H2 N2 O2азотноватистая к-та

АЗОТ

С молекуляр. Структурой Кратность связи=3

Связь не полярная

Физические св-ва

При обычн.усл газ

Для создания низких t жидкий азот

Отношение с раст-ям растворяется плохо в 2 раза хуже чем О2

Хим.св-ва

Li+N2=Li3N нитрид лития

С остальными вещ-ми N2 реагирует при особых условиях:под воздействием электрического разряда, ультрофиол облучения, нагревания, присутств. Катализатора

С остальными активн. Ме N2 будет реагировать лишь при нагревании

С неМе

3H2+N2=2NH3 при t,р,катализаторе

O2+N2=2NO при электр.разряде

НЕ РЕАГИРУЕТ с Г(искл F),с инертными газами, с H2O, Щ,К,N2

Может входить в качестве леганда в состав компл.соедин.

Нитрогенильные комплексы

[Ru(NH3)5N2]^2+

ОЧЕНЬ ИНЕРТНОЕ в-во

Получение

Промышленность

-фрагцион перегонка жид воздуха

(жид-ть=повыш.t=кипяч=жидкость удаляется)

 

-в лаборатории термическ.разложение нитрита аммония соли

NH4NO2=t=N2+H2O

 

1.для синтеза аммиака

2.для создания инертной атмосферы

3.жид азот для создания низt

 

Р простое вещ-во

1. белый фосфор

Молекул. Структура

Молекула имеет состав Р4

Угол 60 между связями

Это существенно меньше 90. по этому молекула Р4 перенапрежена=>очень реакционно способна

Внешний вид

Белая слегка желтоватая похожая на воск масса, в темноте светится. Свечение связано с медленным окисл. Р, а именно при этом образ низшие оксиды Р, в этихоксидах Р в неустойчивом состоянии

 

В атомах Р происходит электрон. Переходы=> свечение

Белый Р хранят в темноте или под водой

Очень ядовит

В воде практич. Не раствор

Лучше всего раствор CCl4 CS5

 

2.красный Р

Не ядовит

При переходе б-к адна из 4 связей рвется и образуется полимерная структура

Связи не напряжены=> крР менее реакционно способен

Не токсичен

Практическ. Не в чем не раствор-ся

 

3.черный Р

Самая устойчивая модификация имеет слоистую структуру(напоминает графит)

Слои построены из Р6(гексагональные)

Еще менее активен.

Химические св-ва

Рбел+О2=Р2О+РО+Р3О3

Р+О2-е-Р2О5

С галогенами

Р+CL=PCL5

P+Br=PBr3

Р не реагирует с Н

С Ме многие р-ции идут при нагревании

P+Ca-t-Ca3P2

С H2O не реагир окис-ется только конц кислотами окислителями(азотной серной)

P+HNO3(k)=H3PO4+NO/+H2O

P+NaOH+H2O-t-диспропорционируетPH3/+NaH2PO2

В лаборатории чаще Рбел утелизируют используя медный купорос(р-р)

P+CuSO4+H2O=Cu+H3PO4+H2SO4

P+KCLO3=KCL+P2O5

Ca3(PO4)2+C+SiO2-1300-P/+CO+C9SiO3

 

Применение

Спичечное производство

Получение р органических соединений

В воен промышленности

 

 

As Sb Bi

Характерна аллотропия

As(неМе модификация) желтый(похож по структуре на Рбел)-t,hv-As(Ме) As серый(более устойчивый)

Sb(неМе)-t,hv,легче-Sb(Ме) чаще более устойчив

Bi(Ме)

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВ-ВА

Э+О2-t-Э2О3

Реагир с Г

Э+Г2=ЭГ3

С к-ми неокис и Н2О не реагир

Можно растворить с к-ми окисл-ми

As+HNO3(k)=H3Aso$+NO2+H2O переход немее св-ва

Sb+HNO3(k)=Sb2O5*nH2O+NO2

Bi+HNO3(k)=Bi(NO3)3+NO2+H2O

С Щ р=ции не характерны

 

ПОЛУЧЕНИЕ

As2S3

Sb2S3+O2-t-Sb2+SO3/(обжиг)

Sb2O3+C-t-Sb+CO

Добавляют к сплавам

Для получения полупровод материалов

 

 

С. О. -3

NH3аммиак PH3 фосфин AsH3 арсин SbH3 стибин BiH3 висмутин

Молекулярная структура NH3

Прочность связи в гр уменьшается т к r Э увеличив и электроотриц и ро уменьшаетря

Перекрыв с меньшей Эл плот

Полярность св H-Э уменьшает в группе

Молекула в целом полярность уменьшается

Физич.св-ва

Безв газ с резким удушлив запахом, легко переходит в ж состояние

Ж аммиак используют как растворитель

В H2O очень хорошо растворяется

 

Химич.св-ва

ЭH3-t-H2+Э

В ОВР все ВОССТАН-ЛИ

чаще окисл до простого вещ-ва

В группе вос св-ва усиливаются

CuO+NH3=Cu+N2+H2O

За счет не роделенной пары могут проявлять электронно донорные св-ва(сильно выражены у аммиака)

-с кислотами

NH3+HCL=NH4CL

-c H2O только NH3(среда Щ)

NH3+H2O=NH3*H2O=NH4+OH(гидроаммиак) нашатырный спирт(р-р аммиака)

-образован. Комплекс. Соедин.AgCL+2NH3=[Ag(NH3)2]CL

 

Получение

1.прямой синтез

Э+H2=ЭH3(только для NH3)при определ.p,t и в присут катализатора

2.действие к-ми на соответствующ.бинарные соедин.

