blank

6 задание ЕГЭ по химии. Часть 5. Фосфор, азот, углерод

Продолжаем рассматривать 6 задание ЕГЭ по химии и сегодня у нас с вами представители пятой группы главной подгруппы Периодической системы – азот и фосфор, а также представитель четвертой группы – углерод.

Элементы пятой главной подгруппы

Азот. По распространённости в земной коре занимает шестнадцатое место, а в организме человека четвертое место (2, 65% по массе). Зато в воздухе он занимает ¾ объема и занимает почетное первое место. В земной коре азотосодержащие минералы — это калийная селитра (нитрат калия), натронная селитра (нитрат натрия), норвежская селитр (она же нитрат кальция).

Азот является важнейшим элементом живого мира. Элемент входит в состав белков и аминокислот. Соединения азота главные участники обмена веществ в живой природе. Получение азота различно, а вот вывод из организма животных (и человека естественно) только в виде карбамида (она же мочевина). А вот при разложении растительных остатков образуется аммиак.

Получение азота и его химические свойства.

Свободный азот представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха, не подвержен горению и непригоден для дыхания. Каждый атом азота имеет три неспаренных электрона. При перекрывании атомных орбиталей в пространстве они дают три ковалентные связи. Таким образом атомы в молекуле азота соединены между собой тройной химической связью, которая очень прочная. Это и объясняет химическую инертность азота.

Азот получают из воздуха при помощи удаления кислорода в ходе химической реакции или путем фракционной перегонки жидкого воздуха. В лаборатории азот получаем, разлагая нитрит аммония.

Как мы написали выше большая прочность связи в молекуле азота определяет химические свойства азота. Во-первых, большинство реакций с азотом эндотермичны и их энергия активации очень высокая.

При комнатной температуре ленивая молекула вступает в реакцию только с щелочным металлом литием с образованием нитрида лития.

А вот при воздействии электрического заряда, ультрафиолетового облучения, высокочастотных полей инертный азот вступает в реакцию со многими органическими и неорганическими соединениями.

Для того чтобы добиться взаимодействия азота с другими металлами (даже с тем же активным магнием) или с водородом и кислородом, необходимо повышение температуры до 500-600 градусов по Цельсию. В таких реакциях мы получаем нитриды, аммиак и монооксид азота.

Большинство нитридов представляют собой твердые вещества с широкой областью гомогенности. Их состав, как правило, не соответствует обычным степеням окисления, а температуры плавления крайне высокие.

Большая часть синтезируемого азота отправляется на производство аммиака и азотной кислоты, а также на создание инертной атмосферы в определенных областях производства.

Фосфор. Имеет три неспаренных электрона подобно азоту. Наличие вакантных d-орбиталей позволяет промотировать s-электроны и переходить в конфигурации sp3d с пятью неспаренными электронами.

blank

Получение фосфора и его химические свойства

В промышленности фосфор получают при прокаливании в электропечи смеси фосфата кальция, песка и кокса. Реакция очень эндотермична, однако появление 6 молей газа в результате реакции (5 молей монооксида углерода и 1 моль фосфора) увеличивает энтропию (энергия Гиббса равна нулю, а температура составляет почти две тысячи градусов).

При движении от азота к фосфору прочность пи-связей уменьшается в большей мере, нежели сигма-связей. Это приводит к тому что при обычных условиях в твердом состоянии образование сигма-связей отвечает минимуму энергии, в отличии от кратности связи азота. Сигма-связи в молекуле позволят образовать бесконечные плоскости (конфигурация представлена в черном фосфоре). Также возможно получение замкнутых молекул. При температуре ниже 1200 градусов устойчива только молекула Р4, в которой атомы элемента расположены в вершинах тетраэдра и каждый атом образует три сигма-связи. Если происходит понижение температуры ниже 287 градусов, то пары фосфора конденсируются в бледно-желтую жидкость, застывающую при температуре 44 градусов выше нуля. Это белый фосфор. Это вещество обладает высокой реакционной способностью, возгорается на воздухе при температуре 50 градусов по Цельсию, что определяется высокой сопряженностью молекулы.

На свету, без доступа воздуха белый фосфор переходит в более стабильную модификацию со слоистой структурой и менее сопряженными связями. Все полимерные модификации фосфора имеют различную окраску и свойства.

