Элементы главной подгруппы V группы

N P As Sb Bi

Общая характеристика

Электронная конфигурация ns²np³

Характерные степени окисления: -3, 0, +3, +5.

Азот

По электроотрицательности стоит на третьем месте после фтора и кислорода. Имеет на внешнем уровне 5 электронов и проявляет все возможные степени окисления от -3 до +5 (-3, -2, -1, 0,+1, +2, +3, +4, +5).

Нахождение в природе.Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а массовая доля 75,6%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений.

Получение. В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Как известно, воздух — это смесь газов, главным образом азота и кислорода. Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях): азота 78,09%, кислорода 20,95%, благородных газов 0,93%, оксида углерода (IV) 0,03%, а также случайные примеси — пыль, микроорганизмы, сероводород, оксид серы (IV) и др. Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (т. кип. азота -195,8° С, кислорода -183° С). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона).

Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония (термическим разложением):

И окислением аммиака: NH₃ + Br₂ → N₂ + HBr.

Особо (спектрально) чистый азот получают термическим разложением азидов натрия или бария: NaN₃ ^t→ Na + N₂.

Известно много других реакций, в которых выделяется азот.

Физические свойства.Азот в свободном состоянии — газ без цвета и запаха, состоящий из двухатомных молекул N₂.Он является основным компонентом атмосферы Земли (78% по объему).Азот легче воздуха. Растворимость в воде меньше, чем у кислорода: при 20 °С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота (кислорода 31 мл). Поэтому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере.

Малая растворимость азота в воде и очень низкая температура кипения объясняются весьма слабыми межмолекулярными взаимодействиями как между молекулами азота и воды, так и между молекулами азота.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

В молекуле N₂ атомы связаны тремя ковалентными связями, поэтому энергия диссоциации этой молекулы чрезвычайно велика:

Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре (сравните с О₂ и Cl₂).

Химические свойства.Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул нагреванием, облучением или другими способами. В окислительно-восстановительных реакцияхявляется окислителем, и только с кислородом и фтором – восстановителем.

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

С другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды. С натрием, кальцием и магнием реакция идет только при нагревании:

Образующиеся нитриды полностью гидролизуются при контакте с водой:

С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (3000-4000° С) (например, при грозовом разряде в атмосфере) или при очень сильном нагревании:

Применение.В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инертной среды — наполнение электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей. Им азотируют поверхность стальных изделий, т. е. насыщают их поверхность азотом при высокой температуре. В результате в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость. Такая сталь выдерживает нагревание до 500 °С без потери своей твердости.

Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Аммиак

Реакция с водородом идет при нагревании (хотя процесс и экзотермический!) и очень высоком давлении и обязательно с катализатором:

Физические свойства.В обычных условиях это — бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом. Аммиак сжижается при -33,35 °С и затвердевает при -77,7 °С.

Молекула аммиака имеет форму пирамиды, в основании которой лежит треугольник из атомов водорода, а в вершине — атом азота, в жидком аммиаке молекулы NH₃ связаны между собой водородными связями, обусловливая тем самым аномально высокую температуру кипения. Полярные молекулы NH₃ очень хорошо растворимы в воде (700 объемов NH₃ в одном объеме H₂O).

Электронная формула молекулы аммиака такова:

Видно, что из четырех электронных пар при азоте три общие (связывающие) и одна неподеленная (несвязывающая).

Химическая связь N—Н полярная: положительный заряд сосредоточен на атомах водорода, отрицательный — на атоме азота. Вследствие этого между молекулами аммиака и образуется водородная связь, что можно изобразить так:

Благодаря водородным связям аммиак имеет сравнительно высокие температуры плавления и кипения, а также высокую теплоту испарения, он легко сжижается.

Химические свойства(характерны три типа реакций).

1. Реакции присоединения (наиболее характерны для аммиака).

Он присоединяется к солям, при этом образуются комплексные соединения:

CuSO₄ + NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄

Раствор аммиака в воде представляет собой раствор гидроксида аммония, в растворе устанавливается равновесие (в растворе содержатся одновременно молекулярные частицы NH₃ и NH₄OH и ионы NH₄⁺ и ОН^-) :

Водный раствор аммиака обладает свойствами слабого основания.

Аммиак может присоединяться к кислотам, при этом образуются соли аммония, чем сильнее кислота, тем они устойчивее:

NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Соли аммония по многим свойствам похожи на соли щелочных металлов, особенно на соли калия и рубидия. Такое сходство объясняется тем, что размер иона аммония (радиус 1,48 А) близок к размерам ионов К⁺ (1,33 Å) и Rb⁺ (1,48 Å).

Они проявляют общие свойства солей, т. е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей.

Все аммонийные соли растворимы в воде и при этом гидролизуются. Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются: