Характерные степени окисления

V группа, главная подгруппа.

Общая электронная формула	ns2np3
Азот, фосфор, мышьяк -	неметаллы
Электроотрицательности:	N - 3 P - 2,2 As - 2,1
Наиболее характерные степени окисления:	+5, +3, 0, -3.
Оксиды Э2O5 и Э2O3	Кислотные оксиды.
Водородное соединение:	ЭН3

 

Азот.

Простое вещество.

:NºN: В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Свойства: 1) из-за тройной связи очень мало активен. При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 30000С: N20 + O2 ⇄ 2N+2O (в природе - во время грозы); 2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием и магнием при нагревании: N2 + 6Li = 2Li3N – нитрИД лития. N2 + 3Ca -t→ Ca3N2 3)с водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора: N2 + ЗН2-(t,p,кат)→ 2NH3

Получение: NH4NO2 -t→ N2 + 2H2O (разложение нитрита аммония) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака).

Соединения азота(‑3)

1. Нитриды металлов: твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение: N2 + 6Li = 2Li3N

Свойства: гидролизуются водой и кислотой. Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3 Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

 

Аммиак NH_3:

Бесцветный газ с резким запахом.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и хорошо растворим в воде.

Получение аммиака:

В промышленности:

N₂ + 3Н₂ (t, p, кат) ⇄ 2NH₃

В лаборатории:

а) вытеснение щелочами из солей аммония:

2NH₄Cl + Са(OH)₂ -^t→ CaCl₂ + 2NH₃ + 2Н₂O

б) гидролиз нитридов: Ca₃N₂ + 6H₂O = ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

Свойства аммиака:

1.Молекула аммиака – частица-основание. Принимая протон она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:	:NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- (в растворе); :NH3 + H+ = NH4+ (в растворе); :NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).
2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ:	NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 – гидросульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 – сульфат аммония.
3. Реагирует с солями тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:	FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы:	4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO:	4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака), 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление).
6. Аммиак способен восстанавливать не очень активные металлы из их оксидов:	3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

СОЛИ АММОНИЯ

Получение:

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота à

NH₃ + HNO₃ ® NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

Химические свойства.

1. Сильные электролиты (диссоциация)	NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl-
2. Разложение при нагревании. a) если кислота летучая b) если анион проявляет окислительные свойства	а)NH4Cl ⇄NH3­ + HCl­ NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­ b) NH4NO3 –t°® N2O­ + 2Н2O­ NH4NO2 –t°® N2­ + 2Н2O­ (NH4)2Cr2O7 –t°® N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­
3. Реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями (если выделяется осадок, газ.	a) (NH4)2CO3 +2НCl ®2NH4Cl + Н2O + CO2­↑ CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­ b) (NH4)2SO4+Ba(NO3)2®BaSO4¯ +2NH4NO3 Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯ с) NH4NO3 + KOH à KNO3 + NH3↑ + H2O NH4+ + OH ¯ à NH3↑ + H2O
4.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:	NH4Cl + Н2O ⇄ NH4OH + HCl NH4+ + Н2O ⇄ NH4OH + H+

ОКСИДЫ АЗОТА

N2+1O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"	N+2O ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА	N2+3O3 ОКСИД АЗОТА (III) АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД	N+4O2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ»	N2+5O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
бесцветный	бесцветный	темно-синяя жидкость (при низких температурах).	бурый газ	крист. вещество
несолеобра-зующий	несолеобра-зующий	кислотный	кислотный* (даёт 2 кислоты)	кислотный

N₂O – Несолеобразующий оксид.

Получение: NH4NO3 –t°® N2O + 2Н2O

Химические свойства: 1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N2O –t°® 2N20 + O20 2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород. С водородом: N2O + H2 ® N2 + Н2O, с углеродом: N2O + C à N2 + CO

 

NO- Несолеобразующий

Получение: 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O 2. 3Cu + 8HNO3(разб.)®3Cu(NO3)2 +2NO­+4H2O 3. N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства: 1. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 ® 2NO2 2NO + Cl2 ® 2NOCl (хлористый нитрозил) 2.Окислитель 2NO + 2SO2 ® 2SO3 + N20

 

N₂O₃ - азотистый ангидрид – кислотный оксид.

Получение: NO2 + NO ⇄ N2O3 (при охлаждении)

Химические свойства: 1)Выше t°кип. разлагается на NO и NO2 2)N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O 3) N2O3 + H2O ® 2НNO2(азотистая кислота)

 

NO₂ -бурый газ, ядовит.