Самая распространенная в практических целях модификация – красный фосфор. Обладает значительно меньшей реакционной способностью по сравнению с белым фосфором, температура плавления 580 градусов, возгорается при температуре 250 градусов. Не токсичен.

Самой устойчивой модификацией считается черный фосфор. Получают при нагревании до 200 градусов. Обладает еще меньшей реакционной способностью чем красный.

Примечательно, что при повышении температуры в се вариации фосфора образуют пар, представленный четырехатомными молекулами, которые далее конденсируются в белый фосфор. Эти четырехатомные молекулы при нагревании свыше 1200 градусов распадаются на двухатомные. Последние устойчивы при нагревании до 3000 градусов.

В обычных условиях фосфор вступает активно в реакцию с галогенами.

Белый фосфор окисляется при комнатной температуре кислородом воздуха. Процесс сопровождается свечением в темноте. Поэтому процесс получил название хемолюминисценции.

Реакция протекает по цепному механизму.

При нагревании фосфор вступает в реакции с большинством металлов в качестве окислителя с образованием фосфидов. А с неметаллами выступает в роли восстановителя.

В промышленности основная часть фосфора идет на получение фосфорной кислоты и фосфорных удобрений.

Элемент четвертой главной подгруппы – углерод

blank

Давайте теперь приступим к рассмотрению четвертой группы главной подгруппы периодической системы. Остановимся на рассмотрении химии углерода и кремния.

Углерод. По распространенности на Земле занимает 13-е место. В основном находится в карбонатах металлов (основная масса его в карбонатах кальция и магния). Углерод —  главная составляющая часть всего животного и растительного мира. Электронная конфигурация атома углерода 1s22s22p2 это означает, что в химических связях элемента принимают участие четыре электрона, а из трех 2р-орбиталей электронами заняты лишь две.

Получение и химические свойства углерода

Углерод присутствует в природе в самородном состоянии в виде каменного угля, графита и алмаза. Большая часть необходимого промышленности углерода получают искусственным путем в виде сажи при частичном сгорании углеводородов. Сажа находит применение в качестве наполнителя в резинотехнической промышленности. А каменный уголь необходим в качестве топлива и восстановителя в металлургической промышленности.

Давайте подробно рассмотрим модификации углерода.

Уголь – черное или бурое вещество, образованное из отмерших остатков растений, накапливающихся в торфяных болотах. Различают антрацитовый уголь, каменный и бурый. Антрацит с геологической точки зрения самый древний вид угля – это антрацит. Чистый углерод встречается в четырех  кристаллических формах –графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Графит

Представлен в виде серо-черных непрозрачных кристаллов, напоминающих куски засохшей глины. Мягкий, обладает металлическим блеском, оставляет на бумаге серо-черный след. Обладает высокой теплопроводностью и электропроводностью. Кристаллическая структура графита «слоистая». В решетке атомы углерода прочно соединены ковалентными связями.

При температуре 3750 градусов происходит плавление графита с образованием жидкости черного цвета и полимерного строения. Графит не вступает в реакции с кислотами при стандартных условиях, не реагирует с щелочными растворами и расплавами. При нагревании со смесью азотной кислоты, хлората калия образует бензолгексакарбоновую кислоту.

Алмаз

Модификация углерода в чистом состоянии представляющая собой бесцветные, прозрачные кристаллы, сильно преломляющие свет. Кристаллы алмаза построены из тетраэдрически расположенных атомов углерода, хорошо связанных между собой прочными ковалентными связями. В обычных условиях алмаз может существовать неограниченное время, однако, при температуре выше 1000 градусов и в вакууме стремительно без плавления рассыпается и превращается в графит. Алмаз химически инертен. Является уникальным веществом, прекрасным абразивным материалом.

Таким образом, углерод при обычных условиях достаточно инертен. Не вступает в реакцию с кислородом, водородом, галогенами. Не вступает в реакцию с растворами кислот и щелочей. Однако взаимодействует с сильными окислителями. При нагревании сгорает в атмосфере кислорода или на воздухе с образованием диоксида углерода. Не реагирует с другими неметаллами за исключением фосфора и серы (вспомните, почему?). В реакцию с металлами вступает только при высоких температурах (от тысячи до двух тысяч градусов). С водородом реагирует при высоком давлении.

За счет низкой реакционной способности углерода графит активно используется для изготовления электродов и тиглей. А еще элемент используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах (подумайте, почему?)

Оставить Комментарий