Азот и его подгруппа.

Электронная конфигурация ns²np³ и, следовательно, высшая степень окисления равна +5, а низшая степень окисления -3. Устойчивость высшей степени окисления от азота к фосфору увеличивается, а низшей степениокисления уменьшается. Максимальная валентность азота равна IV, а фосфора и остальных элементов V.

N P Sb As Bi

Увеличение радиусов атомов; уменьшение электроотрицательности и энергии ионизации; увеличение металлических (восстановительных) свойств. Элементы образуют водородные соединения состава RH₃; В этих соединениях связи R-H более прочные, чем в соответствующих соединениях VI и VII групп, поэтому водородные соединения элементов V группы в водных растворах не образуют ионов водорода, а проявляют основные свойства:

NH₃ + H₂O ↔NH₄⁺+OH^-

Элементы образуют оксиды состава R₂O₃ R₂O₅: N₂O₃ – кислотный; P₂O₃ – кислотный; Sb₂O₃ – амфотерный с преобладанием кислотных свойств; As₂O₃ – амфотерный с преобладанием основных свойств; Bi₂O₃ – основный оксид. Этим оксидам соответствуют кислоты состава HRO₂ и HRO₃ (и ортокислоты H₃RO_4, кроме HNO₃).

Азот.

1). Положение в таблице Менделеева; строение атома; возможные валентности.

₊₇N1s²2s²p³ Т.к. на внешнем уровне атома азота находятся четыре орбитали, то его максимальная валентность равна IV. Его степени окисления от -3 до +5.

2). Строение молекулы. :N≡N: В молекуле азота тройная связь: 1σ-связь и 2 π-связи. Поэтому молекула азота очень прочная (Е связи =946 кДж/моль).

3). Нахождение в природе. В свободном состоянии азот содержится в воздухе: φ(N₂)=78%; ω(N₂)=75%; в почве в виде NH₄⁺ и NO₃^-, в гумусе (органической части почвы).

4). Физические свойства. Азот – газ, без цвета и запаха, чрезвычайно инертный из-за образования тройной связи в молекуле N₂. Плохо растворим в воде (в 100V H₂O растворяется 1,54V N₂ при t⁰=20⁰С и p = 1 атм); t⁰кип.=-196⁰C; t⁰пл.=-210⁰C. До настоящего времени очень актуальной является проблема связывания молекулярного азота, которого много в атмосфере, в соединения.

5). Получение.

а) в промышленности азот получают из воздуха фракционной перегонкой;

б) в лаборатории: NH₄NO₂ →N₂↑ + 2H₂O (нагревание)

6). Химические свойства.

а) Восстановитель N₂⁰ 2N⁺²

Азот очень инертен, поэтому реагирует с очень ограниченным числом реагентов:

N₂ + O₂ = 2NO эта реакция протекает при нагревании (2000-3000ºС) или электрическом разряде.

б) Окислитель N₂⁰ → 2N^-3 N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃для того, чтобы получить аммиак необходимо повышенное давление (для смещения равновесия вправо), повышенная температура (увеличение скорости реакции) и катализатор (губчатое железо с добавками оксидов калия и алюминия).

При горении на воздухе лития и магния кроме оксидов образуются и нитриды:

6Li + N₂ = 2Li₃N при комнатной температуре, 3Mg + N₂ = Mg₃N₂. (при нагревании)

Аммиак NH₃

Физические свойства

NH₃ – бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха. D по воздуху = M(NH₃ )/ M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862 t⁰ кип.= –33,4⁰C; t⁰пл.= –78⁰C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t⁰кип. и t⁰пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается. Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t⁰=20⁰C и p=1 атм).

Получение

1. Промышленный способ N₂ + 3H₂ ↔2NH₃

(p=1000 атм; t⁰= 500⁰C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

3. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно–акцепторному механизму.

I.

1. Раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из–за образования гидроксида аммония. NH₃ + Н₂O ↔ NH₃∙H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^–

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH₃ + HCl →NH₄Cl 2NH₃ + H₂SO₄ →(NH₄)₂SO₄

II.

Аммиак – восстановитель (окисляется до N₂ или N⁺²O)

1. Разложение при нагревании 2N^–3H₃ →N₂⁰ + 3H₂ (нагревание)

2. Взаимодействие с кислородом:

a) без катализатора 4N^–3H₃ + 3O₂ →2N₂⁰ + 6Н₂O(горение)

б) каталитическое окисление ( kat = Pt ) 4N^–3H₃ + 5O₂ 4N⁺²O + 6Н₂O

3. При нагревании аммиак восстанавливает многие металлы из их оксидов (как водород):

3Cu⁺²O + 2N^–3H₃ 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

III. 4. Водный раствор аммиака осаждает некоторые металлы в виде гидроксидов:

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

CuSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O = Cu(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄

Соли аммония

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH₄⁺, связанные с кислотным остатком.

