Химия элементов главной подгруппы 5 группы. Общая характеристика элементов V А группы

К элементам V А группе относятся азот 7N, фосфор 15Р, Арсен 33Аs, сурьма 51Sb и Бисмут 83Ви. По аналогии с галогенами и халькогенами для них предложена общее название “пниктогены” (в переводе с греческого – удушающие, имеющие неприятный запах, которые особенно относится к водородных соединений этих элементов).
В основном состоянии атомы элементов V А группы имеют электронную конфигурацию внешнего слоя ns2nр3, с тремя неспаренными р-электронами. В ряду N – Р – Аs – Sb – Ви размеры атомов увеличиваются, а энергии ионизации уменьшаются, что приводит к усилению металлических свойств: в свободном виде азот и фосфор – типичные неметаллы, Арсен и сурьма – металлоиды, Бисмут – металл. С ростом радиуса увеличиваются и координационные числа (КЧ) атомов. Для азота характерны координационные числа 1-4, для фосфора обычно реализуется КЧ = 4, но в соединениях с галогенами КЧ может достигать 6, Арсен и сурьма проявляют КЧ 4, 6, а висмут – 7, 8, 9.
Вследствие небольшого радиуса и высокой электроотрицательности азот отличается от других элементов своей подгруппы. Отсутствие у него энергетически доступного вакантного d-подуровня приводит к тому, что атом азота может образовывать не более четырех ковалентных связей, в том числе один связь по донорно-акцепторных механизмом.
В связи с ростом радиуса атома и уменьшением перекрытия атомных р-орбиталей, прочность одинарных σ-связей в ряду N-Р-Аs-Sb-Ви уменьшается. Меньшая прочность связи N-N по сравнению со связью Р-Р обусловлена малым размером атомов азота и возникающим вследствие этого сильным мижелектронним отталкиванием. Прочность кратных связей, наоборот, уменьшается с ростом размера атомных орбиталей, и, как следствие, ослаблением их перекрытия с π-типу. Таким образом, самыми прочными оказываются кратные (тройные) связи для азота. Для фосфора и мышьяка энергетически выгоднее образования одинарных связей.
Элементы V А группы проявляют различные степени окисления. Для азота характерен весь спектр – от -3 до +5 (-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5). Для фосфора негативные степени окисления менее характерными, чем для азота. В то же время устойчивость соединений с высокой степенью окисления увеличивается, что связано с уменьшением электроотрицательности атома фосфора, уменьшением энергии ионизации и увеличением прочности связей. Арсен и сурьма в соединениях имеют степени окисления -3, +3 и +5, а для висмута устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3.
Элементы V А группы в степени окисления +3 сохраняют неразделенную электронную пару, которая приводит их стехиометрию и донорные свойства.
Благодаря суммарной действия различных факторов (росту атомного радиуса, уменьшению рπ-рπ-перекрытия, увеличению степени экранирование внешних электронов) устойчивость и окисювальна способность соединений фосфора на следующих за ним элементов подгруппы меняется немонотонно (вторичная периодичность) – высшая степень окисления является наиболее устойчивым для фосфора и сурьмы, в то же время соединения мышьяка и особенно висмута со степенью окисления +5 часто являются неустойчивыми или вообще не существуют. Соединения висмута (V) – сильные окислители.
Для кислородных соединений фосфора и, в меньшей степени, для следующих элементов группы имеет место рπ-dπ – перекрытие, которое повышает кратность связи Е-О и увеличивает его энергию. Поэтому соединения фосфора практически не проявляют окислительных свойств, в отличие от аналогичных соединений азота.
4.2 Нахождение в природе

В виде простого вещества – азота N2 – в природе находится только азот (его содержание в воздухе составляет примерно 78%). Содержание азота в земной коре составляет 2,5 · 10-3 мас.%. Из природных минералов промышленное значение имеет чилийская (NaNO3) и калийная (КNO3) селитры.
Фосфор встречается в виде фосфатов, его содержание в земной коре составляет 0,1 мас.%. Наиболее распространенными минералами являются апатиты – гидроксоапатит Са5 (РО4) 3ОН, фторапатит Са5 (РО4) 2F, а также фосфориты Са3 (РО4) 2.
Арсен (1,5 · 10-4 мас.%), Сурьма (2 · 10-5 мас.%), Бисмут (5 · 10-6 мас.%) Встречаются преимущественно в виде сульфидов – аурипигмента Аs2S3, антимонита или стибийного блеска Sb2S3, бисмутового блеска Ви2S3, арсенопирита FеАsS, тетрадимиту Ви2Те2S, а также оксигенвмисних соединений, например, боронить FеАsО4 · 2Н2О, бисмутовои охры Ви2О3 т.
4.3 Физические свойства и аллотропия

При обычных условиях азот N2 – газ без цвета, запаха и вкуса, растворим в воде (2,3 мл / 100 г Н2О при 0 ° C). Крепкий внутримолекулярный связь, небольшой размер и неполярнисть молекулы N2 являются причинами слабой межмолекулярного взаимодействия, поэтому азот имеет низкие температуры плавления и кипения (-2100С и -1960С соответственно).
Все остальные элементы V А группы при комнатной температуре – твердые вещества, имеющие несколько аллотропных модификаций.
Для фосфора известны три аллотропные видоизменения: белый, красный и черный.

Белый фосфор – мягкая кристаллическое вещество, похожее на воск с неприятным чесночным запахом. Белый фосфор – очень ядовит, химически активен, легко самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под слоем воды, в которой он практически не растворяется. Хорошо растворяется в сероуглероде СS2 (если этим раствором сделать надпись на стене или смочить фитиль свечи, то через некоторое время, благодаря испарению сероуглерода, невидимый надпись на стене станет видимым, а свеча самозайметься). Белый фосфор имеет молекулярную решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р4. Белый фосфор – сильный яд, при нагревании до 320оС без доступа воздуха превращается в красный фосфор.
Красный фосфор, в отличие от белого, не является ядом, не растворяется в сероуглероде, не светится в темноте. Красный фосфор состоит из группировок Р8 и Р9, связанных мостиками из двух атомов фосфора. Красный фосфор менее активен.
Черный фосфор – наиболее устойчивая модификация, образуется из белого с нагрева до 220 ° С и при очень высокого давления (1200 атм.). По внешнему виду он напоминает графит и является полупроводником.

Арсен, сурьма и висмут, как и фосфор, существуют в виде нескольких модификаций. Желтый мышьяк Аs4 по строению напоминает белый фосфор. При хранении он самовольно превращается в более устойчивую гексагональную форму, по строению напоминает черный фосфор. Она является наиболее устойчивой также для сурьмы и висмута.
В ряду от фосфора до висмута растут координационные числа, появляется металлический блеск, уменьшается хрупкость и увеличивается электропроводность.
4.4 Способы получения простых веществ

В промышленности азот получают фракционированием сжиженного воздуха. Для этого воздух под высоким давлением переводят в жидкое состояние, а затем путем испарения отделяют азот от менее легкого компонента – кислорода (для азота Ткип. = -195,8оС, Для кислорода Ткип. = -183оС).
В лаборатории азот получают термическим разложением аммоний нитрита, литий азида или нагреванием смеси растворов натрий нитрита и аммония хлорида:
NH4NO2 → N2 + 2H2O;
2LиN3 → 3 N2 + 2Lи;
NаNO2 + NH4Сl → N2 + 2H2O + NаСl (азот, который образуется в результате этой реакции может быть загрязнен примесями азотной кислоты и оксид азота, для удаления которых газ пропускают через подкисленный раствор К2Сr2О7).
Фосфор в промышленности получают прокаливанием смеси измельченного фосфоритов или апатита с песком и углем в электрических печах при температуре 15000С без доступа воздуха:
Сa3 (PO4) 2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 2P + 5CO .
Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приемнике под водой в виде белого фосфора.
Кроме фосфатов, можно восстанавливать, например, метафосфатну кислоту.
Арсен, сурьма и висмут получают обжигом сульфидных руд с последующим восстановлением оксида коксом:
2 Е2S3 + 9 О2 → 6 SО2 + 2 Е2O3;
2 Э2О3 + 3 С → 2 Е + 3 СО .
4.5 Химические свойства простых соединений

