§ 36. Элементы VА-групы. Азот і фосфар

Азот і фосфар як хімічныя элементы

Элементы VА-групы азот ₇N і фосфар ₁₅P утвараюць простыя рэчывы, якія адносяцца да неметалаў. Да гэтай самай групы перыядычнай сістэмы адносяць мыш’як ₃₃As, сурму ₅₁Sb і вісмут ₈₃Bi. На знешнім электронным слоі, агульная канфігурацыя якога ns²np³, іх атамы маюць па 5 электронаў, з якіх тры няспараныя на р-падузроўні:

₇N 1s²2s²2p³

₁₅P 1s²2s²2p⁶3s²3p³

7N 

₁₅P 

Найніжэйшая ступень іх акіслення роўная –3, найвышэйшая +5, пры гэтым фосфар часцей за ўсё выяўляе дадатныя ступені акіслення +3 і +5, а азот утварае даволі ўстойлівыя злучэнні са ступенямі акіслення +1, +2, +3, +4

і +5. Азот — трэці паводле электраадмоўнасці элемент пасля кіслароду і фтору, а фосфар нязначна саступае вадароду (гл. § 11, табл. 7, с. 60).

Распаўсюджанасць азоту і фосфару ў прыродзе

Сярод элементаў VА-групы на Зямлі найбольш распаўсюджаны фосфар, яго масавая доля — 0,1 %. Азоту значна менш, але ён пераважае ў атмасферы — аб’ёмная доля 78 %, масавая — 75,5 %. З нешматлікіх мінералаў азоту найбольш значныя салетры: NaNO₃ — натрыевая салетра і KNO₃ — калійная салетра.

Фосфар на Зямлі сустракаецца выключна ў выглядзе злучэнняў і ўваходзіць у састаў фасфарытаў і апатытаў (іх асноўны кампанент — фасфат кальцыю Ca₃(PO₄)₂), а таксама фторапатытаў Са₅[РО₄]₃F.

Злучэнні азоту і фосфару важныя для жывых арганізмаў: азот як складовая частка амінакіслот і бялкоў, фосфар — нуклеінавых кіслот, АТФ (адэназінтрыфосфарнай кіслаты), ферментаў, касцявой сістэмы. Для чалавека дзённая патрэба ў фосфары досыць высокая — ад 1 г да 3,8 г у залежнасці ад узросту і фізіялагічнага стану арганізма. Пры нагрузках патрэба ўзрастае ў 1,5–2 разы. Найбольш багатыя на фосфар ядры насення гарбуза, сланечніку, а таксама какава, пячонка, рыба, цвёрдыя сыры і іншыя малочныя прадукты. Недахоп азоту і фосфару часта адчуваюць расліны. Для культур, якія вырошчваюцца, гэтая праблема вырашаецца ўнясеннем угнаенняў.

Азот як простае рэчыва

Азот як простае рэчыва складаецца з двухатамных малекул N₂, графічная формула малекулы азоту . Атамы азоту звязаныя паміж сабой трыма кавалентнымі непалярнымі сувязямі, прычым адна з іх — σ-сувязь і дзве π-сувязі (мал. 87).

Энергія сувязі ў малекуле азоту вельмі высокая і складае 945 кДж/моль (для параўнання: О₂ — 494 кДж/моль, Cl₂ — 243 кДж/моль), што сведчыць пра трываласць сувязей, а значыць, і вялікую хімічную інертнасць рэчыва. Сапраўды, у пераважнай большасці рэакцыі з удзелам азоту працякаюць у «жорсткіх умовах» (пры вельмі высокіх тэмпературах і цісках).

Фізічныя ўласцівасці. Невялікае значэнне адноснай малекулярнай масы (М_r(N₂) = 28) і адсутнасць палярнасці ў малекул азоту вызначаюць нізкія тэмпературы кіпення і плаўлення –196 °С і –210 °С. Азот — газ (н. у.) без колеру і паху, амаль не раствараецца ў вадзе.

Хімічныя ўласцівасці. Азот у рэакцыях з кіслародам і фторам праяўляе ўласцівасці адноўніку, а з металамі і вадародам — акісляльніку.