Ca3P2+HCL=PH3+CaCL2

 

NH3 в лаборатории при взаимодейств. Солей аммония с основанием при нагревании

NH4CL+Ca(OH)2(к)-t-CaCL2+NH3/+H2O/

 

Применение

-в основан NH3

-В лаб NH3 как слабое основание

-Из NH3 азотные удобрения, получение азотной кислоты

 

 

Соли NH4(аммония)

Хороший акцептор

-С ионной кристаллической решёткой

-Хорошо растворим в воде

-Термически неустойчивый

Известны 2 вида разложения

1 обратимое

Если An входит в состав принадлежит кислоте неокислителю

1 NH4CL=t=NH3+HCL

(NH4)2CO3=t=NH3+CO2+H2O

 

2.Необратимое

(NH4)2Cr2O7=t=N2+Cr2O3+H2O

В-ль о-ль

 

N2H4-гидразин

-это бесцветная жидкость; т. к. молекулы связаны H связями;хорошо растворимы в воде; водный раствор имеет щелочную реакцию среды; как и растворы NH3

NH2-NH2+H2O=NH3-NH2+OH

гидразиния

NH3-NH3-OH гидразиния+2

Такой же механизм с кис-ми, гидразин образует соли гидразиния

В ОВР р-ях ВОССТАНОВИТЕЛИ, т. к. маленькая степ. Окисл

N2H4+O2=t=N2+H2O

 

NH2OH гидроксиламин

Много общего с NH3 и с N2H4(гидрозином)

C H2O Щ р-я среды

Реагирует с кис-ми за счет неподделен. Пары, но менее устойчиво.Это ве-во твердое хранят на холоде т. к. разлагается

 

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ N2

+1

Оксиды N2O

Гидрокс. кис-тные H2N2O2 азотноватистая

Соли гипонетриты

 

 

+2

NO

 

 

+3

N2O3

HNO2 азотистая

Нитриты

 

 

+4

NO2; N2O4

 

 

+5

N2O5

HNO3 азотная

нитраты

 

ОКСИДЫ

N2O

N 3 равно N-O N=N=O

Резонанстный гибрид

 

Это газ б/цв сладковатый на вкус при вдыхании небольш. Кол-ва судорожный смех

В больших кол-х в наркотич. Эффект

 

В H2O раствор. плохо. С H2O не реагир=> безразличный оксид

В ОВР чаще ок-ль

 

NH3+N2O=N2+H2O сопропорциониров

В-ль о-ль

 

Получение

NH4NO3-t-N2O+H2O

Соли аммония

В-ль о-ль

 

NO

N*=О радикал=> очень хим.активное монооксидазота

 

б/цв газ плохо раств в H2O безразличн оксид

Очень легко при обычных усл. NO+O2=NO2(окис-ся)

 

Получение

N2+O2-эл.разр-NO

Cu+HNO3(р-р ср силы)=Cu(NO3)+NO+H2O

N*O=1e+NO^+

Катион нитрозила(в состав солей)

 

N2O3

O=N-O-N=O линейная

 

O=N-N делокализац. О

Очень не устойчивый оксид может существовать при низких Т. уже при -10 разлогается на NO и NO2(более устойчивые)

По природе кислотный оксид

N2O3+H2O=HNO2

Сложно получать из-за неустойчивости

Особо практич. знач. не имеет

 

NO2

Легко димерезуется 2NO2=N2O4+Q охлаждàи нагрß

Маномер газ бурого цвета с резким запахом токсичен раздрожает верх. Дых. Пути

N2O4(димер)бесцветная жидкость

Хорошо растворяется в воде и взаимодействует с ней

Продукты зависят от условий

NO2+H2O=HNO2+HNO3(холод)

NO2+H2O=HNO3+NO(комнатная Т)

Обладает сильными окисл. Св-ами

SO2+NO2=SO3+NO

NO+O2=NO2

HNO3(K)+CU=CU(NO3)2+NO2/+H2O

 

N2O5

При обычных условиях кристаллическое в-во у узлах кр, решетки находится

NO2 NO3ионы

Очень не устойчив даже при обычных условиях, разлогается со взрывом (даже на свету)

N2O5-hv-NO+O2

N2O5+H2O=HNO3

Кислотн. Оксид сильный окислитель

 

Оксокислоты

H2 N2 O2азотноватистая к-та.

H-O-N**=N**-O-H(линейная)

Бесцветная крист. В-во очень не устойчивая, легко разлогается со взрывом

Гипонетриды NA2N2O2

 

HNO2азотистая

Существуют в 2ух таутомерных изомерых формах

2=уголковая форма так как sp2-гибридизированный

Очень не устойчивая, известна тока в расворах голубого цвета, очень слабая к-та

Хим.св-во

При обычных условиях

HNO2-t-HNO3+NO+H2O

О-е в-е

в ОВР реакциях проявляет 2ойстреность

HNO2+Br2+H2O=HBr+HNO3

В-ль о-ль

HNO2+KJ=J2+NO+KOH

О-ль в-ль

Получение

Ba(NO2)2+H2SO4=холод=BaSO4(осадок)+HNO2

Ей соответствуют соли-нитриты(>устойчивые)они тоже проявляют в ОВР о-в 2ственость