Взаимодействие с простыми веществами:
Молекулярный азот имеет очень низкую реакционную способность, что обусловлено наличием в молекуле N2 тройной связи, а также неполярнистю молекулы. При комнатной температуре азот реагирует только с литием, а при нагревании со многими металлами, например, при 300оС:
3Mg + N2 → Mg3N2
магний нитрид
При температуре электрической дуги (около 3000оС) азот взаимодействует с кислородом: N2 + O2 → 2NO.
При температуре ≈ 450оС, давлении 30 МПа, и в присутствии катализатора (Fe или Al2O3), азот реагирует с водородом с образованием аммиака:
N2 + 3H2 → 2NH3.
Реакционная способность Р, Аs, Sb, Ви более высокая, чем азота. Так, при сгорании на воздухе фосфор образует фосфатный ангидрид P2O5 (при недостатке кислорода – P4O6):
4P + 5O2 → 2P2O5 – фосфор (V) оксид
Аs, Sb, Ви окисляются до триоксида Э2О3.
Также интенсивно протекает реакция с галогенами:
2Е + 3Cl2 → 2ЕCl3.
В избытке хлора фосфор и сурьма образуют пентахлорида ЕCl5.
В результате нагрева с металлами в инертной атмосфере Р, Аs, Sb, Ви образуют фосфиды, арсениды, Антимониды и бисмутиды соответственно, (стехиометрические и Нестехиометрические), например:
3Ca + 2P → Ca3P2 – кальций фосфид.

4.6 Водородные соединения элементов V А группы

Степень окисления -3
Все элементы V А группы образуют с водородом соединения ЭН3, но их устойчивость отличается. Стибин SbН3 и особенно бисмутин ВиН3 очень нестабильными. При комнатной температуре гидриды элементов V А группы – газы без цвета с характерным резким запахом. Молекулы ЭН3 имеют форму тригональной пирамиды.
В ряду NH3 – РH3 – АsH3 – SbH3 – ВиH3 с ростом радиуса атома Е увеличивается длина связи Е-Н. Одновременно уменьшается перекрытия орбиталей, что приводит к снижению прочности связи Е-Н и устойчивости молекул ЭН3. Реакция образования гидрида является экзотермической только для аммиака, но даже он разлагается уже при температуре 4000С. ВиH3 при температуре 250С существует только в течение нескольких минут.
Связь N-Н очень полярным, что объясняется высокой электроотрицательностью азота, а также большим вкладом атомных орбиталей азота в молекулярные орбитали аммиака, большим суммарным дипольным моментом. Уменьшение донорных свойств незвьязуючои электронной пары приводит к тому, что способность к образованию иона ЭН4 + для фосфина значительно меньше, а для арсина практически не существует.
Температуры плавления и кипения в ряду NH3 – РH3 – АsH3 – SbH3 меняются немонотонно. Высокие температуры фазовых переходов NH3 связанные с наличием водородных связей, отсутствуют в случае других гидридов. Рост температур плавления и кипения при переходе от РH3 к SbH3 связано с усилением межмолекулярного взаимодействия.

Добыча: Взаимодействием простых веществ в промышленности получают только аммиак NH3 по реакции:
N2 + 3H2 → 2NH3.
Промышленный синтез аммиака внедрил немецкий химик Ф. Габер и в 1918 году получил за это Нобелевскую премию. Реакцию проводят при температуре 400-5000С и за повышенного давления (от 10 до 300 атм. В зависимости от оборудования). Для ускорения реакции добавляют катализатор – губчатое железо с добавками калий, кальций, магний, кремний оксидов.
В лаборатории аммиак получают при нагревании по реакции:
2NH4Cl + Ca (OH) 2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O.

Фосфин РH3 (прозрачный газ с запахом гнилой рыбы), как правило, получают за реакциями:
4P + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2;
Ca3P2 + 5HCl → 3CaCl2 + 2PH3 .
Арсен гидрид или Арсиною AsH3 (прозрачный, очень ядовитый газ с чесночным запахом) образуется при восстановлении соединений мышьяка:
As2O3 + 6Zn + 6H2SO4 → 2AsH3 + 6ZnSO4 + 3H2O
Трабзон является неустойчивым и при нагревании разлагается на водород и свободный мышьяк, который образует на холодных частях прибора черный налет (Арсена зеркало), что является качественной реакцией на мышьяк.
Для водородных соединений ЭН3 наиболее характерны реакции взаимодействия с водой, реакции окисления и замещения атома водорода.
При переходе от аммиака к фосфина растворимость в воде и основные свойства резко уменьшаются. Фосфин, Арсиною, стибин – малорастворимые в воде вещества. В водных растворах они практически не проявляют основных свойств. Фосфин в то же время является кислотой (но кислотные свойства очень слабые): активные металлы замещают в нем один водород с образованием фосфонидив МеРН2.
Аммиак, в отличие от гидридов других пниктогенив, очень хорошо растворяется в воде (один объем воды растворяет 1 200 объемов NH3), это объясняется образованием водородных связей и гидратов NH3 · nН2О различного состава. Аммиак легко испаряется, поэтому даже разбавленные растворы имеют характерный запах.
Водный раствор аммиака проявляет свойства слабого основания:
NH3 + Н2О ↔ NH4 + + OН-
Наличие свободной sp2-гибридной электронной пары приводит его донорные свойства – способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей аммония, а также образовывать комплексные соединения – аммиакаты:
NH3 + HCl → NH4Cl
NиСl2 + 6 NH3 → Cl2.
Соли аммония характеризуются низкой термической устойчивостью, разлагаются при нагревании до различных продуктов в зависимости от кислотного остатка.
Щелочные металлы при взаимодействии с аммиаком образуют амиды:
NH3 + Nа → NаNH2 + ½ H2
Другие металлы взаимодействуют с аммиаком с образованием нитридов:
3Мg + 2 NH3 → 3МgN3 + 3 H2
Кроме стехиометрических нитридов возможно образование нестехиометрических соединений, например, ТиN.
Фтор мгновенно окисляет аммиак в NF3. В присутствии других галогенов происходит замещение атомов водорода, продукты реакции которого зависят от кислотности, температуры, устойчивости создаваемых соединений.
Восстановительные свойства:
Атомы элементов в ЭН3 находятся в низшей ступени окисления, поэтому гидриды проявляют восстановительные свойства.
На воздухе аммиак не горит, но сгорает в атмосфере кислорода:
– Без катализатора: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O.
– С платиновым катализатором: 4NH3 + 5O2 → 4NО + 6H2O.
Фосфин образует с воздухом взрывоопасные смеси, а при поджигании сгорает с образованием метафосфатнои кислоты:
РH3 + 2O2 → НРО3 + H2O.
Трабзон и стибин при сгорании образуют триоксида:
2 ЕH3 + 3 O2 → Э2О3 + 3H2O.
При повышенных температурах аммиак способен восстанавливать некоторые оксиды к металлам:
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O.
Фосфин, Арсиною и стибин более сильными восстановители, они восстанавливают соли тяжелых металлов.
Соли аммония являются более устойчивыми, чем соли фосфония. Они могут взаимодействовать с кислотами, щелочами и другими солями
NH4Cl + HNO3 → NH4NO3 + HCl;
2NH4Cl + Ba (OH) 2 → 2NH3 + 2H2O + BaCl2;
(NH4) 2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NH4Cl.
Соли аммония, в которых анион не является окислителем, при нагревании разлагаются обратно:
NH4Cl ↔ NH3 + HCl
(NH4) 2SO4 ↔ 2NH3 + Н2SO4
Если анион окислитель, то соли разлагаются до конца:
NH4NO3 → N2O + 2H2O.
Фосфиды металлов под действием воды полностью гидролизуют:
Mg3P2 + 6H2O → 3Mg (OH) 2 + 2PH3 .
Кроме аммиака, азот образует другие соединения с водородом, например, гидразин N2H4 (степень окисления азота 2). Гидразин – жидкость с резким запахом, подобно аммиака способна к ионизации, более слабое основание, чем аммиак, очень сильный восстановитель. НN3 – азотистоводородной кислота (формальная степень окисления азота -1/3 – НNN2, один атом азота имеет степень окисления +5, другой -3) – жидкость без цвета, с резким запахом, взрывоопасная. Очень сильный восстановитель, достаточно сильная кислота.
4.7 оксигенвмисних соединения элементов V А группы

