu(I)
N2O podtlenek azotu
NH4NO3 ——> N2O + 2H2O
Gaz:
bezbarwny
o słodkim zapachu
obojętny
o słodkim smaku
rozweselający
Stosowany do znieczuleń
anestezjologicznych.
Tlenek azotu (II)
NO
Gaz:
bezbarwny
obojętny trujący
W cząsteczce tlenku azotu (II) występuje jeden niesparowany
elektron, dzięki któremu cząsteczka jest bardzo reaktywnym
rodnikiem molekularnym.
Tlenek ten samoczynnie utlenia się tlenem z powietrza do NO2
2NO + O2 ——> 2NO2
Nadmiar NO przyczynia się prawdopodobnie do rozwoju chorób:
Alzheimera i Parkinsona.
Tlenek azotu (IV)
NO2
Gaz: czerwonobrunatny, trujący,
o charakterystycznym duszącym zapachu
Jego cząsteczka zawiera jeden niesparowany elektron,
będący przyczyną dużej reaktywności tego gazu.
NO2 łatwo dimeryzuje do bezbarwnego N2O4:
2NO2 → N2O4
Tlenek azotu IV jest gazowym zanieczyszczeniem powietrza
emitowanym do atmosfery w spalinach samochodowych i gazach
przemysłowych.
Powstaje w wyniku utlenienia NO.
Jego obecność przyczynia się do powstawania smogu
fotochemicznego i kwaśnych opadów.
Bierze udział w tzw. cyklu ozonowym.
Tlenek azotu(III)
tritlenek diazotu
N2O3
Tritlenek diazotu jest produktem spontanicznej reakcji między
tlenkiem azotu (II) i tlenkiem azotu (IV):
NO + NO2 → N2O3
W tym związku jeden atom azotu jest na formalnym stopniu
utlenienia +IV, a drugi na +II.
Istnieje tylko w stanie stałym, w temperaturach poniżej -100°C
Reaguje z wodą, dając kwas azotowy (III) (tlenek kwasowy):
N2O3 (NO2 + NO) + H2O —> 2HNO2
Tlenek azotu(V)
N2O5
Tlenek azotu (V)
w temperaturze
pokojowej występuje
w formie białych
kryształków.
Jest związkiem nietrwałym rozkładającym się spontanicznie
w temperaturze pokojowej do tlenku azotu(IV) i tlenu:
2N2O5 ——> 2N2O4 + O2
Reaguje z wodą, dając kwas azotowy (V):
N2O5 + H2O —> 2HNO3
Związek ten jest bezwodnikiem kwasu azotowego. Ze
względu na jego nietrwałość nie znajduje on w formie czystej
praktycznych zastosowań.
Kwas azotowy (V)
HNO3
WŁAŚCIWOŚCI:
1. Bezbarwna ciecz
2. Gęstość większa od wody
3. Dobrze rozpuszczalny w
wodzie
ZASTOSOWANIE:
4. Silne właściwości żrące
1. Otrzymywanie związków
nitrowych
5. Silne właściwości
utleniające
2. Produkcja materiałów
wybuchowych
3. Produkcja nawozów sztucznych
4. Produkcja leków
5. Produkcja barwników
6. Produkcja tworzyw sztucznych
6. Silny elektrolit
7. Zabarwia na żółto skórę
wskutek reakcji z białkami
(reakcja ksantoproteinowa)
Kwas azotowy(III)
HNO2
Dawniej: kwas azotawy.
Związek bardzo nietrwały.
Istnieje tylko w rozcieńczonym roztworze wodnym.
Łatwo ulega rozkładowi:
3HNO2 ——> HNO3 + 2NO + H2O
Jego sole i estry - azotany(III) są związkami trwałymi,
stosowanymi m.in. do:
•konserwowania żywności (azotany(III) potasu i sodu)
Kwas azotowowodorowy
HN3
Ciecz:
lotna
bezbarwna
SILNA TRUCIZNA
o nieprzyjemnym zapachu
H2SO4 + 2NaN3 → 2HN3 + Na2SO4
N2O + NH3 → HN3 + H2O
Zawartość w powietrzu na poziomie 0,0005–0,007 mg/l
powoduje wystąpienie objawów zatrucia, tj.:
mdłości
wymioty
ból głowy
uszkodzenie jąder i wątroby
głębokie obniżenie ciśnienia
demielinizacja włókien nerwowych w ośrodkowym układzie nerwowym
FOSFOR JAKO PIERWIASTEK
•
Fosfor nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Spotykany jest
głównie w postaci minerałów, takich jak: fosforyty i apatyty.
Wolny fosfor można otrzymać przez redukcje fosforanu wapniowego
koksem w obecności piasku.
•
W stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych, jako
fosfor biały, czerwony, fioletowy, szkarłatny i fosfor czarny.
ODMIANY ALOTROPOWE
FOSFORU:

•
Fosfor biały (fosfor żółty) - najaktywniejsza odmiana
alotropowa fosforu. Biała, lepka, woskowata substancja
o gęstości 1,8 g/cm3.
Jego cząsteczka składa się z czterech atomów ułożonych
w czworościan foremny (tetraedr).
ODMIANY ALOTROPOWE
FOSFORU:
•
Fosfor biały przechowuje się pod wodą. Na powietrzu szybko
się utlenia, z widoczną w ciemności zielonkawą poświatą (stąd
termin fosforescencja), łatwo ulega samozapłonowi (w formie
litej w temp. 25–60 °C, rozdrobniony natychmiast). Palący się
biały fosfor rozgrzewa się do 1 300 °C i wydziela dużą ilość
żrącego dymu (pięciotlenek fosforu). Jest trudny do ugaszenia
(nie należy gasić go wodą).
•
Fosfor biały jest silnie trujący. Dawka śmiertelna dla
dorosłego człowieka wynosi ok. 0,1 g.
Stosowany jest jako substancja aktywna w broni zapalającej.
•
ODMIANY ALOTROPOWE
FOSFORU:

•
Fosfor czerwony występuje pod postacią ciemnoczerwonego
proszku. Substancja nierozpuszczalna w wodzie ani w żadnym
rozpuszczalniku. Brak właściwości trujących. Mniej aktywny
niż fosfor biały, nie utlenia się w normalnych warunkach.
Jego gęstość to 2,34 g/cm³.
Jest jednym ze składników draski na pudełkach od zapałek.
Przemiana fosforu czerwonego
w fosfor biały
ODMIANY ALOTROPOWE
FOSFORU:

Fosfor fioletowy - powstaje w wyniku ogrzewania fosforu
czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C.
Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana mało aktywna
chemicznie.

Fosfor czarny - najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany
przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp.
220 °C i pod ciśnieniem 12 000 atm. Ma on barwę szarą,
połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny. Właściwości
fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.
ZASTOSOWANIE FOSFORU:
Tlenki fosforu używane są jako reduktory
(P4O6) lub substancje wysuszające (P4O10).
 Kwas ortofosforowy (H3PO4) jest dodatkiem
do napojów gazowanych typu cola.
 Związki tego pierwiastka
wykorzystywane są również
w przemyśle chemicznym jako
katalizatory.
