Элементы группы VA

Атомы элементов 15(Va) группы

Элемент N P As Sb Bi
Порядковый номер 7 15 33 51 83
Атомная масса (относительная) 14,00674 30,973761 74,92 121,75 208,98
Плотность (н.у.), г/см 3 0,808 1,82 5,73 6,691 9,79
tпл, °C -209,86 44,14 615 – t возгонки
817 – под давлением 37 атм.
631 271
tкип, °C -195,8 280 1635 1564
Энергия ионизации, кДж/моль 1401,5 1011,7 946,2 833,7 703,2
Электронная формула [He]2s 2 2p 3 [Ne]3s 2 3p 3 [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 [Kr]4d 10 5s 2 5p 3 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 3
Электроотрицательность (по Поллингу) 3,04 2,19 2,18 2,05 2,02

Электронные формулы инертных газов:

  • He – 1s 2 ;
  • Ne – 1s 2 2s 2 2p 6 ;
  • Ar – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
  • Kr – [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 ;
  • Xe – [Kr]4d 10 5s 2 5p 6 ;


Рис. Строение атома азота.

В 15 группу (Va группу по старой классификации) периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева входят 5 элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут (см. таблицу выше). Азот, фосфор, мышьяк – неметаллы, сурьма является металлоподобным веществом, висмут – металл.

Содержание элементов 15(Va) группы в земной коре (по массе):

  • Азот: 75,6% (в атмосфере); 0,01%;
  • Фосфор – 0,085%;
  • Мышьяк – 0,00017%;
  • Сурьма – 0,00005%;
  • Висмут – 0,00002%.

Безусловно, из всех элементов 15(Va) группы наибольшее значение имеют азот (см. Азот и его соединения) и фосфор (см. Фосфор и его соединения).

В ряду от азота к висмуту по мере увеличения атомного радиуса, неметаллические свойства элементов уменьшаются, а металлические – возрастают, что обусловлено уменьшением силы притяжения внешних валентных электронов (см. Валентность).

У всех элементов 15(Va) группы на внешнем энергетическмо уровне присутствуют два спаренных s-электрона и 3 неспаренных p-электрона, что позволяет атомам проявлять самые разнообразные степени окисления, начиная от -3 и до +5, в зависимости от условий конкретной химической реакции и элемента, с которым происходит образование связи. Но, поскольку атомы элементов подгруппы азота имеют 3 неспаренных электрона, наиблее типичной валентностью для них является 3.


Рис. Переход атома фосфора в возбужденное состояние.

Атом азота не может иметь валентность, равную V, поскольку, на его втором энергетическом уровне нет d-подуровня, и атом азота не может переходить в возбужденное состояние. Также малохарактерны отрицательные степени окисления для сурьмы и висмута.

Элементы группы азота способны реагировать с водородом, образуя следующие соединения: NH3; PH3; AsH3; SbH3; BiH3. Поскольку по мере увеличения радиуса атома от азота к висмуту длина водородной связи увеличивается (соответственно, снижается ее прочность), электроотрицательность (соответственно, полярность связи) атомов снижается, однако, в водных растворах данные соединения кислотных свойств не проявляют, т. е., не диссоциируют (см. Диссоциация) с отщеплением протона, что объясняется достаточной прочностью водородной связи (в отличие от галогенов и элементов VI группы).

Элементы 15(Va) группы образуют оксиды двух видов: N2O3, N2O5. Кислотные свойства, а также устойчивость, таких оксидов в ряду от азота к висмуту уменьшаются. Соответственно, уменьшаются кислотные свойства и устойчивость их гидроксидов.

Свойства оксидов элементов группы азота:

  • Кислотные оксиды (азот, фосфор):
    • степень окисления +3: N2O3; P2O3; P4O6;
    • степень окисления +5: N2O5;
  • Основные оксиды (висмут):
    • степень окисления +3: Bi2O3;
    • степень окисления +5: Bi2O5;
  • Амфотерные оксиды (мышьяк, сурьма):
    • степень окисления +3: As2O3; Sb2O3;
    • степень окисления +5: As2O5; Sb2O5;

Свойства гидроксидов элементов группы азота:

  • Кислотные оксиды (азот, фосфор):
    • степень окисления +3: HNO2; H3PO3;
    • степень окисления +5: HNO3; H3PO4;
  • Основные оксиды (висмут):
    • степень окисления +3: Bi(OH)3;
    • степень окисления +5: нет.
  • Амфотерные оксиды (мышьяк, сурьма):
    • степень окисления +3: H3AsO3; Sb(OH)3;
    • степень окисления +5: H3AsO4; для сурьмы нет.

Кислотным оксидам подгруппы азота соответствуют кислоты двух типов (HЭO2 или H3ЭO3, а также HЭO3 или H3ЭO4):

Азот может образовывать только метакислоты, остальные элементы подгруппы азота образуют, как метакислоты, так и ортокислоты: HPO3 (метафосфорная к-та), H3PO4 (ортофосфорная к-та).

Элементы 15-й группы могут образовывать газообразные водородные соединения: NH3 (аммиак), PH3 (фосфин), AsH3 (арсин), SbH3 (стибин), BiH3 (висмутин).

Но, в отличие от галогеноводородов и халькогеноводородов, водные растворы аммиака и фосфина являются не кислотами, а слабыми основаниями:

Арсин, стибин и висмутин весьма малоустойчивые соединения, разлагающиеся на простые вещества уже при комнатной температуре.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Общая характеристика элементов V-А группы

Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация пs 2 пp 3 ).

В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.

Читайте также:
Растворы

Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает.

Незакономерность изменения свойств (Tпл и Ткип) обусловлена особенностью строения кристаллической решетки. Если азот – это газ, то последний элемент группы находится в твердом агрегатном состоянии.

В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван дер Ваальса), а так как они очень слабы, то белый фосфор легко распадается на молекулы под влиянием различных воздействий (температуры, растворителя). По этой причине он легко плавится при 44°С в бесцветную жидкость, при 275°С кипит.

Для элементов, не проявляющих металлических свойств стандартные электронные потенциалы отсутствуют.

Электронное строение внешних энергетических уровней атомов азота и фосфора следующие:

У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.

У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти.

Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН3 , в которых степень их окисления -3.

NH3 аммиак

PH3 фосфин

AsH3 арсин

SbH3 стибин

BiH3 висмутин

AsH3, SbH3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты.

В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э2О5 и гидроксиды НЭО3 или Н3ЭО4 , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э2О3 и соответствующие гидроксиды НЭО2 или Н3ЭО3 , у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.

Характерно также образование галидов типа ЭГ3 (тригалиды), которые (за исключением NF3) гидролизуются по схеме:

но в присутствии галоводородной кислоты галиды сурьмы и висмута гидролизуются с образованием галоксидов, например

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl

Группу SbO + называют антимонилом, а соединение SbOCl – хлоридом антимонила. Для фосфора, мышьяка и сурьмы известны пентафториды ЭF5 , а для фосфора и сурьмы пентахлориды ЭCl5.

Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.

Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As 3+ ( AsH3– арсин).

Химия азота

Азот (лат. nitrogenium) в свободном состоянии газ без цвета и запаха. Азот – основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему или 75,6% по массе, всего около 4·10 15 т). Мы живем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом и в малых количествах другими химическими элементами.

В космосе он занимает 4-е место вслед за водородом, гелием и кислородом. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ.

Азот относится к органогенам, наряду с углеродом, водородом и кислородом – элементы, которые чаще всего содержатся в органических веществах. Все важнейшие части клеток (протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Свободный азот несколько легче воздуха. Он плохо растворим в воде. Прочность молекулы азота велика. Даже при 3300°С только одна из тысяч молекул N2 распадается на атомы. Поэтому свободный азот в обычных условиях инертен к подавляющему большинству веществ. Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул путем нагревания, облучения, действие катализатора или другими способами.

Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид:

С Na, Ca, Mg реакция идет только при нагревании. С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере):

С водородом реакция идет при нагревании (t ≈ 450-500 0 С), под давлением и в присутствии катализатора

Пропуская азот через раскаленный кокс можно получить (дициан) – соединение азота с углеродом N ≡ C — C ≡ N. С другими неметаллами кроме бора свободный азот не реагирует.

Читайте также:
Тренировочные задания. Характерные химические свойства предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола, альдегидов, предельных карбоновых кислот, сложных эфиров

Причина инертности молекулярного азота – крайне прочная ковалентная неполярная связь. Два атома в молекуле удерживаются одной σ – связью и двумя π- связями. Т.е. связи в молекуле азота неравноценны. На разрушение молекулы азота на атомы затрачивается довольно большое количество энергии:

N2 = 2N ∆H 0 = 946 кДж/моль

Строение молекулы N2

Получение N2

В промышленности – сжижением воздуха с выделением фракций азота.

В лаборатории разложением нитрита аммония или азида натрия

2 NaN3 = 3 N2 + 2 Na

или 2NH3 + 3Br = N2 + 6 HBr

Дата добавления: 2016-01-30 ; просмотров: 23641 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VA

Относительная атомная масса

Электронная конфигурация атомов

Основные степени окисления в соединениях

-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5

Агрегатное состояние (при ст. усл.)

Плотность, г/см 3 (при 293 )

Температура плавления, t o пл, о С

Температура кипения, t o кип, о С

  • * Данные приведены в г/дм 3 ;
  • ** Данные приведены для красного фосфора;
  • ***под давлением.
  • 1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Валентность халькогенов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду N – Bi. Особенности азота. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний элементов.
  • 2. Строение и физические свойства простых веществ. Молекулярное и немолекулярное строение простых веществ. Характер химической связи в молекулах простых веществ. Строение молекулы азота по методам ВС и МО. Жидкий азот. Аллотропия фосфора: белый, красный и чёрный, различие в их строении. Причины устойчивости двухатомных молекул азота и склонности к образованию полимерных форм фосфора и других элементов группы. Физические свойства простых веществ. Металлические свойства висмута.
  • 3. Химические свойства простых веществ.Причины низкой активности азота и высокой реакционной способности белого фосфора. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ: отношение к металлам и неметаллам, к воде, кислотам и щелочам. Химическая инертность азота. Проблема фиксации азота. Сравнение химической активности аллотропных модификаций фосфора.
  • 4. Получение простых веществ. Получение азота в лабораторных условиях и в промышленности. Общие принципы получения фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута.
  • 5. Водородные соединения ЭН3. Строение молекул: геометрическая форма, характер химической связи, полярность молекул. Изменение устойчивости молекул, агрегатного состояния, температур плавления и кипения в ряду аммиак – висмутин. Химические свойства гидридов. Основные и восстановительные свойства и характер их изменения по группе. Общие принципы синтеза арсина, стибина и висмутина. Практическое использование соединений и их токсичность.

Аммиак. Образование водородных связей с участием молекул аммиака. Ассоциация молекул аммиака. Жидкий аммиак. Растворимость аммиака в воде. Равновесия в водных растворах аммиака. Взаимодействие с кислотами. Процессы окисления аммиака. Синтез аммиака и термодинамические условия его осуществления. Аммиак как лиганд. Аммиакаты. Соли аммония и их термическое разложение. Продукты замещения водорода в аммиаке – амиды, имиды, нитриды. Гидроксиламин. Гидразин.

  • 6. Кислородсодержащие соединения азота. Оксиды азота. Строение молекул и характер химических связей в них. Геометрическая форма молекул. Термодинамические условия синтеза оксида азота(II) из простых веществ. Принципы его получения. Условия получения остальных оксидов азота. Физические и химические свойства. Отношение оксидов к воде и щелочам. Термическая устойчивость. Окислительно-восстановительные свойства. Применение. Физиологическое действие.
  • 7. Кислородсодержащие кислоты азота и их соли. Азотистая кислота. Строение молекулы и аниона. Устойчивость молекулы. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Нитриты, их химические свойства, применение и физиологическое действие.

Азотная кислота. Строение её молекулы и аниона: особенности химической связи в них. Физические и химические свойства азотной кислоты. Кислотные и окислительные свойства. Состав продуктов её взаимодействия с металлами и неметаллами. “Царская водка” и механизм её действия. Промышленный способ получения азотной кислоты. Применение. Нитраты, их термическое разложение. Окислительные свойства. Применение. Азотные удобрения. Развитие туковой промышленности в Беларуси. Круговорот азота в природе.

8. Кислородсодержащие соединения фосфора. Оксиды фосфора. Фосфористый и фосфорный ангидриды, их молекулярное и немолекулярное строение, характер химических связей в молекулах. Физические свойства. Гигроскопичность фосфорного ангидрида. Кислотные свойства: реакции с водой, щелочами, основными оксидами. Восстановительные свойства фосфористого ангидрида. Получение и применение.

Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли. Типы фосфорсодержащих кислот и принципы строения их молекул. Степени окисления и валентность фосфора в фосфорноватистой, фосфористой и в ортофосфорной кислотах. Их основность и окислительно-восстановительные свойства. Поликонденсация ортофосфорной кислоты. Ди-, три- и полифосфорные кислоты. Метафосфорная кислота. Особенности их строения. Роль фосфатов в процессах жизнедеятельности. Природные фосфаты и их переработка на фосфорные удобрения. Фосфоритная мука, простой и двойной суперфосфат, преципитат. Сложные минеральные удобрения, аммофосы. Микроудобрения.

9. Кислородсодержащие соединения мышьяка, сурьмы и висмута. Оксиды. Сравнительная характеристика строения оксидов. Молекулярная и немолекулярная формы оксидов мышьяка. Полимерное строение оксидов сурьмы и висмута. Сравнительная характеристика их химических свойств: изменение устойчивости однотипных оксидов, их кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Получение и применение.

Гидроксиды. Строение и химический характер. Мышьяковистая и мышьяковая кислоты. Гидроксиды сурьмы и висмута. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Амфотерность соединений мышьяка и сурьмы. Получение и применение. Тиосоли мышьяка и сурьмы, их состав, строение и свойства. Токсичность соединений мышьяка и сурьмы.

Читайте также:
Водород

10. Биологическая роль азота и фосфора. Роль азота и фосфора в процессах жизнедеятельности. Пептидная связь в белках. Фосфаты как основной компонент костной ткани и как структурные звенья нуклеиновых кислот.

Взаимосвязь важнейших соединений азота:

