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:

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.

Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены . Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация п s 2 п p 3 ).

В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.

Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает.

Незакономерность изменения свойств (T пл и Т кип) обусловлена особенностью строения кристаллической решетки. Если азот – это газ, то последний элемент группы находится в твердом агрегатном состоянии.

В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван дер Ваальса), а так как они очень слабы, то белый фосфор легко распадается на молекулы под влиянием различных воздействий (температуры, растворителя). По этой причине он легко плавится при 44°С в бесцветную жидкость, при 275°С кипит.

Для элементов, не проявляющих металлических свойств стандартные электронные потенциалы отсутствуют.

Электронное строение внешних энергетических уровней атомов азота и фосфора следующие:

У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.

У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти.

Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН 3 , в которых степень их окисления -3.

NH 3 аммиак

PH 3 фосфин

AsH 3 арсин

SbH 3 стибин

BiH 3 висмутин

AsH 3 , SbH 3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты.

В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э 2 О 5 и гидроксиды НЭО 3 или Н 3 ЭО 4 , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э 2 О 3 и соответствующие гидроксиды НЭО 2 или Н 3 ЭО 3 , у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.

Характерно также образование галидов типа ЭГ 3 (тригалиды), которые (за исключением NF 3) гидролизуются по схеме:

ЭГ 3 + 3Н 2 О = Н 3 ЭО 3 + 3НГ

ЭCl 3 + 3H 2 O = H 3 ЭО 3 + 3НCl

но в присутствии галоводородной кислоты галиды сурьмы и висмута гидролизуются с образованием галоксидов, например

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl

Группу SbO + называют антимонилом, а соединение SbOCl – хлоридом антимонила. Для фосфора, мышьяка и сурьмы известны пентафториды ЭF 5 , а для фосфора и сурьмы пентахлориды ЭCl 5 .

Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.

Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As 3+ (AsH 3 - арсин).

Химия азота

Азот (лат. nitrogenium) в свободном состоянии газ без цвета и запаха. Азот – основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему или 75,6% по массе, всего около 4·10 15 т). Мы живем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом и в малых количествах другими химическими элементами.

В космосе он занимает 4-е место вслед за водородом, гелием и кислородом. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ.

Азот относится к органогенам, наряду с углеродом, водородом и кислородом – элементы, которые чаще всего содержатся в органических веществах. Все важнейшие части клеток (протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Свободный азот несколько легче воздуха. Он плохо растворим в воде. Прочность молекулы азота велика. Даже при 3300°С только одна из тысяч молекул N 2 распадается на атомы. Поэтому свободный азот в обычных условиях инертен к подавляющему большинству веществ. Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул путем нагревания, облучения, действие катализатора или другими способами.

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

6Li + N 2 = 2Li 3 N

С Na, Ca, Mg реакция идет только при нагревании. С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере) при температуре около 3000 0 С:

N 2 + O 2 = 2NO

С водородом реакция идет при нагревании (t ≈ 450-500 0 С), под давлением и в присутствии катализатора (оксидов металлов)

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Пропуская азот через раскаленный кокс можно получить (дициан) – соединение азота с углеродом N ≡ C - C ≡ N. С другими неметаллами кроме бора свободный азот не реагирует.

Причина инертности молекулярного азота – крайне прочная ковалентная неполярная связь. Два атома в молекуле удерживаются одной σ - связью и двумя π- связями. Т.е. связи в молекуле азота неравноценны. На разрушение молекулы азота на атомы затрачивается довольно большое количество энергии:

N 2 = 2N ∆H 0 = 946 кДж/моль

Строение молекулы N 2

Получение N 2

В промышленности – сжижением воздуха с выделением фракций азота.

В лаборатории разложением нитрита аммония или азида натрия

NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O

2 NaN 3 = 3 N 2 + 2 Na

или 2NH 3 + 3Br = N 2 + 6 HBr

Водородные соединения азота

С водородом азот образует два соединения: аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 (H 2 N – NH 2). Наибольшее значение имеет аммиак. Известен также гидроксиламин NH 2 OH.

В лаборатории получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом натрия:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 ∆ Н 0 = - 82,4

(Катализатор Pt; t = 450 - 500 0 С; Р = 250 атм)

Равновесие обратимой реакции смещается вправо действием высокого давления ≈ 30МПа.