1. Азот як адноўнік. Рэакцыя азоту з кіслародам працякае пры тэмпературы каля 3000 °С — у электрычнай дузе або разрадзе маланкі. Рэакцыя з’яўляецца эндатэрмічнай. Пры гэтым утвараецца аксід азоту(II):

2. Азот як акісляльнік. Рэакцыя азоту з вадародам працякае пры высокай тэмпературы і ціску нават у прысутнасці каталізатараў:

Рэагуючы з металамі (пры павышанай тэмпературы), азот утварае бінарныя злучэнні нітрыды:

(нітрыд магнію).

З літыем азот уступае ў рэакцыю без награвання:

(нітрыд літыю).

Нітрыды лёгка раскладаюцца вадой, утвараючы аміяк і гідраксіды металаў:

Азот атрымліваюць у прамысловых маштабах са звадкаванага паветра, у лабараторыі ў невялікіх колькасцях — раскладаннем нітрыту амонію:

Выкарыстанне. Асноўная сфера прымянення азоту — вытворчасць аміяку. Яго выкарыстоўваюць таксама для стварэння інертнага асяроддзя пры захоўванні харчовых прадуктаў, твораў мастацтва і рукапісаў, у пажаратушэнні, лазерным рэзанні металаў. Пашыраецца спектр яго выкарыстання ў медыцыне і касметалогіі, напрыклад крыякансервацыя клетак, крыятэрапія (выдаленне папілом і гемангіём).

Фосфар як простае рэчыва

Фосфар, з’яўляючыся элементам VА-групы, як і азот, здольны ўтвараць малекулу саставу P₂. Аднак, у адрозненне ад малекулы азоту, двухатамная малекула фосфару няўстойлівая. Таму фосфар існуе ў выглядзе некалькіх алатропных мадыфікацый, у якіх рэалізуюцца толькі адзінарныя сувязі Р—Р: фосфар белы, чырвоны, чорны і іншыя (табл. 29).

Табліца 29. Будова і фізічныя ўласцівасці алатропных мадыфікацый фосфару

Алатропныя мадыфікацыі фосфару	Будова	Тэмпература плаўлення	Тэмпература кіпення
Р4 фосфар белы		44 °С	281 °С
Р фосфар чырвоны		260 °С	‒ Узганяецца пры тэмпературы каля 400 °С
* Р фосфар чорны	Фрагмент крышталічнай рашоткі чорнага фосфару	Пры награванні (атмасферны ціск) ператвараецца ў чырвоны фосфар	1000 °С (пры 1,8 ∙ 106 атм)

Фізічныя ўласцівасці. Белы фосфар Р₄ уяўляе сабой воскападобнае рэчыва з часночным пахам, атрутны. На паветры ў цемры свеціцца зеленавата-жоўтым колерам у выніку павольнай хімічнай рэакцыі акіслення (хемілюмінесцэнцыя (мал. 88)).

Чырвоны фосфар — аморфнае рэчыва палімернай будовы, не мае паху, яго таксічнасць невысокая.

Паміж алатропнымі мадыфікацыямі фосфару магчымыя ўзаемаператварэнні, якія праходзяць пры пэўных тэмпературах і цісках.

Хімічныя ўласцівасці. Як акісляльнік фосфар пры награванні ўступае ў рэакцыі з металамі, утвараючы фасфіды:

З вадародам фосфар не рэагуе.

Як адноўнік фосфар рэагуе з кіслародам і іншымі моцнымі акісляльнікамі. У чыстым кіслародзе і на паветры фосфар асляпляльна гарыць, утвараючы белы дым (часціцы цвёрдых аксідаў фосфару):

(аксід фосфару(V) у лішку кіслароду);

(аксід фосфару(III) пры нястачы кіслароду).

Белы фосфар можа самазагарацца на паветры, а чырвоны загараецца толькі пры падпальванні, што тлумачыцца рознай трываласцю хімічных сувязей паміж атамамі фосфару ў алатропных мадыфікацыях.

Фосфар атрымліваюць напальваннем сумесі фасфату кальцыю з пяском і вугалем:

Не рэагуючы з вадародам непасрэдна, фосфар, тым не менш, утварае вадародныя злучэнні. Так, фасфін можна атрымаць ускосна, напрыклад, з фасфідаў, якія разбураюцца як вадой, так і кіслотамі: Mg₃Р₂ + 6H₂O = 3Mg(ОН)₂↓ + 2РH₃↑.