  • 1) N2 + 3H2 NH3;
  • 2) NH3 N2 + H2;
  • 3) NH3 + O2 NO + H2O;
  • 4) NO + H2 NH3 + H2O;
  • 5) NH3 + HNO2 (охл.р-р) > NH4NO2;
  • 6) NH4NO2 + KOH NH3 + H2O + KNO2;
  • 7) NH4NO2 N2 + H2O;
  • 8) N2 + O2NO;
  • 9) NH3 + HNO3 > NH4NO3;
  • 10) NH4NO3 + KOH NH3 + H2O + KNO3;
  • 11) NH4NO3 N2O + H2O;
  • 12) N2O N2 + O2;
  • 13) NH4NO2 + Br2 + H2O > NH4NO3 + HBr;
  • 14) NO + KMnO4 + H2SO4 > HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
  • 15) HNO3(разб.) + Cu NO + Cu(NO3)2 + H2O;
  • 16) HNO3(конц..) + Cu > NO2 + Cu(NO3)2 + H2O;
  • 17) NO2 + O2 + H2O > HNO3;
  • 18) NO2 NO + O2;
  • 19) NO + O2 > NO2;
  • 20) NO2 + H2O HNO2 + HNO3;
  • 21) HNO2(р-р) NO2 + NO^ + H2O;
  • 22) NO2 + NO N2O3;
  • 23) N2O3 NO2 + NO;
  • 24) N2O3 + H2O > HNO2;
  • 25) N2O3 + H2O + NH3 > NH4NO2;
  • 26) См. № 22;
  • 27) См. № 23;
  • 28) См. № 21;
  • 29) HNO2 + Na[AlH4] + H2O > NH3^ + Na[Al(OH)4];
  • 30) HNO3 + P2O5 N2O5^ + HPO3;
  • 31) N2O5 + H2O > HNO3;
  • 32) N2O5 NO2 + O2;
  • 33) NO2 + O3 > N2O5 + O2;
  • 34) N2O3 + O3 > N2O5 + O2;
  • 35) N2O5 + CuO > Cu(NO3)2;
  • 36) Cu(NO3)2 NO2 + CuO + O2;
  • 37) Cu(NO3)2 + H2SO4(конц.) HNO3^+ CuSO4;
  • 38) HNO3 + KOH > KNO3 + H2O;
  • 39) KNO3 KNO2 + O2;
  • 40) KNO2(охл.) + HCl(охл..) > HNO2 + KCl;
  • 41) HNO2 + NH3 > NH4NO2;
  • 42) N2O3 + KOH > KNO2 + H2O;
  • 43) HNO2 + KOH > KNO2 + H2O;
  • 44) KNO2 + Cl2 + H2O > KNO3 + HCl;
  • 45) NH3 + HNO3 > NH4NO3;
  • 46) NH4NO3 + H2SO4(конц.) HNO3^ + NH4HSO4;
  • 47) NH4NO3 + Ba(OH)2 NH3^ + Ba(NO3)2;
  • 48) Ba(NO3)2 + (NH4)2CO3 > BaCO3v + NH4NO3.

ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VА

Описание: Гидроксиламин получают восстановлением раствора HNO3 атомарным водородом в процессе электролиза: HNO3 6H → NH2OH 2H2O. Образуется при действии азотистой кислоты на водный раствор гидразина: N2H4 HNO2 = HN3 2H2O. В лаборатории NO получают действием разбавленной HNO3 на Cu: 3Cu 8HNO3разб. 4NO2 O2 2H2O = 4HNO3 эта реакция используется в промышленности для получения.

Дата добавления: 2014-07-08

Размер файла: 25.94 KB

Работу скачали: 7 чел.

Поделитесь работой в социальных сетях

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск

ТЕМА : ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ V А

Вопросы, изучаемые на лекции:

  1. Общая характеристика элементов группы VA .
  2. Азот. Нахождение в природе и получение.
  3. Физические и химические свойства азота.
  4. Важнейшие соединения азота.

Общая характеристика элементов группы VA

К элементам главной подгруппы V группы относятся: N , P , As , S в, Bi . Электронная формула внешнего валентного уровня: nS 2 np 3 , то есть имеют 5 валентных электронов, из них 3 неспаренных, а 2 спаренных:

Предвнешняя электронная оболочка азота имеет 2 электрона, фосфора – 8, а мышьяка, сурьмы, висмута – по 18, поэтому мышьяк, сурьму и висмут объединяют в подгруппу мышьяка.

В подгруппе свойства атомов элементов периодически изменяются. От азота к висмуту радиус атома увеличивается. Энергия ионизации уменьшается, поэтому восстановительные и металлические свойства сверху вниз увеличиваются. Относительная электроотрицательность атомов сверху вниз в подгруппе уменьшается.

Азот и фосфор – типичные неметаллы. У мышьяка уже заметны металлические свойства, но это всё же неметалл. У сурьмы металлические и неметаллические свойства выражены примерно одинаково, а висмут – это уже типичный металл (неметаллическая модификация отсутствует).

Имея 5 валентных электронов, атомы в своих соединениях могут проявлять степени окисления от минимальной (-3) до максимальной (+5). Так, для азота характерны все степени окисления от –3 до +5, для фосфора самая характерная степень окисления равна +5, а для висмута равна +3.

Азот. Нахождение в природе и получение

Содержание азота в природе (включая атмосферу и гидросферу) составляет 0,04% (масс). Основная масса азота находится в составе атмосферы (78,2% по объёму). Из минералов промышленное значение имеют чилийская селитра NaNO 3 и индийская селитра KNO 3 .

В промышленности азот получают из жидкого воздуха в результате его перегонки. В лабораториях обычно используется азот, доставляемый с производства в стальных баллонах под повышенным давлением или жидкий азот в сосудах Дьюара. Можно получать азот разложением некоторых его соединений:

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2N 2 O → 2N 2 + O 2

Особо чистый азот получают термическим разложением азида натрия:

2NaN 3 → 2Na + 3N 2 .

Известно много других реакций, в которых выделяется азот.

Физические и химические свойства азота

Азот – газ без цвета, без вкуса и запаха, плохо растворяется в воде (1 л Н 2 О при 0 о растворяет 24 мл N 2 ) и других растворителях, молекула двухатомна, в молекуле N 2 прочная тройная связь.

Молекула N 2 является единственной среди молекул Э 2 элементов второго периода, где связь тройная и это самая прочная из молекул типа Э 2 .

В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием с образованием Li 3 N . При нагревании (то есть активации молекул N 2 ) или воздействии электрического разряда вступает в реакцию со многими веществами, обычно выступает как окислитель (азот по электроотрицательности на 3 месте после кислорода и фтора) и лишь при взаимодействии со фтором и кислородом – как восстановитель.

Читайте также:
Окислительно-восстановительные реакции

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 N 2 + 2B → 2BN 3Si + 2N 2 → Si 3 N 4 .

3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 N 2 + O 2 → 2NO.

Важнейшие соединения азота

  1. Аммиак – NH 3 .

Это – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Молекула NH 3 имеет форму тригональной пирамиды. Атом азота в молекуле NH 3 находится в состоянии Sp 3 -гибридизации. Неподеленная пара электронов азота отчетливо ориентирована в пространстве, поэтому молекула NH 3 – резко выраженный донор электронной пары и обладает высокой полярностью.

Полярность связи N – H обусловливает наличие водородной связи между молекулами NH 3 . Поэтому температура плавления (-77,75 о С) и кипения (-33,42 о С) аммиака довольна высока, что не соответствует его малой молекулярной массе. Аммиак очень хорошо растворяется в воде, с повышением температуры растворимость падает (при 20 о С в одном объёме Н 2 О растворяется около 700 объёмов NH 3 ). Хорошая растворимость в воде объясняется образованием водородной связи между NH 3 и Н 2 О. Так как NH 3 – лучший акцептор протона, чем Н 2 О (то есть более сильное основание), то в водном растворе происходит ионизация:

NH 3 + НОН ↔ NH 4 + + OH – .

Появление ионов ОН – создает слабощелочную среду раствора.

В промышленности аммиак получают синтезом из простых веществ:

N 2 (г) + 3Н 2 (г) ↔ 2Н 3 N (г). Реакцию проводят при высоком давлении (100-1000 атм.) и t o = 400-500 о С. Для ускорения процесса применяют катализатор.

В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония со щелочью:

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 ↑ + H 2 O + NaCl

В химическом отношении NH 3 довольно активен, вступает во взаимодействие со многими веществами.

Характерные реакции аммиака :

а) реакции присоединения;

б) реакции замещения;

в) реакции окисления.

NH 3 , являясь донором электронной пары, взаимодействует по донорно-акцепторному механизму с электроноакцепторами, например, ионом Н + , то есть вступает в реакцию присоединения: NH 3 + Н + → NH 4 + .

Таким образом NH 3 может реагировать с кислотами, проявляя основные свойства (по Бренстеду). Реагируя с кислотами, H 3 N нейтрализует их, образуя соли аммония: NH 3 + HCl = NH 4 Cl .

Атомы водорода в аммиаке могут замещаться на металлы.

Если замещен один атом водорода, то образуются амиды:

2 NH 3 + 2Na = 2NH 2 Na + H 2 ↑.

Если замещены два атома водорода, то образуются имиды:

H 3 N + 2Na → Na 2 NH + H 2 .