Получение:1. 2NO + O₂ ® 2NO₂

2. Cu + 4HNO₃(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Химические свойства

1. Кислотный оксид, образует две кислоты сразу:	А)с водой: 2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3 Б) со щелочами: 2NO2 +2NaOH ®NaNO2+NaNO3 +H2O
2. Окислитель:	N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O
3. Димеризация:	2NO2(бурый газ)⇄ N2O4(бесцветная жидкость) – димер.

 

N₂O₅ - азотный ангидрид

Получение: 1. Окисление диоксида азота: 2NO2 + O3®N2O5 + O2 2. Обезвоживание азотной кислоты: 2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5

Химические свойства: 1. Кислотный оксид: a) С водой: N2O5 + H2O ® 2 HNO3 b) С основаниями: N2O5 + КОН = KNO3 + H2O c) С оксидами металлов: N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 2. Сильный окислитель: 2N2O5 +S ® SO2 +4NO2 3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N2O5 ® 4NO2 + O2

 

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO₂

 

Получение: Вытеснение из нитритов сильной кислотой:

AgNO₂ + HCl ® HNO₂ + AgCl¯

 

Химические свойства:

1. Слабая неустойчивая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO₂ + NaOH ® NaNO₂ + H₂O

2. Разлагается при нагревании: 3HNO₂ ® HNO₃ + 2NO­ + H₂O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ ® 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

4. Сильный восстановитель: HNO₂ + Cl₂ + H₂O ® HNO₃ + 2HCl

 

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO₃

 

Получение:

1. Лабораторный способ	KNO3 + H2SO4(конц) –t°® KHSO4 + HNO3­
2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:	4NH3 + 5O2 –500°,Pt® 4NO + 6H2O
b) Окисление кислородом воздуха NO до NO2	2NO + O2 ® 2NO2
c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода	4NO2 + О2 + 2H2O ⇄ 4HNO3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1. Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:	HNO3 ⇄ H+ + NO3-
2. Реагирует с основными оксидами	CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O или CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O
3. Реагирует с с основаниями	HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O или H+ + OH- ® H2O
4. Вытесняет слабые кислоты из их солей	2HNO3 + Na2CO3 ®2NaNO3 + H2O+CO2­ 2H+ + СO32- ® H2O + CO2­
СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ
1. Разлагается на свету и при нагревании	4HNO3 –t°,hn® 2H2O + 4NO2­ + O2­
2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")
3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород!	металл + HNO3 à соль азотной кислоты + вода + газ (или соль аммония)
4. С неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих высших кислот:	S+ 6HNO3(конц) ® H2SO4 + 6NO2 + 2H2O B + 3HNO3 ® H3BO3 + 3NO2 3P + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3PO4

	HNO3
концентрированная	разбавленная
¯	¯	¯	¯	¯
Fe, Al, Cr- пассивирует (без нагревания) Au, Pt – не реагирует.	с тяжелыми металлами NO2	со щелочными и щел.зем. металлами N2O	с тяжелыми металлами NO	со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe N2(cред. разб) NH4NO3(оч.разб)

 

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

 

1. Металлы левее магния кроме лития.	KNO3 –tà КNO2 + O2 нитрит металла + кислород
2. От магния до меди + литий	Mg(NO3) 2–tà MgO + NO2 + O2 оксид металла + NO2 + O2
3. После меди	AgNO3 –tàAg + NO2 + O2 металл + NO2 + O2
4. Нитрат аммония и нитрит аммония	NH4NO3 –tà N2O­ + 2H2O­ NH4NO2 –tà N2­ + 2H2O­

ФОСФОР.

Электронная конфигурация Р 1S²2S²2P⁶3S²3P³

S 2s 2p 3s 3p 3d

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

^{образование возбужденного состояния.}

Возможные валентности: -в невозбужденном состоянии: III

- в возбужденном состоянии: V

Характерные степени окисления.

+5	+3	+1	-3
Оксид: P2O5 Кислоты: HPO3 (метафосфорная кислота) H4P2O7 (пирофосфорная кислота) H3PO4 (ортофосфорная кислота) Соли: фосфаты Ca3(PO4)2 Гидрофосфаты К2НРО4 Дигидрофосфаты КН2РО4 Галогенангидриды:PОCl3,PCl5	Оксид: P2O3 Кислота: H3PO3 - двухосновная фосфористая Соли: фосфиты Na2HPO3 Галогенангидрид: PCl3	Кислота: H3PO3 - одноосновная фосфорноватистая Соль: гипофосфит NaH2PO2	Фосфиды металлов: Ca3P2 Водородное соединение: фосфин PH3­