Оксигенвмисних СОЕДИНЕНИЯ азота
Нитроґен с кислородом образует шесть оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5 (кроме того, известны еще два неустойчивые оксиды N4O, NO3). Первые два оксиды несолетворни. Другие при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты – нитритную и нитратную.

Все оксиды азота можно получить при взаимодействии металлов различной активности с азотной кислотой или разложением нитратов при температуре. Только NО можно получить прямым синтезом из простых веществ при высоких температурах (он также образуется в атмосфере при грозовых разрядах).
Степень окисления +1:
Нитроґен (I) оксид, N2O – прозрачный газ без запаха, со сладким привкусом, растворим в воде. При вдыхании в значительных количествах возбуждает нервную систему, поэтому имеет еще название “веселящий газ”.
Получают N2O за разложением при 200oC аммоний нитрата:
NH4NO3 → N2O + 2H2O.
С водой, кислотами и щелочами N2O не реагирует. Имеет окислительные свойства, но при взаимодействии с сильными окислителями ведет себя как восстановитель:
2N2О + 6Сl2 → 4NСl3 + O2.
Степень окисления +2:
Нитроґен (II) оксид, NO – прозрачный газ, растворяется в воде, но не реагирует с ней.
В лаборатории его получают по реакции:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O.
В промышленности NО получают каталитическим окислением NH3 на платино-родиевым катализаторе при 700 oC:
4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O.
В реакциях NO, как правило, проявляет восстановительные свойства – обесцвечивает раствор КМnO4, легко окисляется кислородом:
2NO + O2 → 2NO2.
Но может быть и окислителем:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O.
Степень окисления +3:
Нитроґен (iii) оксид, N2O3 – темно-синяя жидкость (одновременно существует также в газообразном и твердом состоянии). Уже при низких температурах разлагается на NO и NO2:
N2O3 → NO + NO2 .
С водой N2O3 образует азотистой кислоты: N2O3 + Н2О → 2НNO2.
HNO2 – слабая, неустойчивая кислота, проявляет окислительно-восстановительную двойственность, существует только в разбавленных растворах, с повышением температуры разлагается:
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O.
Степень окисления +4:
Нитроґен (IV) оксид, NO2 – газ бурого цвета с характерным запахом, хорошо растворимый в воде. NO2 димеризуеться при охлаждении с образованием бесцветной жидкости N2O4.
Получить его можно при воздействии на медь концентрированной азотной кислоты или разложением при нагревании нитратов металлов, которые находятся в ряду напряжений от магния к меди:
Cu + 4HNO3 → Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O;
2Pb (NO3) 2 → 2PbO + 4NO2 + O2 .
Взаимодействие NO2 с водой можно записать следующим образом:
6NO2 + 2H2O → 4HNO3 + 2NO.
NO способен окисляться кислородом воздуха, поэтому единственным продуктом взаимодействия NO2 с водой в присутствии избытка воздуха является азотная кислота
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3.
Эта реакция используется для получения азотной кислоты в промышленности.
NO2 – сильный восстановитель, в атмосфере которого сгорают сера, углерод, многие металлы. Его можно считать смешанным ангидридом азотной и азотистой кислот, так как при растворении в воде он образует смесь этих кислот:
2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
Нитритная азотная
кислота кислота

Степень окисления +5:
Нитроґен (V) оксид или азотный ангидрид, N2O5 – белое твердое кристаллическое вещество, сильный окислитель, проявляет кислотные свойства: в результате растворения в воде образует азотную кислоту, с щелочами образует соли азотной кислоты – нитраты.
Получить N2O5 можно по реакции:
2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5;
При нагревании разлагается по уравнению:
2N2O5 → 4NO2 + O2.
HNO3 – азотная или азотная кислота – летучая бесцветная жидкость с резким запахом, смешивается с водой в любых отношениях, Тпл = -420С, Ткип = 830С.
При температуре разлагается с выделением NO2, который окрашивает ее в желтый цвет:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O.
Впервые азотную кислоту получил У.Ф. Глаубер под действием серной кислоты на селитру. Сейчас этот способ применяют в лаборатории для получения азотной кислоты: NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3.
В промышленности применяется аммиачный способ получения азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
4NO + 2O2 → 4NO2
4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3
Аммиачный способ позволяет получить 50% азотную кислоту. 98% HNO3 получают перегонкой 50% азотной кислоты в присутствии H2SO4. Также азотной кислоты получают дуговой способом, первая стадия этого процесса – образование NO из простых веществ при 30000С.
Азотная кислота – сильный электролит и сильный окислитель, поэтому некоторые металлы при действии азотной кислоты пассивируются, другие восстанавливают нитроґен азотной кислоты в различных степеней окисления (в зависимости от природы восстановителя и концентрации кислоты), но никогда металлы не вытесняют водород из растворов азотной кислоты.
Концентрированная азотная кислота имеет наиболее сильные окислительные свойства:
с щелочными и щелочно-земельными металлами Na, Ca, Ba, Мg она восстанавливается до N2O, например:
Mg + 10HNO3 (конц.) → 4Мg (NO3) 2 + N2O + 5H2O
с тяжелыми металлами Cu, Ag, Hg восстанавливается до NO2, например:
Cu + 4HNO3 (конц.) → Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
с Fe, Сr, Al, Au, Pt – не взаимодействует.
Разбавленная азотная кислота
с щелочными, щелочно-земельными металлами и Fe восстанавливается до NH3 (NH4NO3), например:
4Mg + 10HNO3 (разбой.) → 4Mg (NO3) 2 + NH4NO3 + 5H2O
– С тяжелыми металлами Cu, Ag, Hg восстанавливается до NO, например:
3Cu + 8HNO3 (разбой.) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O
При взаимодействии неметаллов (C, S, P, Si) с концентрированной азотной кислотой азот восстанавливается до NO2, а с разбавленной – до NO, например:
5HNO3 (конц.) + Р → Н3РО4 + 5NO2 + H2O;
5HNO3 (разбой.) + 3Р + 2Н2О → 3Н3PO4 + 5NO .
Смесь, состоящая из 1 объема концентрированной азотной кислоты и 3 объемов концентрированной соляной кислоты, называется “прочная (королевская, княжеская) вода”, “царская водка”. В этой смеси растворяются даже благородные металлы, которые с азотной кислотой не взаимодействуют (это объясняется образованием очень сильного, неустойчивого окислителя NOCl – нитрозилхлориду).
Au + HNO3 + 4HCl → H + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO2 + 8H2O
Соли азотной кислоты – нитраты, хорошо растворяются в воде, при нагревании разлагаются с выделением кислорода:
нитраты щелочных и щелочно-земельных металлов разлагаются до нитритов:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 ;
нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений от Mg до Cu, разлагаются до оксида металла: 2Pb (NO3) → 2PbO + 4NO2 + O2 ;
нитраты наименее активных металлов (серебра, золота, платины) разлагаются при нагревании до свободного металла:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 .

