Общая характеристика элементов 5 группы. Азот, степени окисления, получение, свойства.

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.

Сходство элементов:

Одинаковая структура внешнего электронного слоя атомов ns 2 np 3 ;

Р-элементы;

Высшая с. о. равна +5;

Низшая с. о. равна -3 (для Sb и Bi малохарактерна).

Для элементов главной подгруппы V группы иногда используется групповое название «пниктогены», введенное по аналогии с термином «галогены» и «халькогены» и образованное от символов элементов фосфора Р и азота N.

Валентные состояния атомов

Для атомов Р, As, Sb, Bi возможны 2 валентных состояния:

Основное ns 2 np 3

Возбужденное ns 1 np 3 nd 1

Отличие азота от других элементов подгруппы

1. В связи с отсутствием в атоме азота d-орбиталей на внешнем электронном слое число ковалентных свяязей, образуемых атомом азота по обменному механизму, не может быть больше 3-х.

2. Наличие неподеленной электронной пары на 2s-подуровне атома азота обусловливает возможность образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, высшая валентность N равна IV.

3. В соединениях с кислородом азот проявляет степени окисления +1, +2, +3, +4, +5.

Вертикальное изменение свойств элементов и образуемых ими веществ

В отличие от галогенов и халькогенов, в главной подгруппе V группы наблюдается более резкое изменение свойств элементов и образуемых ими простых веществ по мере увеличения заряда ядра и радиуса атомов:

Вертикальное изменение свойств элементов и образуемых ими простых веществ
	неметаллы			металл с некоторыми признаками неметалличности
Оксиды и гидроксиды	Азот и его кислородные соединения рассматриваются отдельно, в силу целого ряда отличий.
Э 2 O 3 и соответствующие гидроксиды		Р 2 O 3 (Р 4 O 6) кислотный оксид	As 2 O 3 кислотный оксид с признаками амфотерности	Sb 2 O 3 амфотерный оксид	Bi 2 O 3 основный оксид
Э 2 O 5 и соответствующие гидроксиды		Р 2 O 5 (Р 4 O 10) кислотный оксид	As 2 O 5 кислотный оксид	Sb 2 O 5 кислотный оксид	Bi 2 O 5 амфотерный непрочный
		HPO 3 (H 3 PO 4)
		слабые кислоты

	Кислотные свойства ослабевают
	Основные свойства усиливаются

Соединения с водородом ЭН 3

Элементы главной подгруппы V группы образуют летучие соединения с водородом, представляющие собой ядовитые газы с характерными запахами. Являются сильными восстановителями. В отличие от водородных соединений неметаллов VII и VI групп, в водных растворах не образуют ионов Н + т. е. не проявляют кислотных свойств.

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:

В V A группу входят следующие элементы: азот N, фосфор Р, мышьяк (As), сурьма (Sb) и висмут (Bi).

Все они носят общее название пниктогены (образовано от символов химических элементов фосфора Р и азота N) и принадлежат к р-элементам.

В природе пниктогены встречаются, главным образом, в связанном виде, т.е. входят в состав различных соединений. Исключение составляют азот и висмут.

В виде простого вещества N 2 азот образует большую часть атмосферы (≈ 78% по объему), а висмут в небольших количествах встречается в самородном состоянии.

Из элементов V A группы больше всего распространен на Земле фосфор. Содержание его в земной коре составляет ≈ 0,08% по массе. За ним следует азот (≈ 0,04% по массе), который по распространенности занимает ≈ 20 место среди всех элементов. Мышьяк, сурьма и висмут встречаются в природе гораздо реже. Их массовая доля в земной коре составляет, соответственно, 5 ∙ 10 -4 %, 4 ∙ 10 -5 % и 2 ∙ 10 -5 %.

Азот и сурьма состоят их двух устойчивых изотопов, а фосфор, висмут и мышьяк – только из одного.

Химические свойства. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства азота, фосфора, мышьяка.

С водородом элементы VA группы образуют газообразные соединения вида:

Из-за меньшей разницы в электро отрицательности связь R-H у элементов данной группы менее полярная и более крепкая, чем связи в аналогичных соединениях с водородом у галогенов и халькогенов. Поэтому водородные соединения пниктогенов не обладают кислотными свойствами и не отщепляют в водном растворе ионы H + . При растворении в воде, они, наоборот, могут присоединять к себе ион Н + по донорно-акцепторному механизму, проявляя тем самым основные свойства:

RH 3 + H 2 O = RH 4 + + OH‾

Однако такая реакция характерна лишь для NH 3 . Фосфин (РН 3) может присоединять к себе ион водорода только в растворах сильных кислот. Для водородных соединений других элементов подгруппы подобные реакции практически не встречаются.