NH 3 проявляет только восстановительные свойства, так как степень окисления азота равна (-3). При нагревании NH 3 проявляет восстановительные свойства, окисляясь обычно до азота: 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O .

В присутствии катализатора:

4NH 3 + 5O 2 → 6H 2 O + 4NO↑.

Аммиак энергично восстанавливает некоторые металлы из оксидов:

3CuO + 2NH 3 → N 2 + 3Cu + 3H 2 O

Аммиак взаимодействует с хлором:

2 NH 3 + 3 Cl 2 → N 2 + 6 HCl (при избытке NH 3 образуется NH 4 Cl ).

2. Гидразин (диамид) – N 2 H 4 или NH 2 – NH 2 .

Степень окисления азота в гидразине равна (-2).

Гидразин – бесцветная жидкость ( t кип. = 113,5 о С). Молекулы гидразина соединены водородной связью.

С водой и спиртом смешивается в любых соотношениях. Водные растворы гидразина показывают слабощелочную среду:

N 2 H 4 + HOH ↔ N 2 H 5 + + OH –

N 2 H 5 + + HOH ↔ N 2 H 6 2+ + OH – .

Гидразин получается при осторожном окислении аммиака гипохлоритом:

2H 3 N + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O.

В молекуле гидразина имеются две неподеленные пары электронов, которые с кислотами обусловливают такие же свойства, как у NH 3 :

а) реакции присоединения с кислотами дают соли:

N 2 H 4 + HCl → [ N 2 H 5 ] Cl – хлорид гидразония.

б) реакции окисления : гидразин – сильный восстановитель:

5N 2 H 4 + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5N 2 ↑ + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O.

На воздухе горит с большим выделением теплоты:

N 2 H 4 + O 2 → N 2 + 2H 2 O.

Окислительные свойства у гидразина практически отсутствуют.

в) реакции замещения : 2 Na + 2 N 2 H 4 → 2 NaN 2 H 3 + H 2 ↑.

Гидразин и все его производные сильно ядовиты.

3. Гидроксиламин NH 2 OH по составу и структуре занимает промежуточное положение между Н 2 О 2 и гидразином. С.О. азота = -1.

Гидроксиламин получают восстановлением раствора HNO 3 атомарным водородом в процессе электролиза:

HNO 3 + 6H → NH 2 OH + 2H 2 O.

Гидроксиламин – это белое кристаллическое вещество ( t плавл. =33 о С).. Атом азота в молекуле NH 2 OH имеет неподеленную пару электронов, как и в H 3 N , поэтому тоже проявляет основные свойства (по отношению к Н 2 О и кислотам):

NH 2 OH + H 2 O ↔ NH 3 OH + + OH – .

Но это более слабое основание, чем NH 3 . С водой смешивается в любых отношениях. Аналогично аммиаку, гидроксиламин с кислотами дает соли гидроксиламмония:

NH 2 OH + HCl → [ NH 3 OH ] Cl – хлорид гидроксиламмония.

Так как С.О. азота = -1, поэтому NH 2 OH проявляет окислительно-восстановительную двойственность. При этом NH 2 OH в щелочной среде проявляет восстановительные свойства, а в кислой – окислительные свойства.

2NH 2 OH + Br 2 + 2KOH → N 2 + 2KBr + 4H 2 O

2NH 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 → 2Fe 2 (SO 4 ) 3 + (NH 4 ) 2 SO 4 + 2H 2 O

При нагревании NH 2 OH диспропорционирует:

3NH 2 OH → H 3 N + N 2 + 3H 2 O.

4. Азотистоводородная кислота (азидоводород) – HN 3 или HNN 2 .

Читайте также:
Газовые законы

Образуется при действии азотистой кислоты на водный раствор гидразина:

N 2 H 4 + HNO 2 = HN 3 + 2H 2 O. H .

Структура молекулы: N ≡ N → N

В обычных условиях HN 3 – бесцветная летучая жидкость ( t кип. = 37 о С) с резким запахом. При ударе или повышении температуры HN 3 и ряд азидов распадается со взрывом. На этом основано применение азида свинца Рв( N 3 ) 2 в качестве детонатора. Водные растворы HN 3 не взрывчаты, относительно устойчивы ионные азиды, которые при повышении температуры (300 о С) разлагаются без взрыва. Водный раствор HN 3 – азотистоводородная кислота (К = 2,6 ∙ 10 -5 ) по силе близка к уксусной, а по растворимости солей (азидов) похожа на HCl . В разбавленных растворах HN 3 практически устойчивая. По окислительным свойствам HN 3 напоминает HN О 3 . Так, если HN О 3 при взаимодействии с металлами ( Cu ) восстанавливается до NO и Н 2 О, то HN 3 образует N 2 и NH 3 :

Cu + 3HN 3 = Cu(N 3 ) 2 + N 2 + NH 3 .

5.Оксиды азота . Всего имеется пять оксидов азота: N 2 O , NO – несолеобразующие оксиды; N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 – кислотные оксиды.

а). N 2 O – закись азота .

Получают разложением нитрата аммония при 250 о С.

NH 4 NO 3 → N 2 O↑ + 2H 2 O.

Это – газ с приятным слабым запахом. Вдыхание малых количеств этого газа оказывает опьяняющее действие, поэтому называется «веселящий газ». В больших дозах вызывает потерю болевой чувствительности. Молекула N 2 O имеет линейное строение

N 2 O хорошо растворяется в Н 2 О, но устойчивых соединений не образует. Ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами не реагирует. Уже при слабом нагревании N 2 O распадается, выделяя О 2 .

2N 2 O → 2N 2 + O 2

Поэтому N 2 O является окислителем по отношению ко всем веществам, которые непосредственно реагируют с кислородом.

N 2 O + Н 2 = N 2 + Н 2 О.

б) . NO – оксид азота (П). Тоже – несолеобразующий оксид. В обычных условиях NO – бесцветный газ. В промышленности получают при окислении H 3 N на платиновом катализаторе при нагревании:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

В лаборатории NO получают действием разбавленной HNO 3 на Cu :

3Cu + 8HNO 3 разб . = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В отличие от всех остальных оксидов азота NO образуется также прямым взаимодействием простых веществ: t o

Структурная формула NO такова: , один электрон в NO – разрыхлящий, а 6 электронов – связывающих, то есть порядок связи равен 2,5. Молекула NO достаточно устойчива и её распад заметен лишь при 500 о С. NO – химически активное соединение, обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Под действием О 2 воздуха легко окисляется до NO 2 , окисляется также галогенами:

2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Cl 2 = 2NOCl.

Как окислитель NO легко окисляет SO 2 до SO 3 ;

2SO 2 + 2NO = 2SO 3 + N 2 .

С водородом (особенно когда равные объемы) при нагревании NO взрывается: t o

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O.

В воде NO мало растворяется и с водой не реагирует.

в). NO 2 – оксид азота ( IV ) – красно – бурый ядовитый газ с характерным запахом.

Его молекула имеет угловую форму, порядок связи между N и О равен 1,5. Молекула NO 2 даже в парах частично димеризована:

2NO 2 ↔ N 2 O 4 + Q.

Эти два соединения находятся в равновесии между собой при температурах от –11 о до 140 о С. Молекула NO 2 характеризуется высокой химической активностью. При повышении температуры NO 2 – один из наиболее энергичных окислителей (в нем горят С, S , P ). При температуре более 500 о С NO 2 разлагается на NO и О 2 . При растворении в воде образуются две кислоты:

2N +4 O 2 + H 2 O → HN +5 O 3 + HN +3 O 2 ,

то есть NO 2 – смешанный ангидрид азотной и азотистой кислот.

Аналогично со щелочью:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.

4 NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3 (эта реакция используется в промышленности для получения HNO 3 ).

В лабораторных условиях NO 2 получают:

Cu + 4 HNO 3 (конц.) = Cu ( NO 3 ) 2 + 2 NO 2 ↑ + 2 H 2 O или термическим разложением нитратов: t o

2 Рв (NO 3 ) 2 = 2 РвО + 4NO 2 + O 2

г). N 2 O 5 – оксид азота ( V ) – азотный ангидрид получают дегидратацией азотной кислоты фосфорным ангидридом (осторожным обезвоживанием) или окислением NO 2 озоном.

2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5 2NO 2 + O 3 → N 2 O 5 + O 2 .

N 2 O 5 – это белое кристаллическое вещество. При комнатной температуре N 2 O 5 постепенно разлагается на NO 2 и О 2 , при нагревании взрывается:

2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 .

При взаимодействии с Н 2 О образует азотную кислоту:

N 2 O 5 + Н 2 О → 2 HNO 3 .

N 2 O 5 – очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

д). N 2 O 3 – оксид азота (Ш) – азотистый ангидрид, образуется по реакции:

NO 2 + NO ↔ N 2 O 3 .

Равновесие этой реакции даже при 25 о С сдвинуто влево, то есть N 2 O 3 – малоустойчивое соединение. Существует только при низких температурах в твердом состоянии (светло-синие кристаллы). В виде жидкости и пара сильно диссоциирует: N 2 O 3 ↔ NO 2 + NO .

N 2 O 3 может быть также получен при разложении HNO 2 , которая очень неустойчива: 2 HNO 2 ↔ H 2 O + N 2 O 3 .

N 2 O 3 – кислотный оксид, поэтому легко реагирует со щелочами:

N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O.

При растворении в воде получается HNO 2 :

N 2 O 3 + HOH ↔ 2HNO 2 .

Строение N 2 O 3 :

6. Азотистая кислота . Азотистая кислота HNO 2 известна лишь в разбавленных водных растворах. В чистом виде не существует. При нагревании разлагается: 2 HNO 2 = NO + NO 2 ↑ + H 2 O .

HNO 2 – кислота средней силы (К ≈ 5∙10 -4 ).

Читайте также:
Тренировочные задания. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Молекула HNO 2 существует в двух таутомерных формах:

Нитриты металлических элементов достаточно устойчивы, а нитриты щелочных металлов даже возгоняются без разложения.

Азот в HNO 2 имеет С.О. = +3, то есть промежуточная степень окисления, поэтому и кислота, и соли обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Сильные окислители переводят NO 2 – в NO 3 – :

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Сильные восстановители обычно восстанавливают NO 2 – до NO :

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2NO + K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O.

Кроме того, соединения азота (Ш) склонны к реакциям диспропорционирования:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

2HNO 2 = NO + NO 2 + H 2 O

7. Азотная кислота .

Азотную кислоту HNO 3 получают в промышленности каталитическим окислением NH 3 до NO , затем NO окисляют кислородом воздуха до NO 2 , а затем смесь NO 2 с избытком воздуха поглощают водой (или разбавленной HNO 3 ).

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

2NO + O 2 → 2NO 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

В лаборатории HNO 3 получают действием концентрированной. H 2 SO 4 на нитрат натрия:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 .

При обычных условиях HNO 3 – бесцветная жидкость (ρ = 1,52г/см 3 ), кипящая при 84,1 о С. С водой HNO 3 смешивается в любых соотношениях. В водном растворе HNO 3 – сильная кислота, которая практически полностью диссоциирована. При хранении HNO 3 (особенно при нагревании и освещении) разлагается: 4 HNO 3 = 4 NO 2 + O 2 + 2 H 2 O .

На воздухе она «дымит», так как её пары с влагой воздуха образуют мелкие капельки тумана.

HNO 3 имеет плоское строение:

Ковалентность азота в HNO 3 равна 4.

HNO 3 относится к сильным окислителям. Она разрушает животные и растительные ткани, пары её ядовиты. Окисляет многие металлы и неметаллы:

Cu + 4 HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3 Cu + 8 HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

4 Zn + 10 HNO 3 (очень разб.) = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

S + 6HNO 3 ( конц .) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

3 P + 5 HNO 3 (разб.) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

Смесь из одного объёма HNO 3 и трёх объёмов концентрированной HCl , называется «царской водкой» . Это более сильный окислитель, чем HNO 3 и реагирует с такими благородными металлами, как золото и платина, переводя их в комплексные хлориды:

Au + HNO 3 + 4HCl = NO + 2H 2 O + H[AuCl 4 ].

Общая характеристика элементов VA группы. Мышьяк, сурьма, висмут. Строение атомов. Степени окисления. Свойства.

🎓 Заказ №: 22215
Тип работы: Задача
📕 Предмет: Химия
Статус: Выполнен (Проверен преподавателем)
🔥 Цена: 153 руб.

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

Условие + 37% решения:

Общая характеристика элементов VA группы. Мышьяк, сурьма, висмут. Строение атомов. Степени окисления. Свойства. Осуществите превращения по схеме Bi → Bi(NO3)3 → NaBiO3 → Bi2(SO4)3 → Bi, используя следующие реактивы: KNO3, MnSO4, HNO3, H2SO4, Zn, NaOH. Какая из солей: BiCl3 или SbCl3 гидролизуется в большей степени? Почему? Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза этих солей. Как сделать мутные растворы BiCl3 и SbCl3 прозрачным, не фильтруя их?

Решение К VA группе элементов Периодической системы относятся: азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi. На внешнем электронном слое атомов этих элементов находятся два s-электрона и три p-электрона (ns2np3 ). Азот, фосфор, мышьяк – типичные неметаллы. Сурьма обладает слабыми неметаллическим свойствами. Висмут является амфотерным элементом. Записываем электронные формулы атомов мышьяка, сурьмы, висмута. 2 2 6 2 6 2 10 3 33 As 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 3 51 Sb 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 3 83Bi 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4 f 5d 6p В нормальном (невозбужденном) состоянии атомы этих элементов содержат по три неспаренных электрона. Валентность 3. При переходе в возбужденное состояние происходит распаривание пары s-электронов с переходом одного из них на вакантную d-орбиталь. Число неспаренных электронов возрастает до пяти. Для всех трех элементов характерны степени окисления -3, 0, +3 и +5. Степень окисления +5 наиболее характерна для Sb, менее для As и неустойчива для Bi. Мышьяк и его соединения проявляют типичные неметаллические свойства. Сурьма и её соединения проявляют неметаллические свойства, но нет ярко, как мышьяк и его соединения. Висмут и его соединения проявляют амфотерные свойства. Bi  4HNO3  Bi(NO3 ) 3  NO  2H2O

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института

Читайте также:
Периодический закон

Элементы VA-группы

Элементы азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi составляют VA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Валентный уровень атомов отвечает электронной формуле ns 2 np 3 . Азот – третий по электроотрицательности элемент (после фтора и кислорода). Судя по значениям электроотрицательности, фосфор и мышьяк – неметаллы, сурьма – типичный амфотерный элемент, а у висмута преобладают металлические свойства.

Элементы VA-группы проявляют в соединениях степени окисления от –3 до +5. Высшая степень окисления +5 для висмута неустойчи­ва. Соединения висмута(V) проявляют окислительные свойства, особенно сильные в кислой среде. Переход от висмута(III) к про­изводным висмута(V) происходит только под действием очень сильных окислителей и в щелочной среде. В большинстве соедине­ний элементов VA-группы связи ковалентные (даже в таких, как BiOCl: в этом соединении ионы BiO + и Cl – не обнаружены).

Все элементы VA-группы, за исключением висмута, образуют оксиды Э2О5, имеющие кислотный характер. Им соответствуют сильная азотная кис-лота HNO3, слабые ортофосфорная и мышья­ковая кислоты Н3РО4 и H3АsО4 и малорастворимый в воде поли­гидрат Sb2O5 · nН2О, который переходит в раствор в виде гидроксокомплекса [Sb(H2O)(OH)5], обладающего слабокислотными свойствами. Оксиды Э2О3 существуют для всех элементов VA-группы. В качестве гидроксидов им отвечают слабые кислоты HNО2, Н2(РНО3) и Н3АsО3; сурьма(III) образует амфотерный полигид­рат Sb2O3 · nН2О. У гидроксидов висмута(III) Bi(OH)3 и BiO(OH) преобладают основные свойства.