Физические свойства Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH₃ + HNO₃ NH₄NO₃(нитрат аммония)

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

Химические свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^-

2. Разложение при нагревании.

a) если кислота летучая NH₄Cl NH₃­ + HCl­ NH₄HCO₃ NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃ N₂O­ + 2Н₂O­ (NH₄)₂Cr₂O₇ N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

a) (NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂­ CO₃^2- + 2H⁺ →Н₂O + CO₂­

б) (NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄↓ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- → BaSO₄↓ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^- Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

4. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

NH₄Cl + NaOH NaCl + NH₃­ + Н₂O

Оксиды азота: N₂⁺¹O N⁺²O N₂⁺³O₃ N⁺⁴O₂ N₂⁺⁵O₅

Оксид азота (I)

N₂⁺¹O закись азота, "веселящий газ"

Физические свойства

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t⁰пл.= -91⁰C, t⁰кип.= -88,5⁰С. Анестезирующее средство.

Получение NH₄NO₃ N₂O + 2Н₂O

Химические свойства

1. Разлагается при 700⁰C с выделением кислорода: 2N₂⁺¹O 2N₂⁰ + O₂⁰

поэтому он поддерживает горение и является окислителем. Несолеобразующий оксид

Оксид азота (II) N⁺²O

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t⁰пл.= -164⁰C, t⁰кип.= -152⁰С

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.

2NO + O₂ →2NO₂ Несолеобразующий оксид

Оксид азота (III) N₂⁺³O₃

Физические свойства

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t⁰пл.= -102⁰C, t⁰кип.= 3,5⁰С; Выше t⁰кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение NO₂ + NO ↔ N₂O₃

Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N₂O₃ + 2NaOH →2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

Оксид азота (IV) N⁺⁴O₂ диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t⁰пл.= -11,2⁰C, t⁰кип.= 21⁰С.

Получение

1. 2NO + O₂ → 2NO₂

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

Химические свойства

1. Кислотный оксид: 4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃

со щелочами 2NO₂ + 2NaOH → NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

2. Окислитель N⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂ → S⁺⁶O₃ + N⁺²O

Оксид азота (V) N₂⁺⁵O₅

Физические свойства

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Химические свойства

1. Кислотный оксид N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

2. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂

Азотистая кислота

HNO₂ H–O–N=O

Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl↓

Химические свойства

1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы: HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O

Азотная кислота HNO₃

Физические свойства Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t⁰пл.= -41⁰C; t⁰кип.= 82,6⁰С, ρ = 1,52 г/см³

Получение

1. Лабораторный способ KNO₃ + H₂SO₄(конц) KHSO₄ + HNO₃­

2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

б) Окисление кислородом воздуха NO до NO₂: 2NO + O₂ → 2NO₂

в) Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода

4NO₂ + О₂ + 2H₂O → 4HNO₃

Химические свойства

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Реагирует:

с основными оксидами CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2H⁺ + 2NO₃^- → Cu²⁺ + 2NO₃^- + H₂O или CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O

с основаниями HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O H⁺ + NO₃^- + Na⁺ + OH^- → Na⁺ + NO₃^- + H₂O

или H⁺ + OH^- → H₂O

вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­

2H⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ + СO₃^2- → 2Na⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂­ 2H⁺ + СO₃^2- → H₂O + CO₂­

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO₃ 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 → соль азотной кислоты + вода + газ

в) HNO₃ – окислитель.

Продукты восстановления HNO₃ зависят от 2-х факторов: силы восстановителя и концентрации кислоты. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO₃:

HNO₃ не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os.

HNO₃(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t°

NO₃^- + 2H⁺ + 1e → NO₂ + H₂O, (1)

NO₃^- + 4H⁺ + 3e → NO + 2H₂O, (2)

2NO₃^- + 10H⁺ + 8e → N₂O + 5H₂O, (3)

2NO₃^- + 12H⁺ + 10e → N₂ + 6H₂O, (4)

NO₃^- + 10H⁺ + 8e → NH₄⁺ + 3H₂O. (5)

***С одним и тем же восстановителем, например цинком, кисло­та, если она концентрированная, будет обязательно реагировать по схеме (1) с выделением NО₂; если НNО₃ разбавленная, то она может взаимодействовать с Zn по любой схеме (2)-(5), в зависимости от степени разбавления.

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S⁰ + 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O (нагревание)

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O(разб) →5NO + 3H₃P⁺⁵O₄