Оксигенвмисних соединения фосфора, мышьяка, сурьмы И висмута
Степень окисления +3
Оксиды Е2O3 получают при взаимодействии простых веществ с кислородом. Однако если в случае с Аs, Sb, Ви оксиды образуются даже при избытке кислорода, то процесс окисления фосфора необходимо строго контролировать. Фосфор (iii) оксид P2O3 (благодаря наличию неразделенной электронной пары существует в виде димера P4O6). P4O6 – белая рыхлая кристаллическое вещество (Ткип. = 174оС, Тпл. = 24оС), образуется при медленном окислении фосфора при 50 ° С и 90 мм
В интервале температур 20-50оС он окисляется кислородом воздуха (в присутствии следов фосфора – самопроизвольно):
Р4О6 + 2О2 → Р4О10, этот процесс сопровождается хемилюменисценциею и является причиной свечения белого фосфора.
С водой образует триоксофосфатну (V) кислоту:
Р4О6 + 6Н2О → 4Н3РО3
Согласно структурной формулы эта кислота является двухосновной:
Образуется при взаимодействии фосфор трихлорида с водой:
PCl3 + 3H2O → 3HCl + H3PO3.
В свободном состоянии H3PO3 – бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде и спирте. Есть достаточно сильным восстановителем (более сильный восстановитель, чем азотистая кислота), восстанавливает металлы из их солей.

В группе сверху вниз кислотный характер оксидов заменяется на основной:
Арсен (iii) оксида или арсенистому ангидрида As2O3 соответствует мышьяк (iii) гидроксид – амфотерный гидроксид, у которого превалируют кислотные свойства:
As2O3 + 3H2O → 2As (ОH) 3 ↔ 2 H3AsO3.
H3AsO3 – гидроґен триоксоарсенат (iii) существует только в водном растворе. Соли этой кислоты называются арсениты, их можно получить по реакции:
As2O3 + 6КОH → 2К3AsО3 + 3H2O
калий арсенит
Соединения мышьяка (iii) имеют восстановительные свойства, в результате их окисления образуются соединения мышьяка (V).
Sb2O3 – сурьма (iii) оксид или стибатний ангидрид – амфотерный оксид: Sb2O3 + 3H2SO4 → Sb2 (SO4) 3 + 3H2O;
Sb2O3 + 3NaOH → 2NaSbO2 + H2O
Ви2О3 – основной оксид, растворяется в кислотах с образованием солей висмута. Висмут (iii) гидроксид, Ви (ОН) 3 – очень слабое основание, поэтому соли висмута (iii) гидролиз с образованием малорастворимых основных солей. Во время гидролиза Bi (NO3) 2 часто образуется оксосиль:
Bi (NO3) 2 + H2O → BiОNO3 + 2НNO3.
Степень окисления +5
Фосфор (V) оксид – Р2О5 (фосфорный ангидрид) – белый рыхлый порошок, расплывается на воздухе. Гексагональная модификация, которая образуется при сгорании фосфора в избытке кислорода, построена из молекул Р4О10. Энергично взаимодействует с водой с образованием сложной смеси, состоящей из метафосфатних кислот, которые при кипячении гидролизуются до ортофосфорной кислоты. Реакция сопровождается сильным разогревом:

ПОДІЛИТИСЯ:

ns 2 np 3 .

АЗОТ и его соединения

В природе встречается в свободном виде (содержание в воздухе – 78 объемных %), в виде минералов (селитры), в нефти, в растительных и животных белках.

Физические свойства

При обычных условиях N 2 – газ без цвета, запаха и вкуса,

t o кип. = -195,8 о С.

Получение азота:

а) в промышленности – сжижением воздуха,

б) в лаборатории: NH 4 NO 2 ® N 2 + Н 2 О.

Химические свойства азота и его соединений.

Химическая активность молекулярного азота очень мала, т.к. благодаря тройной ковалентной связи молекула очень прочная (Е связи = 946 кДж/моль). Однако известно много различных соединений для азота, в которых он проявляет степени окисления -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота с отрицательными степенями окисления.

1)NH 3 – аммиак – бесцветный газ с резким запахом, легко сжижается.

Получение аммиака:

а) N 2 + 3H 2 « 2NH 3 (Kat: Fe, Al 2 O 3 , K 2 O)

б) 2NH 4 CI + Ca(OH) 2 = CaCI 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Химические свойства аммиака:

а) NH 3 + H 2 O « NH 4 OH (максимальная концентрация = 25%)

б) NH 3 + HCI « NH 4 CI (дон.-акц. механизм: NH 3 + Н + = NH 4 +)

в)горение в зависимости от количества кислорода идет по-разному:

4NH 3 + 3О 2(нед.) = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5О 2(изб.) = 2NО+ 6H 2 O

г) в ОВР аммиак всегда восстановитель:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

2) NH 4 OH – гидроксид аммония - слабое основание, неустойчивое, хорошо образует комплексные соединения (аммиакаты):

Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = (OH) 2 + 4H 2 O

3) Соли аммония:

а) растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию:

NH 4 CI + НОН « NH 4 ОН+ НCI (NH 4 + + НОН « NH 4 ОН + Н +)

б) термическое разложение солей аммония идет по-разному в зависимости от природы аниона: если анион – окислитель, то реакция разложения идет необратимо:

NH 4 CI « NH 3 + HCI

NH 4 NO 3 = N 2 О+ 2H 2 O

4) Амиды образуются при замещении атомов Н в аммиаке на металл:

2К + 2NH 3 = 2КNH 2 + H 2

5) Нитриды известны для металлов и неметаллов и в зависимости от природы по-разному разлагаются:

а)Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Ca 3 N 2 + 6HCI = 3CaCI 2 + 2NH 3

б)CI 3 N + 6HCI = 3HCIO + NH 3

Степень окисления –2

N 2 Н 4 – гидразин (диамид) – бесцветная жидкость, хороший растворитель, менее устойчив, чем аммиак.

Получение гидразина:

2NH 3 + NaCIO = N 2 Н 4 + NaCI + H 2 O

Химические свойства гидразина:

N 2 Н 4 + H 2 O « + +OH -

H 2 O « 2+ +OH -

б) Сгорает до азота: N 2 Н 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O

в) Сильный восстановитель: N 2 Н 4 + 2H 2 O 2 = N 2 + 4H 2 O

Степень окисления –1

NH 2 OH – гидроксиламин , белое кристаллическое вещество, занимает промежуточное положение между H 2 O 2 и гидразином N 2 Н 4.

Получение гидроксиламина:

HNO 3 + 6Н = NН 2 ОН + 2H 2 O

Химические свойства гидроксиламина:

а) Водные растворы – слабые основания:

NН 2 ОН + H 2 O « + +OH -

б) С кислотами дают соли гидроксиламмония (устойчивые):

NН 2 ОН + HCI = + + CI -

в) Разлагается (реакция диспропорционирования):

3NН 2 ОН = NН 3 + N 2 + 3H 2 O

г) Как и H 2 O 2 , в зависимости от среды проявляет окислительно - восстановительную двойственность:

ок-ль: 2NН 2 ОН + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

восст-ль: 2NН 2 ОН + I 2 + 2KOH = N 2 + 2KI + 4H 2 O

Наиболее важныесоединения азота с положительными с. о.