Степень окисления –3 азот, фосфор, мышьяк и сурьма проявляют в водородных соединениях ЭН3. Эти соединения образуют ониевые катионы ЭН4 + (Э – N, Р и As). Все они, кроме катиона аммония, малоустойчивы.

Из простых веществ VA-группы только газообразный азот не реагирует с азотной кислотой. Твердые фосфор и мышьяк окисляются ею до Н3РО4 и H3AsO4, сурьма реагирует с концентрированной и разбавленной HNO3, образуя соответственно Sb2O5 · nН2О и Sb2O3 · nН2О. Висмут взаимодействует только с разбавленной HNO3, образуя Bi(NO3)3, в то время как концентрированная азотная кислота его пассивирует. В ряду стандартных электродных потенциалов висмут стоит правее водорода, поэтому с кислотами-неокисли-телями не реагирует.

Промышленное получение азота основано на фракционной дистилляции сжиженного воздуха. В лаборатории для получения химически чистого азота проводят термическое разложение нитрита аммония NH4NO2 в расплаве или в концентрированном водном растворе. При обычных условиях азот химически пассивен и используется для создания инертной газовой среды, но при нагревании и в присутствии катализаторов его активность повышается.

Фосфор по­лучают в промышленности из природных фосфатов (например, Са3(PO4)2) с применени­ем кокса C (восстановителя) и кварцевого песка SiO2 (для связывания СаО). Белый фосфор Р4 значительно активнее полимерного крас­ного фосфора Рx (температура вспышки для Р4 и Рx – 34 и 240 o С соответственно).

Азот образует несколько водородных соединений: аммиак NН3, гидразин N2H4, гидроксиламин NH2OH и азидоводород HN3; кроме NH3, все они термически малоустойчивы. Важнейшее из этих соединений – аммиак, все остальные соединения азота получают, исходя из NH3. В промышленности аммиак производят из азота и водорода по об­ратимой газофазной реакции (температура 300-500 o С, давление около 300 атм). Наличие у атома азота в NН3 донорной пары элект­ронов на sp 3 -гибридной орбитали обусловливает возможность при­соединения протона с получением катиона NH4 + . При растворении в воде аммиак присоединяет молекулу воды за счет водородной связи с образованием NH3 · Н2О, который существует как в растворе, так и в твердом состоянии. Гидрат аммиака (устаревшее название – «гидроксид аммония») в водной среде является слабым основанием, поэтому соли аммония в растворе подвергаются гидролизу (среда кислая). Аммиак с солями раз­личных металлов образует комплексные соединения – аммиакаты, например [Ag(NH3)2]NO3.

Гидразин N2H4 и гидроксиламин NH2OH в водном растворе ведут себя аналогично аммиаку и образуют гидраты N2H4 · Н2О и NH2OH · Н2О, проявляющие свойства слабых оснований. Им соот­ветствуют ониевые катионы гидразиния(1+) N2Н5 + , гидразиния(2+) N2H6 2+ и гидроксиламиния NH3OH + . Азидоводород HN3 по отношению к воде – слабая кислота. Соли азиды MN3 в водном раство­ре подвергаются гидролизу (рН > 7). Все азиды, кроме NaN3 и Mg(N3)2, весьма неустойчивы и разлагаются со взрывом на N2 и металл. Водородные соединения азота проявляют сильные вос­становительные свойства за счет атомов азота в отрицательных сте­пенях окисления. В процессе окисления все эти соединения пере­ходят в N2. Гидразин и гидроксиламин под действием сильных вос­становителей могут переходить в аммиак или катион аммония и, таким образом, служить слабыми окислителями. Аммиак проявля­ет окислительные свойства только за счет атомов водорода в реак­циях с активными металлами. При этом образуются амиды (NaNH2) и выделяется водород.

Водородное соединение фосфора РН3 – фосфин образуется при необратимом гидролизе фосфидов (например, Zn3P2), разложении солей фосфония (PH4I) или в реакции диспропорционирования фосфора в щелочной среде. Помимо фосфина, в реакциях диспропорционирования полу­чаются соли фосфоновой или фосфиновой кислоты, например Na2(PHO3) или Na(PH2O2). Фосфин – сильный восстановитель. Например, в водном растворе солей ртути(II) и серебра(I) он вос­станавливает катионы до металлов.

Читайте также:
Карбоновые кислоты

Кислородные соединения азота существуют для всех его положительных степеней окисления от +1 до +5. Азотноватистая кис­лота H2N2O2 и ее соли – гипонитриты – весьма неустойчивы при нагревании, обладают слабыми окислительными и восстановитель­ными свойствами.

В молекуле оксида диазота (оксида азота(I)) N2O содержатся связи «азот – азот» и «азот – кислород», поэтому два атома азота в N2O имеют разные сте­пени окисления. Получение N2O основано на частичной внутримолекулярной конмутации азота(–3) и азота(+5) в нитрате аммо­ния при нагревании. Оксид диазота – несолеобразующий, с водой не реагирует, при повышенных температурах разлагается на азот и кислород и проявляет сильные окислительные свойства.

Молекула монооксида азота NО содержит один неспаренный электрон (это радикал нитрозил). Известен также катион нитрозилия NО + в солях, например (NO)HSО4. В промышленности NO получают каталитическим окислением аммиака, а в лаборатории – восстановлением разбавленной азотной кислоты диоксидом серы.

Азотистая кислота HNO2 в водном растворе является слабым электролитом; в чистом виде не получена. HNO2 существует в двух таутомерных формах (H–O–NO и H–NO2), поэтому нитрит-ион NO2 – может образовывать химическую связь или через атом кислорода, или через атом азота. Азотистая кислота и ее соли – нитриты – содержат атомы азота в промежуточной степени окисления +3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях могут играть роль как окислителя, так и восстановителя, переходя соответственно в NO или NO3 – . Окислительно-восстановительные свойства нитритов значительно сильнее проявляются в кислой среде.

Триоксид диазота (оксид азота(III)) N2O3 содержит два неравноценных атома азо­та, связанных друг с другом и имеющих разные степени окисления (ON II –N IV O2). В твердом состоянии светло-синий N2O3 имеет ионное строение (NO + )(NO2 – ) – нитрит нитрозилия. В жидком и газообразном состояниях N2O3 малоустойчив и разлагается на NO и NO2. При нагревании взаимодействие N2O3 (так же, как HNO2) с водой ведет к образованию HNO3 и NO.

Диоксид азота (оксид азота(IV)) NO2, как и NO, является радикалом, содержащим один неспаренный электрон. Известен также катион NО2 + в солях типа (NO2)HSO4. При низких темпе­ратурах газообразный NO2, окрашенный в бурый цвет, димеризуется в бесцветный N2O4. В твердом состоянии N2O4 имеет ион­ное строение – это нитрат нитрозилия (NO + )(NO3 – ). В жидком и газообразном состояниях существуют три изомера N2O4, самый устойчивый из которых имеет молекулярное строение O2N–NO2. Диоксид азота в промышленности получают окислением моно­оксида азота кислородом воздуха (реакция протекает самопро­извольно и практически необратимо). При взаимодействии с водой NO2 в присутствии кислорода дает HNO3. В лаборатории NO2 получают термическим разложением нитратов тяжелых метал­лов (меди, свинца). В присутствии воды N2O4 переходит в смесь HNO3 и N2O3 (синяя окраска). C избытком воды N2O4 и NO2 дают HNO3 и NO (со следами HNO2). В щелочной среде NO2 образует нитраты и нитриты.