NH 3 – бесцветный газ с резким характерным запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Молекула NH 3 поляризована – общие электронные пары сдвинуты к азоту. Кроме того, у атома азота остается неподеленной пара электронов. Это дополнительно увеличивает полярность и обуславливает многие свойства аммиака. Жидкий аммиак, подобно воде, хороший растворитель ионных соединений. Молекулы в жидком аммиаке ассоциированы за счет образования водородных связей.

Расположение связей в аммиаке тетраэдрическое, причем неподеленная пара электронов атома азота занимают одну из вершин тетраэдра.

Аммиак – очень реакционно-способное вещество. Для него характерны реакции окисления и присоединения (благодаря неподеленной паре электронов). Наличие неподеленной пары определяет основные свойства аммиака, который может присоединять протон, образуя ион аммония NH 4 + .

NH 3 очень хорошо растворим в воде, но максимальная концентрация ω(NH 3)= 25%. В растворе имеют место равновесия:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O NH 3 H 2 O ↔ NH 4 OH

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – K д NH 4 OH = 1,8 10 - 5

Основная масса NH 3 в растворе находится в виде гидрата аммиака NH 3 · H 2 O. Поэтому, хотя NH 4 OH диссоциирует почти нацело, его условно считают слабым основанием. Поскольку азот в NH 3 имеет низкую степень окисления –3, аммиак является восстановителем в ряде реакций.

В кислороде аммиак окисляется без катализатора:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6 H 2 O,

а в присутствии катализатора платины протекает процесс

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются растворы солей аммония, содержащие ион NH 4 + .

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4

В этих реакциях ион аммония подобен ионам одновалентных металлов. При замещении в молекуле аммиака 3-х атомов водорода получаются нитриды , содержащую группу N -3 , 2-х атомов водорода – имиды NН -2 , одного атома водорода - амиды NН 2 - .

2 NH 3 + 6Na = 2Na 3 N +3H 2 нитрид натрия

NH 3 +2Na = Na 2 HN + H 2 имид натрия

2 NH 3 +2Na = 2NaH 2 N + 3H 2 амид натрия

NH 3 всегда - восстановитель, окисляется до N 2 или NO.

3CuO + 2NH 3 → 3Cu +N 2 + 3H 2 O

На этом свойстве основано применение NH 3 и его солей в процессе пайки металлов – снятие оксидной пленки с поверхности.

3CuO + 2NH 4 Cl = 3Cu +N 2 +2HCl + 3H 2 O

3CuO + 2NH 4 Cl = 2Cu + 2CuCl 2 + 2H 2 O +NO

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.

Общая характеристика. Азот, фосфор, мышьяк в организмах, их биологическая роль. Азот. Причины малой активности молекулярного азота. Химические свойства. Аммиак. Электронное строение. Равновесие в системе «аммиак-вода». Химические свойства. Восстановительные свойства аммиака, влияние природы окислителя на глубину окисления аммиака. Гидразин, химические свойства. Гидроксиламин, ОВД. Оксиды азота, их электронное строение, химические свойства. Азотистая кислота, нитриты, их ОВД. Азотная кислота, ее электронное строение, образование трехцентровой электронной связи, ковалентность азота. Взаимодействие с металлами и неметаллами.

Фосфор. Химические свойства, реакция диспропорционирования. Фосфин. Соединения фосфора с положительными степенями окисления. Фосфорные кислоты, их химические свойства. Строение фосфорноватистой кислоты, фосфористой кислоты, их ОВД, реакции диспропорционирования.

Ди гидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты, гидролиз.

Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика. Усиление металлических свойств в ряду фосфор - висмут. Взаимодейсвие с кислотами. Соединения с отрицательными СО. Определение мышьяка по методу Марша. Кислородные соединения. Кислотно-основные свойства гидроксидов. Мышьяковистая и мышьяковая кислоты, арсениты, арсенаты. ОВР арсенитов, арсенатов. Сурьмяная кислота и ее соли. Соли висмута (III и V) в ОВР. Неустойчивость СО (+5) у висмута.

Элементы VI а группы

Общая характеристика. Сера, ее химические свойства. ОВД, реакция диспропорционирования. Соединения серы (II). Сероводород, получение, кислотные и восстановительные свойства. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость и гидролиз. Соединения серы (VI). Серный ангидрид, его

способность к реакциям присоединения. Серная кислота. Кислотные и окислительные свойства. Тиосульфат, получение, восстановительные свойства, качественная реакция на тиосульфат-ион.