Термическая устойчивость водородных соединений в группе сверху вниз уменьшается. Арсин (AsH 3), стибин (SbH 3) при слабом нагревании легко распадаются с образованием простых веществ. Висмутин (BiH 3) неустойчив уже при обычных условиях, его достаточно сложно получить и поэтому он мало изучен.

Водородные соединения элементов VA группы являются сильными восстановителями, особенно BiH 3 , и обладают токсическими свойствами.

С кислородом пниктогены образуют оксиды вида R 2 O 3 и R 2 O 5 . Кислотный характер этих оксидов в группе сверху вниз уменьшается. Особенно это характерно оксидам вида R 2 O 3: N 2 O 3 , Р 2 О 3 – кислотные оксиды, As 2 O 3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств, Sb 2 О 3 – амфотерный оксид с преобладанием оснóвных свойств, Bi 2 О 3 – оснóвный оксид. Такой характер изменения кислотности оксидов объясняется увеличением металлических и уменьшением неметаллических свойств у элементов в группе сверху вниз.

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Задачи урока:

Образовательные:

Определить положение элементов в Периодической системе Д.И.Менделеева
Познакомить учащихся с особенностями существования элементов V группы главной подгруппы в природе
Сравнить строение атомов данных элементов
Дать характеристику физическим свойствам простых веществ
Дать характеристику химическим свойствам галогенов.
Познакомить с областями применения, их роли в работе организма человека.

Развивающие:

Продолжить формирование умений учащихся на основании положения элементов в Периодической системе, определять строение атомов.
Продолжить формирование умений учащихся на основании электронного строения атомов предполагать химические свойства элементов и оценивать возможность изменения этих свойств.
Продолжить формирование умений учащихся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Воспитывающие:

Продолжить формирование у учащихся навыков логического мышления, умений делать выводы, обобщать и сравнивать.

Оборудование:

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева,
Учебник “Химия – 9” И.И Новошинский, Н.С. Новошинская
компьютер,
проектор,
электронная презентация урока Power Point “Элементы V группы главной подгруппы” (Презентация)

Тип урока : изучение нового учебного материала.

Ход урока

I. Организационный момент

Тема урока на слайде 1.

II. Вводная часть

Мы продолжаем подробное знакомство с группами химических элементов.

Сегодня речь пойдёт об элементах, расположенных в пятой группе, главной подгруппе периодической системы. К ним относятся: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

(Слайд № 2).

III. Основная часть урока

1. Положение в Периодической системе. (Слайд № 3).

Элементы находятся в V группе главной подгруппе.

2. Строение атомов (Начинаем заполнение таблицы вместе с учащимися).

Как определить заряд ядра атома и количество энергетических уровней?
Как определить число электронов на внешнем энергетическом уровне?
Как записать электронную формулу внешнего энергетического уровня атомов галогенов?
Как изменяется сверху вниз радиус атомов?
Как изменяется электроотрицательность данных атомов и вместе с ней окислительные свойства?

Вывод : неметаллические свойства элементов вниз по группе уменьшаются.

3. Физические свойства простых веществ (Слайд № 4).

Заполняем таблицу вместе с учащимися.

Азот образует двухатомную молекулу. Остальные элементы – нет.

С чем связано характерное изменение агрегатного состояния, цвета, температур плавления и кипения?

Вывод : неметаллические свойства простых веществ вниз по группе уменьшаются.

4. Характер соединений. (Слайд № 5).

Все элементы V группы главной подгруппы образуют оксиды и гидроксиды. Формулы данных соединений записываем в таблицу, сопоставляя форму записи гидроксидов со свойствами соответствующих элементов.

Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов с увеличением атомной массы элементов?

Вывод : кислотные свойства оксидов и гидроксидов вниз по группе уменьшаются.

5. Нахождение в природе.

а) азота (Слайд № 6).

б) фосфора (Слайд № 7).

в) мышьяка (Слайд № 8).

г) сурьмы (Слайд № 9).

д) висмута (Слайд № 10).

IV. Заключение