Степень окисления +3

1) N 2 О 3 - оксид азота (III) или «азотистый ангидрид» - неустойчивая сине-зеленая жидкость:

а) N 2 О 3 ® NО 2(бурый газ с резким запахом) + NО (бесцветный газ) ;

б) с водой образует неустойчивую кислоту: N 2 О 3 + H 2 O « 2 HNO 2

2) HNO 2 – азотистая кислота (средней силы):

HNO 2 « H + + NO 2 - (К = 5,1 . 10 -4).

3) Нитриты – соли азотистой кислоты, как и другие соединения N +3 в окислительно-восстановительных реакциях, проявляют двойственность:

ок-ль: КNO 2 + NH 3 = N 2 + H 2 O

восст-ль: КNO 2 + H 2 O 2 = КNO 3 + H 2 O

Максимальная степень окисления +5

1) N 2 О 5 - оксид азота (V) или «азотный ангидрид» - бесцветное кристаллическое вещество; при растворении в воде дает кислоту.

2) HNO 3 – азотная кислота, сильная: HNO 3 ® H + + NO 3 - .

3) Нитраты – соли азотной кислоты:

а) в лаборатории можно получать N 2 О по реакции термического разложения: NH 4 NO 3 ® N 2 О + Н 2 О;

б) нитраты металлов в зависимости от положения металла в ряду активности разлагаются по-разному:

левее Mg: нитрат ® нитрит + O 2

Mg – Cu: нитрат ® оксид металла + NO 2 + O 2

правее Cu: нитрат ® металл + NO 2 + O 2 .

4)все соединения N +5 сильные окислители; взаимодействие азотной кислоты с металлами:

а) ни один металл не выделяет из HNO 3 водород;

б) при обычной t o пассивируются металлы Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt;

в) при нагревании c большинством металлов взаимодействует, причем чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восст-ся N +5:

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

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

актив. Ме : 4Cа + 10HNO 3(конц.) = 4Cа(NO 3) 2 + N 2 О + 5H 2 O

5Cа + 12HNO 3(разб.) = 5Cа(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Cа + 9HNO 3 (оч. разб.) = 4Cа(NO 3) 2 + NН 3 (или NH 4 NO 3)+ 3H 2 O

ФОСФОР и его соединения

В природе встречается: а)в виде минералов (фосфориты и апатиты), б)в растительных и животных белках, в)в тканях мозга и костях.

Физические свойства

Аллотропен:

а) белый фосфор (Р 4) – тетраэдрическое строение, ядовит, светится в темноте, растворим в сероуглероде; при хранении постепенно переходит в красный фосфор, поэтому его хранят под водой;

б) красный фосфор (Р 2 n – полимер) – существует несколько форм строения, не ядовит, нерастворим в сероуглероде, устойчив при хранении, менее реакционоспособен;

в) черный фосфор – пирамидальное строение, слоистый, похож на графит, полупроводник.

Получение фосфора:

Минерал «фосфорит» прокаливают с коксом и песком:

Са 3 (РО 4) + 5С + 3 SiО 2 = 3СаSiО 3 +2Р +5СО

Химические свойства фосфора и его соединений.

Химическая активность фосфора различна в зависимости от его аллотропной модификации. Основные степени окисления: -3, +1, +3, +5.

1) Реакции фосфора с простыми веществами:

восстановительные свойства: a)Р + О 2 ® Р 2 О 3 , Р 2 О 5 ;

б)Р + СI 2 ® РCI 3 , РCI 5 ; в) 2Р + 3S ® Р 2 S 3

окислительные свойства: а)2Р + 3Н 2 ® 2РН 3 , б)2Р + 3Са ® Са 3 Р 2

2) Реакции фосфора со сложными веществами:

а) реакция с водой не идет,

б) 2Р + 5H 2 SO 4(конц.) ® 2H 3 РO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

в) Р + HNO 3(конц.) ® H 3 РO 4 + NO (или NO 2).

3) Минимальная степень окисления -3

а) РН 3 – фосфин, ядовитый газ с чесночным запахом,

горит: 2РH 3 + 4О 2 = Р 2 О 5 + 3H 2 O,

с некоторыми кислотами дает соли фосфония: РH 3 + HI = РH 4 I

б) фосфиды металлов – ионоковалентные соединения

Mg 3 P 2 + 6 H 2 O = Mg(ОН) 2 + 2РН 3 ,

Са 3 P 2 + 6HСI = CaCI 2 + 2РН 3 .

4) Степень окисления +1

H 3 РO 2 или Н[РO 2 H 2 ] – фосфорноватистая кислота, сильная; соли – гипофосфиты, хорошо растворимы, хорошие восстановители.

5) Степень окисления +3

а) Р 2 О 3 – фосфористый ангидрид, имеет несколько модификаций (Р 2 О 3) n , бесцветные ядовитые кристаллы;

б) H 3 РO 3 или H 2 [РO 3 Н] – фосфористая кислота, средней силы;

в) соли фосфиты, растворимы только у щелочных металлов (К 2 [РO 3 Н]),

РСI 3 + CI 2 = PCI 5 ,

РСI 3 + О 2 = PОCI 3 ,

РСI 3 + НCI ® Н.

6) Максимальная степень окисления +5

а) Р 2 О 5 – фосфорный ангидрид, белый порошок, имеет модификацию (Р 2 О 5) 2 , сильное водоотнимающее средство: Р 2 О 5 + 2H 2 O = 2HРO 3 ;

б) HРO 3 - мета, H 4 Р 2 O 7 –пиро, H 3 РO 4 –ортофосфорная кислота, средней силы;

в) соли мета-, пиро-, орто-фосфаты;

г) галогениды довольно активны:

РСI 5 + 4H 2 O = H 3 РO 4 +5НСI ,

РF 5 + HF = Н.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

7 N, 15 P, 33 As, 51 Sb, 83 Bi. По подгруппе сверху вниз металлические свойства закономерно увеличиваются и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях, а также с некоторыми физическими свойствами. Хотя аллотропия P, As и Sb создают определённые трудности при сведении физических свойств в единую таблицу:

Таблица 11

Свойства элементов пятой группы, главной подгруппы

Химические свойства

1. С простыми веществами дают самые разные соединения, проявляя различную окислительно-восстановительную природу:

а) восстановительные свойства

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (или PCl 5);

4As + 5O 2 = 2As 2 O 5 ;

2Bi + 3Cl 2 = 2BiCl 3 .

б) Окислительные свойства

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 ;

2As + 3Mg = Mg 3 As 2 .

2. С кислотами реагируют по-разному в зависимости от природы элемента подгруппы:

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O;

3As + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 AsO 4 + 5NO ;

3Sb + 5HNO 3 = 3HSbO 3 + 5NO + H 2 O;

2Sb + 6Н 2 SO 4 конц. = Sb 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

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

Необходимо помнить, что элементы подгруппы мышьяка в ряду активности стоят после водорода.

3. Гидролиз соединений идёт по-разному:

а) PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl;

BiCl 3 + H 2 O ® BiOCl ¯ + 2HCl.

(SbCl 3) (SbOCl)

б) NaNO 2 + H 2 O Û HNO 2 + NaOH;

K 3 PO 4 + H 2 O Û K 2 HPO 4 + KOH;

K 3 AsO 4 + H 2 O Û K 2 HAsO 4 + KOH.

4. Изменение кислотно-основных свойств у элементов проявляется по-разному

Таблица 12

Наиболее важные соединения элементов пятой подгруппы

5. Окислительно-восстановительная способность соединений зависит от степени окисления элемента:

а) Э -3 – восстановители

2NH 3 + 6KМnO 4 + 6KOH = 6K 2 MnO 4 + N 2 + 6H 2 O;

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O.

окислители :

2KNO 2 + 4H 2 S = 3S + N 2 + K 2 S + 4H 2 O

Э +3 2BiCl 3 + 3SnCl 2 + 18KOH = 2Bi + 3K 2 SnO 3 + 12KCl + 9H 2 O.

восстановители :

10KNO 2 +4KМnO 4 +11H 2 SO 4 =10HNO 3 +4MnSO 4 +7K 2 SO 4 +6H 2 O

в) Э +5 – окислители

Na 3 SbO 4 + 2NaJ + H 2 SO 4 = Na 3 SbO 3 + J 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

Элементы 6-а группы. (Халькогены )

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 4 .

8 O, 16 S, 34 Se, 52 Te, 84 Po(радиоактивен).

КИСЛОРОД и его соединения

Самый распространённый элемент на Земле: 21% (объемных) в воздухе, входит в состав Н 2 О, минералов, органических веществ.

Физические свойства

Существует в виде веществ:

а) «кислород» О 2 – газ без цвета, вкуса, запаха, не ядовит, ; t° кип. = -183°С; ;

б) «озон» О 3 – голубой газ с резким запахом, ядовит, очень сильный окислитель; t° кип. = -111,8°С.

Химические свойства

1. Только в одной реакции кислород является восстановителем:

О 2 + 2F 2 = 2OF 2 ().

2. Во всех остальных случаях кислород – окислитель, особенно если он находится в атомарном состоянии:

а) Окисление простых веществ

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

S + O 2 = SO 2 ;

2Ca + O 2 = 2CaO.

б)Окисление сложных веществ

Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5 ;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ;

2PCl 3 + O 2 = 2POCl 3 .

в) Горение сложных неорганических веществ

2H 2 S + O 2 недост. = 2S + 2H 2 O;

2H 2 S + 3O 2 изб. = 2SO 2 + 2H 2 O.

г) Горение органических веществ

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О;

С 2 Н 5 ОН + 3О 2 = 2СО 2 + 3Н 2 О.

СЕРА и её соединения

В природе встречается в самородном виде; в виде минералов (сульфиды, сульфаты); в нефти; в белках.

Физические свойства

Твёрдая, хрупкая, жёлтого цвета, не растворима в Н 2 О, но растворима в сероуглероде, анилине. Аллотропна: ромбическая сера (a- форма); моноклинная (b - сера); пластическая и др. Наиболее устойчива модификация a (t° пл. » 113°С), ей приписывают состав S 8 .

Химические свойства

Cоединения, проявляя разные степени окисления, имеют разную окислительно-восстановительную способность.

Таблица 13

Наиболее важные соединения серы

1. Сера, взаимодействуя со сложными соединениями, по-разному меняет свою степень окисления:

а) S + 2H 2 SO 4 конц. = 3SO 2 + 2H 2 O ();

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

в) 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

реакция диспропорционирования

2. Соединения S -2

а) H 2 S – сероводород, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, сильный восстановитель: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O;

H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S.

б) Раствор Н 2 S – слабая кислота

Н 2 S Û Н + + HS - (К 1 = 6 × 10 -8).

в) Соли – сульфиды; соли щелочных и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы, гидролизуются; сульфиды р-, d-металлов практически не растворимы.

г) Сульфиды металлов проявляют основную природу:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH;

Сульфиды неметаллов проявляют кислотную природу:

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S.

д) Тиосоли : похожи на обычные соли, в которых атомы О заменены на S:

Na 2 S + CS 2 = Na 2 CS 3 – тиокарбонат натрия;

Na 2 CS 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 CS 3

неустойчива

е) Полисульфиды : сера, подобно кислороду в перекисях, может образовывать соли: Na 2 S раствор + ´S = Na 2 S n – полисульфид натрия (содержат сульфидные мостики – S - S - S - S -).

3. Соединения S +4

а) SO 2 – сернистый газ с резким запахом, ядовит;

б) Раствор SO 2 – сернистая кислота H 2 SO 3 , средней силы

H 2 SO 3 Û Н + + HSO 3 - (К 1 = 1,3 × 10 -2);

в) Соли – сульфиты, хорошо гидролизуются

Na 2 SO 3 + H 2 O Û NaHSO 3 + NaOH.

г) В окислительно-восстановительных реакциях все эти соединения проявляют двойственность:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

д) хлористый тионил: SOCl 2

SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.

4. Соединения S +6

а) SO 3 – серный ангидрид; аллотропен, сильный окислитель. Очень энергично реагирует с водой

SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 + 89,1 кДж/моль;

б) H 2 SO 4 – серная кислота, бесцветная маслянистая жидкость; сильная.

H 2 SO 4 конц. – очень сильный окислитель; обугливает бумагу, сахар, дерево:

С + 2H 2 SO 4 конц. = СО 2 +2SО 2 + 2H 2 O.

Индивидуально её поведение с металлами:

при обыкновенной температуре со многими металлами не взаимодействует («пассивирует» Cr, Fe, Al, Zn, …);

при повышенной реагирует почти со всеми металлами, кроме Au и Pt.

Является очень хорошим водоотнимающим средством, т.к. с водой образует гидраты H 2 SO 4 × nH 2 O:

в) Соли : средние – K 2 SO 4 (сульфаты);

кислые – KHSO 4 (гидросульфаты);

купоросы – CuSO 4 × 5H 2 O; ZnSO 4 × 7H 2 O;

квасцы – двойные соли, кристаллогидраты

KAl(SO 4) 2 × 12H 2 O; NH 4 Fe(SO 4) 2 × 12H 2 O.

г) Олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4 , при этом частично идёт реакция

2SO 3 + H 2 O = H 2 S 2 O 7 пиросерная кислота .

д) Хлористый сульфурил SO 2 Cl 2

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.

е) Пероксосерные кислоты – содержат перекисные мостики

H 2 SO 5 – пероксомоносерная,

H 2 S 2 O 8 – пероксодисерная;

сильные окислители.

ж) Тиосульфаты – содержат серу в разных степенях окисления: S +6 и S -2 ; благодаря наличию S -2 соединения являются сильными восстановителями.

Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + S + Na 2 SO 4 .

Соответствующая кислота Н 2 S 2 O 3 (тиосерная) неустойчива:

Na 2 S 2 O 3 +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 S 2 O 3 .

Элементы 7-а группы. (Галогены )

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 5 .

9 F, 17 Cl, 35 Br, 53 J, 85 At (радиоактивен). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул.

Физические свойства

Ядовиты, с резким запахом F 2 – бледно-желтый газ, t° кип. = -188,2°С;

Cl 2 – зелёно-жёлтый газ; t° кип. = -34,1°С;

Br 2 – красная жидкость; t° кип. = 59,2°С;

J 2 – фиолетовые кристаллы; t° кип. = +185,5°С.

Химические свойства

1) Самый активный – F 2 , в его атмосфере горят даже стекло и вода:

2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 ;

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .

2) Вышестоящие галогены (как более сильные окислители) вытесняют нижестоящие из различных соединений:

F 2 + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl 2 (Br 2 , J 2).

3) При растворении галогенов воде и растворах щелочей идут реакции диспропорционирования; в зависимости от температуры получают разные продукты реакции:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;

4) Галогеноводороды – все они бесцветные газы (HF благодаря водородным связям образует ассоциаты H x F x).

По ряду: HF – HCl – HBr – HJ прочность связи падает и восстановительные свойства растут:

MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O ().

5) При растворении в воде получают сильные кислоты; HJ – самая сильная (исключение составляет слабая фтороводородная кислота:

H 2 F 2 Û H + + HF 2 -)

6) Галогениды элементов имеют различный кислотно-основной характер, который проявляется:

а) в реакциях гидролиза

AlCl 3 + H 2 O Û AlOHCl 2 + HCl;

PBr 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HBr.