Элементы viiа группы

Общая характеристика. Особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде. Кислотные и восстановительные свойства. Галиды металлов, их растворимость, отношение к кислотам, аммиаку. Ионы галогенов как лиганды в комплексных соединениях. Галогены с положительными СО. Оксиды хлора и соответствующие им кислоты. Соли кислородосодержащих кислот. Гипохлорит, его восстановительные свойства. Хлорная известь. Хлораты, броматы, иодаты, их окислительные свойства, реакция диспропорционирования. Термическое разложение хлоратов. Хлорная кислота. Перхлораты.

Раздел VI. Перечень практических вопросов. (Вопрос №3 экзаменационного билета)

Какая величина является критерием самопроизвольного протекания процесса? Как ее рассчитать? Приведите пример.

Изотоничны ли 2N растворы глюкозы и хлорида кальция? Почему?

Как практически усилить и подавить ионизацию раствора слабого электролита?

Как приготовить 100 см 3 5% раствора хлорида натрия, имея 1% и 20% растворы?

Действием каких факторов можно сместить равновесие в системе гидратированного аммиака?

Как подавить ионизацию в растворе уксусной кислоты?

Как практически приготовить водный раствор хлорида олова (II), хлорида висмута (III) из сухой соли?

Какими реакциями можно доказать окислительно-восстановительную двойственность пероксида водорода?

С помощью ряда реакций докажите окислительные свойства дихромата калия

Как влияет изменение pH (реакция среды) на окислительные свойства перманганата калия?

Можно ли растворить в аммиаке Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , AI(OH) 3 ?

Как разрушить комплексный ион ?

Как перевести в раствор AgCI? Ответ мотивируйте сопоставлением соответствующих констант.

Можно ли разрушить комплексный ион + ? Ответ обоснуйте

Какими реакциями можно получить из CuS0 4:

а) оксид меди (I)

б) оксид меди (II)

в) иодид меди (I)

Как предотвратить раствор железа (II) от окисления?

Какие химические реакции показывает уменьшение восстановительных свойств в ряду Fe(OH) 2 -Co(OH) 2 - Ве(ОН) 2

Как получить Fе(ОН) 3 , Со(ОН) 3 ,Ni(ОН) 3 из Э(ОН) 2 ?

Какими реакциями можно обнаружить в растворе ионы железа (II), железа (III).

32.0кислительно-восстановительные свойства диоксида марганца.

Что происходите раствором КМп0 4 при стоянии?

Как относится КМп0 4 к прокаливанию?

Какие продукты получаются при восстановлении перманганата калия в зависимости от реакции среды?

Какими способами можно получить борную кислоту?

Как получить буру?

Качественная реакция на борат-ион.

Как получить золь, гель кремниевой кислоты? Что такое силикагель?

В чем заключается дезинфицирующее действие хлорной извести?

Как удалить пятно йода с белой ткани?

В чем можно растворить кристаллический йод?

Как получить тиосульфат натрия?

Что происходит с тиосульфат-ионом на воздухе?

С помощью каких реакций можно доказать восстановительные свойства тиосульфата натрия?

Качественная реакция на тиосульфат-ион.

Как отличить S0 4 2- от S0 3 2-

Как изменяется степень окисления аммиака в зависимости от природы окислителя? Приведите примеры уравнения реакций.

Какие металлы пассивируютсяконц.НN0 3 ? В чем заключается химизм этого процесса?

Почему HN0 3 относится к сильным кислотам-окислителям?

Как практически приготовить водный раствор Snl 4 . В ICI 3 , Pb(N0 3) 2 из сухой соли?

Почему при открывании склянка с сухой солью SnCI 4 во влажном воздухе «дымит»?

Почему при нанесении конц. H 2 S0 4 на сахар наблюдается почернение и вспучивание последнего?

Как взаимодействует разб. иконц. H 2 S0 4 с металлами?

Возможно ли получение HCI, НВг, HI реакцией обмена между соответствующей солью и серной кислотой? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

Почему при растворении хрома в соляной кислоте получается хлорид хрома (II), а не хрома (III)?

Почему водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию среды?

В главную подгруппу V группы входят элементы: азот (N ), фосфор (Р ), мышьяк (Аs ), сурьма (Sb ) и висмут (Вi ). На внеш­нем энергетическом уровне атомов этих элементов на­ходятся по пять электронов. Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns 2 np 3 . В отличие от остальных элементов максимальная валентность азота равна четырем (три связи могут быть образованы по обменному механизму и одна – по донорно-акцепторному).

Основные степени окисления данных элементов – 3, 0, +3 и +5. При этом для азота возможны все степени окисления: – 3, – 2, – 1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3, поэтому соединения Вi +5 обладают сильными окислительными свойствами.

Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N 2). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха. Молекула азота (N≡N) является практически инертным веществом, так как атомы азота связаны посредством трех прочных химических связей. Молекула азота распадается на атомы при температуре 3000 о С примерно на 0,1 %.

Азот при обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при температуре 3000÷4000 о С. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака:

N 2 + 3Н 2 = 2NН 3 .

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении составляет – 33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизическим свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34 % при температуре 20 о С). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиака является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония NH 3 + НОН ↔ NH 4 OH.

Гидроксид аммония - слабое основание

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – , К = 1,8∙10 – 5 .

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

NH 3 + HCl → NH 4 CI,

2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 .

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов. Например,

СuSО 4 + 4NН 3 = [Сu(NН 3) 4 ]SО 4 .

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH 4 CI → NH 3 + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH 4 NO 2 → N 2 + 2Н 2 O (способ получения N 2 в лаборатории).

В атмосфере кислорода аммиак горит:

4NH 3 + 3О 2 → 2N 2 + 6Н 2 O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO по реакции

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6Н 2 O.

Из NO окислением получают NО 2 , а затем азотную кислоту:

4NО 2 + O 2 + 2H 2 O → 4НNO 3 .

Азот образует следующие оксиды:

1) N 2 О и NO – несолеобразующие оксиды;

2) N 2 О 3 и N 2 О 5 – кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО 2 (N 2 О 4) – смешанный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО 2 – слабая кислота

НNО 2 ↔ H + + NO 2 – , К = 4·10 – 4 .

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азот находится в промежуточной

степени окисления +3.

Азотная кислота НNО 3 – сильная кислота

НNО 3 → H + + NO 3 – .

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО 3 и НС1 (1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото:

Аu + НNО 3 + 4НС1 = Н[АuСl 4 ] + NО + 2Н 2 О.

Концентрированная НNО 3 пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии её с металлами зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4НNО 3 (конц.) = Сu(NО 3) 2 + 2NO 2 + 2Н 2 О,

3Сu + 8НNО 3 (разб.) = 3Сu(NО 3) 2 + 2NО + 4Н 2 О,

4Мg + 10НNО 3 (очень разб.) = 4Мg(NО 3) 2 + NН 4 NО 3 + 3Н 2 О.

Из приведенных реакций следует, чем активней металл и более разбавлена азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия, калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.

Фосфор вследствие лёгкой окисляемости не встречается в природе в свободном состоянии. Наиболее важным природным соединением фосфора является мине­рал фосфорит Са 3 (РО 4) 2 .

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, крас­ный, черный и др.

Белый фосфор – очень сильный яд, даже малые дозы его смертельны.

Красный фосфор не ядовит, так как имеет полимерную структуру. При нагревании красный фосфор сублимируется, а при охлаждении паров получа­ется белый фосфор.

Чёрный фосфор образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха при очень высоком давлении. Внешне чёрный фосфор похож на гра–

фит и обладает полупроводниковыми свойствами.

Фосфор непосредственно взаимодействует с многими веществами: кислородом, галогенами, активными металлами.

При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе 4Р + 5О 2 ↔ 2Р 2 О 5

образуется оксид фосфора(V) – белое твёрдое вещество, обладающее сильными водоотнимающими свойст­вами. Р 2 О 5 соответствует Н 3 РО 4 – слабая трёхосновная кислота.

Известны также следующие слабые кислоты фосфора:

1) фосфористая(Н 3 РО 3) – двухосновная,

2) фосфорноватистая(Н 3 РО 2) – одноосновная.

Соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений.

Мышьяк и все его соединения – сильные яды! Применяется в сельском хозяйстве в качестве инсектицида.

Сурьма – серебристо-белое вещество с металличе­ским блеском. От метал­лов сурьма отличается хрупкостью и низкой электропроводностью. Сурьму вводят в некоторые сплавы (гарт) для придания им твердости. Соединения сурьмы сходны с соединениями мышьяка.

Висмут в свободном состоянии – розово-белый металл. В электрохимическом ряду располагается после водорода. В концентрированной азотной кислоте пассивируется. Соединения висмута (+5) обладают сильными окислительными свойствами.

Металлический висмут используется, главным образом, в ядерной энергетике в качестве теплоносителя. Соединения висмута (+3) применяются в медицине и ветеринарии.