Фасфін РH₃ — газ з часночным пахам.

У прыродзе вадародныя злучэнні фосфару сустракаюцца там, дзе адбываецца інтэнсіўнае раскладанне бялковых рэчываў.

Прымяненне. Белы фосфар выкарыстоўваюць для вытворчасці фосфарных кіслот і іх вытворных, у металургіі як кампанент некаторых гарачатрывалых сплаваў. Чырвоны фосфар выкарыстоўваюць у вытворчасці запалак, у арганічным сінтэзе (лекавыя прэпараты, ядахімікаты). Узоры фосфару, якія ўтрымліваюць нуклід ³²Р («значаны атам») з перыядам паўраспаду 14,22 дзён, выкарыстоўваюць у даследчых працах.

Пытанні, заданні, задачы

1. Назавіце:

• а) формулу простага рэчыва азот;
• б) формулу белага фосфару;
• в) найніжэйшую ступень акіслення азоту;
• г) найвышэйшую ступень акіслення фосфару;
• д) асаблівасці паху белага фосфару;
• е) алатропныя мадыфікацыі фосфару, які выкарыстоўваецца ў вытворчасці запалак;
• ё) прыродныя злучэнні фосфару;
• ж) хімічныя формулы каліевай салетры, натрыевай салетры;
• з) утрыманне азоту ў паветры.

2. Запішыце сімвалы элементаў VA-групы і агульную формулу іх электроннай канфігурацыі.

3. Ахарактарызуйце электронную будову атама азоту і фосфару.

4. Апішыце фізічныя ўласцівасці азоту і алатропных мадыфікацый фосфару.

5. Запоўніце табліцу для рэагентаў кісларод, вадарод, літый, магній (запішыце ў сваім сшытку адпаведныя ўраўненні магчымых рэакцый).

Зрабіце высновы пра падабенства і адрозненне ўласцівасцей азоту і фосфару.

6. Пры ўзаемадзеянні кальцыю масай 0,9 г з азотам атрымана злучэнне масай 1,11 г. Вызначце хімічную формулу злучэння.

7. Фосфар акісляецца хлорам, азотнай і сернай кіслотамі. Расстаўце каэфіцыенты метадам электроннага балансу ў схемах гэтых рэакцый:

• а) Р + Сl₂ → PCl₅;
• б) Р + КСlO₃ → P₂O₅ + KCl;
• в) Р + HNO_3(разб) + H₂О → H₃PO₄ + NO;
• г) Р + H₂SO_4(канц) → H₃PO₄ + SO₂ + H₂О.

8. Разлічыце масу белага фосфару, які можна атрымаць пры напальванні з пяском і вугалем фасфарыту, які ўтрымлівае фасфат кальцыю масай 6,2 т, калі выхад прадукту складае 92 %. Рэакцыя працякае паводле ўраўнення на с. 201.

9. Як паўплывае павышэнне тэмпературы і ціску на зрушванне раўнавагі ў рэакцыях:

• а) ;
• б) ?

10. У закрытую пасудзіну змясцілі вадарод хімічнай колькасцю 6 моль і азот колькасцю 4 моль і нагрэлі да 450 °С у прысутнасці каталізатару. Вызначце аб’ёмную долю аміяку ў канчатковай сумесі, калі доля азоту, які ўступіў у рэакцыю, роўная 15 %.

*Самакантроль

1. Трайную сувязь мае малекула:

• а) Н₂;
• б) N₂;
• в) Р₄;
• г) О₂.

2. Фосфар як элемент характарызуюць сцвярджэнні:

• а) уваходзіць у састаў касцяной тканкі пераважна ў выглядзе фасфату кальцыю;
• б) найвышэйшая ступень акіслення роўная +5;
• в) чырвоны фосфар з’яўляецца кампанентам пакрыцця на запалкавых пачках;
• г) белы фосфар мае малекулярную будову.
  

3. Фосфар не рэагуе нават пры награванні з:

• а) Мg;
• б) Zn;
• в) О₂;
• г) Н₂.

4. Азот мае дадатную ступень акіслення ў злучэннях:

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

5. Фосфар выступае ў ролі акісляльніку, рэагуючы з:

• а) Na;
• б) Zn;
• в) Са;
• г) Cl₂.