Пентаоксид диазота (оксид азота(V)) N2O5 при обычных условиях – кристалли­ческое вещество ионного строения (NO2 + )(NO3 – ) – нитрат нитроила. Выше 32 о С он достаточно летуч, в газовой фазе существует в виде молекул N2O5. Получают N2O5 озоновым окислением диоксида азота или дегидратацией азотной кислоты с помощью оксида фосфора(V).

Азотная кислота HNО3 в водном растворе – сильный электролит. Концентрированная – типичный окислитель, восстанавлива­ется до NO2. По мере разбавления HNO3, участвующей в окисли­тельно-восстановительных реакциях, доля продуктов ее восстановления с более низкими степенями окисления (NO, N2О, N2, NH4 + и др.) возрастает. Условно считают, что умеренно разбав­ленная HNO3 восстанавливается до NO, а очень разбавленная – до NH4 + . На состав продуктов восстановления HNO3 вли­яет также и сила восстановителя: чем она выше, тем более полно восстанавливаются атомы азота. Нитрат-ион в щелочной среде проявляет окислительные свой­ства в меньшей степени, что объясняется его симметричным строе­нием (треугольная форма, sp 2 -гибридизация атомных орбиталей азота). Смесь концентрированных азот-ной и хлороводородной кис­лот («царская водка») окисляет даже золото и платину благодаря образованию очень сильных окислителей – атомарного хлора Сl o и хлорида нитрозила NOCl.

Соли азотной кислоты – нитраты – термически неустойчивы и при нагревании разлагаются. Нитраты активных метал­лов (расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов слева до Mg) образуют соответствующий нитрит и выделяют кислород. Нитраты металлов, расположенных в этом ряду от Mg до Сu включительно, переходят в соответству­ющий оксид и образуют NO2 и О2. Нитраты благородных металлов (располо­жены в ряду стандартных электродных потенциалов справа от Cu) дают свободный металл, NO2 и O2. При сплавлении все нитраты прояв­ляют сильные окислительные свойства.

Фосфор в степени окисления +1 образует фосфиновую кислоту HО–РH2=О, в молекуле которой два атома водорода связаны непос­редственно с атомом фосфора, а один атом водорода (связанный с фосфором через кислород) придает этому соединению свойства одноосновной слабой кислоты. Фосфиновая кислота и ее соли – фосфинаты являются восстановителями. При нагревании HОPH2O протекает реакция диспропорционирования с образова­нием фосфина РН3 и фосфоновой кислоты (НО)2РН=О.

Читайте также:
Элементы группы IIA

В степени окисления +3 фосфор образует слабую двухоснов­ную фосфоновую кислоту (НО)2РН=О, в молекуле которой только один атом водорода связан непосредственно с фосфором. Фосфоновая кисло­та и ее соли – фосфонаты являются восстановителями. При нагре­вании (НО)2РН=О и ее солей протекает реакция диспропорционирования с выде­лением фосфина РН3 и образованием ортофосфорной кислоты или ее производных.

Фосфор в степени окисления +5 образует гигроскопичный декаоксид тетрафосфора Р4О10, который, постепенно присоединяя воду, переходит в кислоты: полиметафосфорные (НРО3)х, дифосфорную Н4Р2О7 и ортофосфорную Н3РО4. Все кислоты фосфора(V) в вод­ном растворе – слабые электролиты. Для ортофосфорной кислоты известны средние и кислые соли: М3РО4 – ортофосфаты, М2НРО4 – гидроортофосфаты и МН2РО4 – дигидроортофосфаты. Большинство ортофосфатов малорастворимы в воде; растворы ортофосфатов и гидроортофосфатов щелочных металлов имеют рН > 7, растворы дигидроортофосфатов – рН 3– – слабое основа­ние, HPO4 2– – амфолит с преобладанием основных свойств, Н2РО4 – – амфолит с преобладанием кислотных свойств). Кислые соли ортофосфорной кислоты термически неустойчивы и разлагаются с отщеплением воды и переходом в дифосфаты и метафосфаты. Фос­форные кислоты и их соли содержат фосфор в устойчивой степени окисления +5 и окислительными свойствами не обладают.

Галогениды фосфора при гидролизе вначале образуют смешан­ные кислород-галогенные соединения (например, РСl3O), а за­тем – кислородсодержащую кислоту фосфора и галогеноводородную кислоту.

Рост металличности в ряду элементов от фосфора к висмуту проявляется, в частности, в том, что, в отличие от As и Sb, висмут не образует тиосолей. Поэтому сульфид висмута(III) не подвергается химическому растворению при действии на него сульфидов щелочных ме­таллов. Это обстоятельство используют в промышленных процес­сах отделения висмута от сурьмы и мышьяка, сульфиды которых при такой обработке переходят в растворимые тиосоли типа Na3AsS3, Na3AsS4, Na3SbS3 и Na3SbS4.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Презентация на тему: Общая характеристика элементов VA-группы. Азот

Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот

Элементы VA-группы Элемент N P As Sb Bi z 7 15 33 51 83 Ar 14,007 30,97 74,92 121,75 208,98 3,07 2,32 2,11 1,82 1,67 Неметаллы Амфотерные элементы

Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени окисления: –III, 0, +III, +V ns 2 np 3 nd 0 Валентные возможности: N – 3, 4; P, As, Sb, Bi – 3 6

Простые в-ва N2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т) N2 + HNO3(конц) Рост металличности P4 As + HNO3(конц) H3PVO4H3AsVO4 + NO2 + H2O Sb + HNO3(разб) + HNO3(конц) Sb2IIIO3 ·n H2O Sb2VO5 ·n H2O + … Bi + HNO3(разб, конц) BiIII(NO3)3 + … Фосфор Сурьма Висмут Мышьяк

Водородные соединения NH3 – уст. PH3 – неуст. AsH3 – SbH3 – (BiH3) Устойчивость убывает очень неуст. ЭН4+ + H2O ЭН3 + H3O+ NН4+ + H2O NН3 + H3O+ Kк 10–10 PН4+ + H2O PН3 + H3O+ AsН4+ + H2O AsН3 + H3O+

Водородные соединения NH3 PH3 AsH3 SbH3 т. пл., С –77,75 –133,8 –116,92 –94,2 т. кип., С –33,4 –87,42 –62,47 –18,4 Аномалии свойств аммиака: водородные связи NH3 ··· NH3 ··· NH3 ···

Гидроксиды, кислоты Э+III Э+V N P As Sb Bi HNO2 HNO3 H2(PHO3) H3PO4, (HPO3)x H3AsO3 H3AsO4 Sb2O3 ·n H2O Sb(NO3)3 K[Sb(OH)4] Sb2O5 ·n H2O H[Sb(OH)6](р) Bi(OH)3, BiO(OH) Сильная кислота Слабые кислоты Слабые кислоты Сильная кислота Основный гидроксид Амфотерный гидроксид Рост основности, уменьшение кислотности

Оксиды Э2О3 Э2О5 N2O3(г, ж) неуст P4O6(т) As4O6(т) Sb2O3(т) Bi2O3(т) N2O5(г, ж, т) неуст P4O10(т) As2O5(т) Sb2O5(т) Bi2O5 Кислотные Кислотные Амфотерные

Степени окисления Ст.ок. +V: P, As, Sb N(+V), Bi(+V) – сильные окислители Ст.ок. +III: P, As, Sb, Bi N(+III) – активный окислитель и восстановитель Ст.ок. 0: N

Распространение в природе 12. P – 0,09 масс.% 16. N – 0,03 масс.% 47. As – 5·10–4 масс.% 62. Sb – 5·10–5 масс.% 66. Bi – 1·10–5 масс.% Азот атмосферы N2 (самородный)

Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 Нашатырь NH4Cl Нашатырь Нитратин Апатит 3Ca3(PO4)2·Ca(Cl,OH,F)2 Фосфорит Ca3(PO4)2 Фторапатит 3Ca3(PO4)2·CaF2 Апатит Фосфорит Фторапатит Азот, фосфор