б) в реакциях комплексообразования

2NaF + SiF 4 ® Na 2 ;

по ряду лигандов F - ; Cl - ; Br - ; J - устойчивость комплексов уменьшается.

7) Галогены в высших степенях окисления

а) оксиды: Cl 2 O; (ClO 2) 2 ; (ClO 3) 2 ; Cl 2 O 7 ;

б) кислоты: HClO; HClO 2 ; HClO 3 ; HClO 4 ;

по ряду кислот ® сила возрастает, для кислот и их солей по этому же ряду окислительные свойства уменьшаются.

в) кислоты и их соли при нагревании разлагаются:

г) соединения между галогенами: их известно очень много; состав соответствует положению элементов в Периодической системе (более электроотрицательные элементы стоят в конце формул):

ClF, BrF, JF; ClF 3 , JF 3 ; ClF 5 , ClOF 3 ; BrF 7 , JO 3 F и др.;

имеют кислотный характер: JF 7 + 4H 2 O = 7HF + HJO 4 ;

ClO 3 F + 2NaOH = NaClO 4 + NaF + H 2 O.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество образуется при взаимодействии мышьяка с концентрированной азотной кислотой – а)Аs(NО 3) 3 ? б)H 3 AsO 4 ? в)As 2 О 3 ?

2.Какое вещество реагирует с концентрированной кислотой с выделением свободного хлора – а)СаС1 2 ? б)МпО 2 ? в)СrС1 3 ?

ЛЕКЦИЯ № 16

ТЕМА: 2.1.3. «ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА V ГРУППЫ. СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА»

МОТИВАЦИЯ.

В воздухе содержится около 78% азота по объему.

Азот входит в состав органических и неорганических соединений: аминокислот, белков, нитратов и др.

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония и т.д. Нашатырный спирт широко применяется в медицине.

Азотная кислота является одним из основных реактивов применяемых в фарм. анализе. Необходимо соблюдать осторожность при работе с кислотой. В медицине применяется в рассчитанных концентрациях для выведения бородавок.

Знание данной темы необходимо для изучения химических и специальных дисциплин.

1.В ходе лекции студенты должны получить представления об элементе V группы - азоте и его соединениях: аммиаке, солях аммония, оксидах азота, азотистой кислоте и ее солях, о свойствах азотной кислоты и ее солей, технике безопасности при работе с азотной кислотой.

2. Обеспечить в ходе занятия усвоение следующих знаний: - характеристики элементов V группы главной подгруппы по положению в ПСХЭ им. Д.И. Менделеева;

Физических и химических свойств азота;

Особых свойств азотной кислоты.

ВПС: Темы: «Классы неорганических соединений»,

«Периодический закон и периодическая система химических элементов им. Д.И. Менделеева», «Химическая связь».

«Окислительно-восстановительные реакции»

«Теория электролитической диссоциации».

аналитическая химия т. «Анионы»

т. «Кач. реакции на анионы I-III гр.»

т. «Метод кислотно-основного титрования».

Хо- т. «Амины»

Т. «Азо - и диазосоединения

ВОПРОСЫ ДЛЯ АКТУАЛИЗАЦИИ ЗНАНИЙ СТУДЕНТОВ.

1. Перечислить элементы V группы главной подгруппы.

2. Как определить высшую валентность этих элементов?

3. Почему высшая валентность азота равна трем?

4. Каковы высшая и низшая степени окисления азота?

5. В каких соединениях атом азота будет проявлять степень окисления (− 3)?

6. Какие оксиды способен образовывать азот?

ТРЕБОВАНИЯ К РЕЗУЛЬТАТАМ ОСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

Фармацевт должен обладать общими компетенциями, включающими в себя способность (по базовой подготовке):

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество.

ОК 3. Принимать решения в стандартных и. нестандартных
ситуациях и нести за них ответственность. .

ОК 4. Осуществлять поиск и. использование информации, необходимой для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные технологии в профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и в команде, эффективно общаться
с коллегами, руководством, потребителями.

ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и
личностного развития, заниматься" самообразованием, осознанно
планировать повышение своей квалификации.

Фармацевт должен" обладать профессиональными

компетенциями, соответствующими основным видам профессиональной деятельности (по базовой подготовке):

ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля
лекарственных средств.

ПК 2.4. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

ПЛАН ЛЕКЦИИ .

1.Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева.

2. Биологическая роль азота (самостоятельно)

3.Азот. Характеристика азота, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, физические свойства, распространение в природе, способы получения, химические свойства. Важнейшие соединения азота.

4.Аммиак, его способы получения, физические и химические свойства.

5.Соли аммония, способы получения, свойства. Качественная реакция на катион аммония.

6.Применение в медицине и народном хозяйстве азота и его соединений. (самостоятельно) .

7. Оксиды азота. Азотистая кислота. Нитриты.

Качественная реакция на нитрит - ион.

8. Азотная кислота, способы получения, физические и химические свойства, техника безопасности при работе. Нитраты.

9.Качественные реакции на нитрат-анионы

I. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ V ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.

Из элементов V группы ПС для медицины представляют интерес главная п/группа, которая включает азот, фосфор, мышьяк, сурьму и висмут.

В наружном слое атома этих элементов имеется пять электронов, поэтому способность к присоединению электронов выражена у них слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. С другой стороны, элементы главной подгруппы V гр. отдают электроны легче, чем элементы VI и VII групп, поэтому их кислородные соединения более устойчивы. Следовательно, элементы подгруппы проявляют одновременно положительную и отрицательную степени окисления.

Высшая положительная степень окисления элементов этой подгруппы

Вследствие относительно меньшей ЭО связь данных элементов в водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI и VII групп. В результате этого водородные соединения рассматриваемых элементов не отщепляются

в водном растворе ионы водорода и поэтому не обладают кислотными свойствами

Выводы:

1.В наружном слое атома элементов V группы ПС имеется пять электронов;

2.Способность к присоединению электронов выражена у них слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп;

3.Элементы главной подгруппы V гр. отдают электроны легче, чем элементы VI и VII групп;

4.Высшая положительная степень окисления элементов этой подгруппы

равна + 5, а отрицательная − 3.

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева.
На наружном энергетическом уровне атомы этих элементов содержат пять электронов, которые имеют конфигурацию ns2np3 и распределены следующим образом:

Поэтому высшая степень окисления этих элементов +5, низшая -3, характерна и +3.
Наличие трех неспаренных электронов на наружном уровне говорит о том, что в невозбужденном состоянии атомы элементов имеют валентность 3. Наружный уровень атома азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2р. У атомов же остальных элементов этой подгруппы на наружных энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня. Следовательно, один из s-электронов наружного уровня может при возбуждении перейти на d-подуровень того же уровня, что приводит к образованию 5 неспаренных электронов.

внешняя электронная оболочка фосфора (невозбужденный атом)

внешняя электронная оболочка возбужденного атома фосфора.

Таким образом, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут в возбужденном состоянии имеют 5 неспаренных электронов, и валентность их в этом состоянии равна 5.
В атоме азота возбудить электрон подобным образом нельзя вследствие отсутствия d-подуровня на втором уровне. Следовательно, пятивалентным азот быть не может, однако он может образовать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары 2s2. Для атома азота возможен и другой процесс. При отрыве одного из двух 2s-электронов азот переходит в однозарядный четырехвалентный ион N+.

От азота к висмуту радиусы атомов увеличиваются, а ионизационные потенциалы уменьшаются. Восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются от N к Bi, а окислительные ослабевают (см. табл. 21).
С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения RH3, проявляя отрицательную степень окисления -3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В этих соединениях связи элементов с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 - кислотный оксид; Р4О6 - слабокислотный оксид; As2O3 - амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2O3 - основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента.
Как видно из табл. 21, внутри подгруппы от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. У сурьмы эти свойства выражены одинаково, у висмута преобладают металлические, у азота - неметаллические свойства. Фосфор, мышьяк и сурьма образуют несколько аллотропных соединения.

Азот.

Получение

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Ещё один лабораторный способ получения азота - нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ - сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

Один из лабораторных способов - пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

Схема конспекта открытого урока по теме « V группа главная подгруппа»

Тип урока : урок изучения нового материала

Цели урока : Организация усвоения новых знаний и применение ранее приобретенных навыков и умений

Задачи:

Образовательные : способствовать усвоению новых знаний на основе имеющихся. Формирование умений и навыков составлять схему строения атома азота с указанием числа электронов в электронных слоях ; определять характерную валентность и степени окисления азота; рассматривать химические свойства азота в свете окислительно - восстановительных возможностей атома .

Развивающие : способствовать развитию самостоятельного мышления, памяти, умения сравнивать.

Воспитательные : создать условия для формирования личностных качеств обеспечивающих ответственность и добросовестность учащегося, его критичность и самокритичность, активность и внимательность при выполнении мыслительных процессов.

Методы проведения : объяснительно-иллюстративный, репродуктивный, частично-поисковый

Методика проведения : методика разноуровневого и дифференцированного обучения приём нахождения аналогии .

Дидактические материалы :

Справочный материал:

Периодическая система элементов;

Таблица электроотрицательности;

Материал к уроку

Учебник

Презентация

Раздаточный материал

Технические средства :

Мультимедиа

Этап урока. Задачи на каждый этап урока

Деятельность ученика

I .Организационный момент

Настраиваю на успешную работу.

Способствую воспитанию самоконтроля

Приветствие обучающихся и гостей урока. Отмечаю отсутствующих. Поверяю готовность к уроку.

Приветствие гостей и учителя, подготовка к уроку

II .Актуализация имеющихся знаний 1. Подвожу к теме урока.

На фоне ролика ведётся описание вещества с опорой на прошлый опыт (природоведение, 8 класс) не упоминая его названия

Смотрят, слушают. Предполагают тему урока после окончания ролика

2. Определяю основные задачи урока

Должны научиться давать характеристику элементам V группы главной подгруппы

Должны знать основную валентность азота

Должны знать основные степени окисления азота

Должны знать химические и физические свойства азота

Запись темы урока. Слушают и анализируют

3.Выбор дифференцированной цели

Первая цель – жёлтая требует только передачу тех знаний, которые Вы узнаете.

Вторая цель потребует умения логически мыслить. Умения объяснить те факты, которые узнает на уроке.

Третья цель потребует мобилизации всех Ваших знаний и не только по химии

Жёлтая цель (базовый уровень)- А

Зелёная цель (продвинутый уровень) - В

Красная цель (повышенный уровень)- С

Уметь давать характеристику элементов главной подгруппы, знать основную валентность и степени окисления азота. Знать физические и химические свойства азота.

А + Уметь объяснять изменения

свойств элементов в главной

подгруппе. Уметь объяснять окислительно-восстановительные свойства азота.

В + Уметь предполагать свойства

азота, давать обоснования своим выводам, применять знания на практике.

III .Изучение нового материала

Развиваю навыки работы с периодической системой Д.И. Менделеева, навыки логического мышления, умение сравнивать.

Воспитываю внимательность, аккуратность

1.Работа с учебником и справочным материалом (периодической системой элементов). Ответ на вопрос. Вопросы выводятся на экран и прочитываются. Ответы дублируются на экране для сверки.

Отвечают на вопрос и запись в тетрадях: 1.Какие элементы ходят в V группу главную подгруппу?.

2. Как изменяются свойства элементов в группе относительно друг друга сверху вниз?

Запись в тетрадях. Отвечают на вопрос: 1.Каково строение внешней электронной оболочки атомов V группу главную подгруппу? Ученик отвечает у доски.

2. Как ещё можно назвать элементы V группы главной подгруппы?

3. Почему увеличивается заряд ядра элементов в группе от азота к висмуту?

4. Почему увеличивается радиус атомов в группе от азота к висмуту?

Запись в тетрадях. Отвечают на вопрос: 1.Что объединяет все элементы данной группы? Ученик отвечает у доски.

2. Почему увеличивается атомная масса элементов в группе от азота к висмуту?

3. Почему увеличиваются металлические свойства элементов в группе от азота к висмуту?

4. Почему уменьшается электроотрицательность элементов в группе от азота к висмуту?

Активизация внимания, познавательной деятельности, любопытства. Межпредметная связь

Краткий очерк о открытии азота и его названии

Запись в тетрадях, слушают.

Запись в тетрадях, слушают. Отвечают по вопросу валентности и степени окисления азота

Запись в тетрадях, слушают. Отвечают на противоречивость названия и свойств азота

Активизация познавательного интереса. Развиваю навыки работы с учебником, умение самостоятельного получения обучающимися необходимой информации, путём создания минимальных условий развития индивидуальной наблюдательности, способствую развитию

2.Определение валентностей и степени окисления азота на основе графической записи строения внешней электронной оболочки

Запись в тетрадях

Работа у доски. Запись в тетрадях

Работа с учебником. Пояснение и запись в тетрадях

3.Первичное закрепление пройдённого материала

Какие элементы входят в V А группу?

Какова основная валентность азота?

Каковы основные степени окисления азота?

Что означает запись N -3 ?

Что означает запись N +3 ?

Что означает запись N 0 ?

Составить соединения, в которых азот будет проявлять степень окисления

Создаю условия для развития памяти, способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать, умение делать выводы и обосновывать их.

строение молекулы простого вещества азот.

Разрешается хоровой ответ

Запись в тетрадях

Химические свойства азота

Азот окислитель.

Азот восстановитель

Запись в тетрадях

С какими элементами будет вступать в реакции азот как окислитель?

Запись в тетрадях

Предположите, в какие химические реакции вступает азот?

Создаю условия для развития памяти (уроки природоведения, повторение материала 8 класса), способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать, делать выводы и обосновывать их.

Физические свойства азота

Запись в тетрадях. Ответ на вопрос о физических свойствах азота на основе просмотренного опыта и ленного опыта

Запись в тетрадях

IV .Закрепление материала

Создаю условия для развития памяти, для формирования личностных качеств обеспечивающих ответственность и добросовестность учащегося, его критичность и самокритичность. Способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать.

Как проявляет себя азот в химических реакциях?

С чем вступает азот в реакции как окислитель?

С чем вступает азот в реакции как восстановитель?

Помогают жёлтой команде при ответах

Какую роль играет азот в воздухе, если рассматривать воздух как раствор?

V . Подведение итогов

Напутственное слово. Создание условий для самооценки своей работы на роке

Кто набрал три жетона одного цвета?

Кто набрал больше трёх жетонов?

У кого есть жетоны другого цвета?

На обратной стороне своих жетонов напишите фамилию и сдайте в конце урока.

Сдают жетоны после звонка с уроке

VI .Домашнее задание

Создаю условия для развития познавательной деятельности учащихся, памяти

Здание выводится на экран

Запись Д/З

§ 15 стр.52 №1

Письменно ответить на два вопроса:

Что я узнал на пройдённой теме?

Что я бы хотел узнать (на какой вопрос не получил ответ на уроке)?

Запись Д/З

§ 15 стр.52 №1 составить кроссворд по теме урока из 5 слов

Запись Д/З

§ 15№1

Составить пять реакций превращения азота

VII .Рефлексия

Определение эмоционального настоя класса после урока

Дерево «осень-весна»

Оформление дерева «осень-весна»