Мышьяк, сурьма, висмут Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3 Арсенопирит Аурипигмент Реальгар Редкие минералы Анимикит (Ag, Sb) Арсенопалладинит Pd3As Геверсит PtSb2 Стибиопалладинит Pd3Sb Антимонит (стибин)

История открытия элементов Азот: 1772 г., Д. Резерфорд, Г.Кавендиш, 1769-1771 гг., К.Шееле, А.Л. Лавуазье Фосфор: 1669 г., Хённиг Бранд Мышьяк: XIII в., Альберт Великий, XVI в., Парацельс, 1735 г., Г. Брандт Сурьма: 3000 лет до н.э.; XVI в., Парацельс, Василий Валентин, 1735 г., Г. Брандт Висмут: XV-XVI вв., Агрикола, Василий Валентин, 1739 г., И.Потт Фосфор. Джозеф Райт («Райт из Дерби») (1734-1797)

Азот. Шкала степеней окисления +V +III +II +I 0 –I –II –III +IV N2O5, NO3, HNO3, NaNO3, AgNO3 NO2, N2O4 N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3 NO, N2O2 H2N2O2 N2 NH2OH, NH3OH+ N2H4, N2H5+, N2H62+ NH3, NH4+, NH3·H2O, NH4Cl, Li3N, Cl3N

Читайте также:
Элементы группы VIA

Свойства азота N2 – бесцветный газ, без запаха и вкуса, т.пл. –210,0 С, т.кип. –195,8 С малорастворим в воде и орг. р-рителях энергия связи в молекуле N2 равна 945 кДж/моль, длина связи 110 пм. N2 + F2 N2 + 6Li = 2 Li3N нитрид лития (катализатор – вода) Баллоны с азотом N N

Получение и применение азота В промышленности: фракционная дистилляция сжиженного воздуха (жидкий кислород остается в жидкой фазе). В лаборатории: термич. разл. NH4NO2 (расплав, конц. водн. р-р): NH4NO2 = N2 + 2H2O; NH4+ + NO2 = N2 + 2H2O окисление аммиака (без катализатора): 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O Применение Синтез аммиака (… азотная к-та, нитраты и т.д.) Создание инертной атмосферы (металлургия и др.)

Водородные соединения азота NH3 N2H4 NH2OH HN3 G обр. , кДж/моль –16 (г) устойчив +159 (г), +149 (ж) разл. до NH3 и N2 –17 (т) разл. до NH3, N2 и H2O +328 (г), +327 (ж) разл. до N2 и H2 т. пл., С –77,75 +1,4 +32 –80 т. кип., С –33,4 +113,5 +58 (вак.) +35,7

Аммиак NH3 – бесцветный газ с резким запахом. Ядовит. Автопротолиз NH3 + NH3 NH2– + NH4+; Ks 10–33 (–50 С) NH3 – активный акцептор протонов. sp 3 –гибридизация = 2,46 Д

Аммиак в водном растворе Высокая растворимость в воде (в 1 л воды 700 л NH3) Гидратация и протолиз: NH3 + H2O = NH3·H2O NH3 · H2O + H2O NH4+ + OH + H2O; pH 7 Kо = 1,75 · 10–5 N H H H O H H Водородная связь Получение аммиака. «Фонтан» (видео)

Соли аммония Гидролиз NH4Cl= NH4+ + Cl– NH4+ + 2H2O NH3·H2O + H3O+; pH 7 KK = 5,59 · 10–10 Термическое разложение NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 NH4NO3 = N2O + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O N H H H H + Хлорид аммония

Окислительно-восстановительные свойства Горение 4 NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без кат.) 4 NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (кат. Pt, Cr2O3) В водном растворе pH 7: 2 NH3·H2O + 6OH 6e = N2 + 8H2O; = –0,74В pH 7: 2NH4+ 6e = N2 + 8H+; = +0,27В 8 NH3·H2O 6e = N2 + 8H2O + 6NH4+; = +0,23В Примеры: 8 NH3·H2O + 3Br2 = N2 + 8H2O + 6 NH4Br 2 NH3·H2O + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 4H2O + 2KOH

Получение аммиака В промышленности N2 + 3H2 2NH3 + Q (300-500 С, 300 атм, катализатор: Fe, Pt) В лаборатории (при нагревании) NH4Cl + NaOH = = NaCl + H2O + NH3 NH3·H2O = H2O + NH3 Получение аммиака в лаборатории

Синтез аммиака в промышленности

Гидразин N2H4 N2H4 – бесцветная, сильно дымящая на воздухе жидкость. Автопротолиз: N2H4 + N2H4 N2H3– + N2H5+; Ks 10–25 N2H4 неограниченно растворим в воде, образует гидрат гидразина N2H4·H2O (т.пл. –52 °С, т.кип. +118 °С) Протолиз в водном растворе: N2H4 + H2O N2H5+ + OH ; pH > 7; Kо = 1,70 · 10–6 = 1,85 Д sp 3, sp 3 –гибридизация

Протоноакцепторные свойства N2H4 – акцептор протонов (две неподеленные пары электронов): N2H4 + H3O+ = N2H5+ + H2O катион гидразиния(1+) N2H4 + 2H3O+ = N2H62+ + 2H2O катион гидразиния(2+) Соли: [N2H5]Cl, [N2H5]2SO4, [N2H6]SO4 (получ. в изб.к-ты)

Окислительно-восстановительные свойства гидразина Гидразин как восстановитель рН 7: N2H4·H2O + 4OH 4e = N2 + 5H2O; = –1,12В рН 7: N2H5+ 4e = N2 + 5H+; = –0,23 В Гидразин как окислитель рН 7: N2H4·H2O + 3H2O + 2e = 2 NH3·H2O + 2OH; = +0,03 В рН 7: N2H5+ + 3H+ + 2e = 2NH4+; = +1,27 В Восстановительные свойства гидразина ярче выражены в щелочной среде, а окислительные – в кислотной. Пример: N2H4 + 2I2 = N2 + 4 HI (pH 7) Получение: 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O

Гидроксиламин NH2OH NH2OH – бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы; т.пл.+32 °С, т.разл. 100 °С. Хорошо растворим в воде, образует NH2OH · H2O. Протолиз в водном р-ре: NH2OH + H2O NH3OH+ + OH pH > 7; Kо = 1,07 · 10–8 Катион гидроксиламиния NH3OH+ образует соли типа (NH3OH)Cl, (NH3OH)2SO4 … sp 3,sp 3 –гибридизация +

Окислительно-восстановительные свойства гидроксиламина Гидроксиламин как восстановитель рН 7: 2(NH2OH·H2O) + 2OH 2e = N2 + 6H2O; = –3,04 В рН 7: 2NH3OH+ 2e = N2 + 4H+ + 2H2O; = –1,87 В Гидроксиламин как окислитель рН 7: (NH2OH·H2O) + H2O +2e = NH3·H2O + 2OH; = +0,52 В рН 7: NH3OH+ + 2H+ + 2e = NH4+ + H2O; = +1,35 В Получение: пропускание смеси NO и H2 через суспензию катализатора (Pt) в разб. HCl

Азидоводород HN3 HN3 – бесцветная летучая жидкость, неограниченно растворимая в воде (при содержании в растворе свыше 3% масс. – взрывоопасен). Протолиз в водн. р-ре: HN3 + H2O N3 + H3O+ рН 7; KK = 1,90 · 10–5 Азид-анион N3 имеет линейную форму. Соли MN3 подвергаются гидролизу (рН 7). Соли MN3 (M = Ag, Cu…) взрывоопасны (разл. на металл и N2). N N N H N N N H тип гибридизации sp 2, sp , , ,, тип гибридизации sp, sp Таутомерия = 0,85 Д

Окислительно-восстановительные свойства Восстановительные свойства азидоводорода в растворе обусловлены легкостью превращения его в молекулярный азот: 2HN3 2e = 3N2 + 2H+; = –3,10 В Азидоводород – окислитель по отношению к веществам с сильными восстановительными свойствами: HN3 + 3HI = N2 + NH4I + I2

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: