Элементы 15 группы пниктогены Элементы 15 группы

Элементы 15 группы (пниктогены)

Элементы 15 группы Элемент N P As Sb Bi z 7 15 33 51 83 Ar 14, 007 30, 97 74, 92 121, 75 208, 98 3, 07 2, 11 2, 32 Неметаллы 1, 82 1, 67 Амфотерные элементы

• Общая электронная формула: […] ns 2 (n– 1)d 10 np 3 nd 0 ns 2 np 3 Степени окисления: – 3, 0, +1, +2, +3, +4, +5

История открытия элементов • Азот: 1772 г. , Д. Резерфорд, Г. Кавендиш, 1769 -1771 гг. , К. Шееле, А. Л. Лавуазье • Фосфор: 1669 г. , Хённиг Бранд • Мышьяк: XIII в. , Альберт Великий, XVI в. , Парацельс, 1735 г. , Г. Брандт • Сурьма: 3000 лет до н. э. ; XVI в. , Парацельс, Василий Валентин, 1735 г. , Г. Брандт • Висмут: XV-XVI вв. , Агрикола, Василий Валентин, 1739 г. , И. Потт Фосфор. Джозеф Райт ( «Райт из Дерби» ) (1734 -1797)

Распространение в природе 12. 16. 47. 62. 66. P – 0, 09 масс. % N – 0, 03 масс. % As – 5· 10– 4 масс. % Sb – 5· 10– 5 масс. % Bi – 1· 10– 5 масс. % Азот атмосферы N 2 (самородный)

Азот, фосфор • Нитратин (чилийская селитра) Na. NO 3 • Нитрокалит (индийская селитра) KNO 3 • Нашатырь NH 4 Cl Нитратин Нашатырь Фосфорит Апатит 3 Ca 3(PO 4)2·Ca(Cl, OH, F)2 Фосфорит Ca 3(PO 4)2 Фторапатит 3 Ca 3(PO 4)2·Ca. F 2 Фторапатит Апатит

Мышьяк, сурьма, висмут Аурипигмент Антимонит (стибин) Реальгар As 4 S 4 Аурипигмент As 2 S 3 Арсенопирит Fe. As. S Тетраэдрит Cul 2 As 4 S 13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb 2 S 3 • Висмутин (висмутовый блеск) Bi 2 S 3 • • • Редкие минералы Арсенопирит Реальгар w w Анимикит (Ag, Sb) Арсенопалладинит Pd 3 As Геверсит Pt. Sb 2 Стибиопалладинит Pd 3 Sb

АЗОТ • В 1772 году азот, (под названием «испорченного воздуха» ) как простое вещество, описал Даниэль Резерфорд. • Азо т (от греч. ázōos — безжизненный, лат. nitrogenium)предложил в 1787 году Антуан Лавуазье.

Свойства азота N N • N 2 – бесцветный газ, без запаха и вкуса, Баллоны с т. пл. – 210, 0 С, т. кип. азотом – 195, 8 С • малорастворим в воде и орг. р-рителях N 2 + F 2 • энергия связи в молекуле N 2 равна N 2 + 6 Li = 2 Li 3 N 945 к. Дж/моль, длина нитрид лития связи 110 пм. (катализатор – вода)

Молекулярный азот 1. Молекулярное строение в паре, жидкости и твердой фазе 2. Симметричное распределение электронной плотности 3. Едисс = 946 к. Дж/моль 4. μ = 0 5. Низкая реакционная способность 6. При н. у. реагирует только с Li: 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N

Получение и применение азота 1. Азот составляет 78% воздуха (по объему) или 76% (по массе) 2. Промышленное получение азота: фракционирование воздуха или разделение воздуха на мембранах 3. Получение азота в лаборатории: 2 Na. N 3 = 2 Na + 3 N 2 (to) NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O (to) 4. Основное применение: - создание инертной атмосферы - синтез аммиака - охлаждение

Фракционирование воздуха

Азот. Шкала степеней окисления +V N 2 O 5, NO 3 , HNO 3, Na. NO 3, Ag. NO 3 +IV NO 2, N 2 O 4 +III N 2 O 3, NO 2 , HNO 2, Na. NO 2, NF 3 +II NO, N 2 O 2 +I H 2 N 2 O 2 0 N 2 –I NH 2 OH, NH 3 OH+ –II N 2 H 4, N 2 H 5+, N 2 H 62+ –III NH 3, NH 4+, NH 3·H 2 O, NH 4 Cl, Li 3 N, Cl 3 N

Реакции молекулярного азота 1. С металлами при нагревании 3 Mg +N 2 = Mg 3 N 2 450 o. C 800 o. C 2 Ti + N 2 = 2 Ti. N 900 o. C 2 Al + N 2 = 2 Al. N 2. С Н 2 на катализаторе N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 (процесс Боша-Габера) 3. С О 2 в электрическом разряде N 2 + O 2 = 2 NO 4. С комплексами переходных металлов [Ru(NH 3)5]Cl 3 + N 2 + Zn/Hg = [Ru(NH 3)5(N 2)]Cl 2 + Zn. Cl 2 + Hg + H 2 O

Получение аммиака • В промышленности N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + Q (300 -500 С, 300 атм, катализатор: Fe, Pt) • В лаборатории (при нагревании) NH 4 Cl + Na. OH = = Na. Cl + H 2 O + NH 3 Получение аммиака в лаборатории NH 3·H 2 O = H 2 O + NH 3

Синтез аммиака в промышленности

• Аммиак - газ с резким запахом, при -38 о. С сжижается, хорошо растворим в воде с образованием гидроксида аммония: NH 3 + H 2 O = NH 4 OH • NH 4 OH - слабое основание, • NH 4+- получил название ион аммония. • Соединения, содержащие ионы: • NH 2 - — амиды • NH 2 - — имиды • N 3 - — нитриды

• Для аммиака характерны реакции присоединения, окислительновосстановительные и замещения. • Реакции присоединения: NH 3 + HCl = NH 4 Cl • NH 3 + Cu. SO 4 = [Cu(NH 3)4]SO 4 • эти реакции основаны на том, что в аммиаке азот имеет неподеленную пару электронов и может выступать в качестве донора, образуя донорно-акцепторную связь в комплексных соединениях.

Модель тетрааминодиаквамеди(II) [Cu(NH 3)4(H 2 O)2]2+

• Окислительно-восстановительные реакции • В аммиаке у азота низшая степень окисления -3 и он может выступать лишь в качестве восстановителя: 3 Cu. O + 2 NH 3 = 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O 2 NH 3 + 2 KMn. O 4 = 2 Mn. O 2 + N 2 + 2 KOH + 2 H 2 O • Во всех реакциях без катализатора аммиак окисляется до свободного азота, в присутствии катализатора до NO.

• Реакции замещения. • Они идут за счет замещения водорода аммиака металлом или неметаллом: 2 NH 3 + 2 Na = 2 NH 2 Na + H 2 NH 3 + 2 Na = NHNa 2 + H 2 2 NH 3 + 6 Na = 2 NNa 3 + 3 H 2

• Важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N 2 H 4): 2 NH 3 + Na. OCl = N 2 H 4 + Na. Cl + H 2 O • Это бесцветная жидкость, дымящая на воздухе и смешивающаяся с водой в любых соотношениях.

Виды ракетного топлива, образованного гидразином с окислителями Оксилитель Фтор Тетрафторгидразин Cl. F 3 Cl. F 5 Перхлорилфторид Весовое Удельная Плотность Прирост содерж. тяга топлива скорости, горючего (Р 1, сек) г/см 3 ΔVид, 25, м/сек % 364, 4 сек 334, 7 сек 294, 6 сек 312, 0 сек 295, 3 сек 1, 314 1, 105 1, 507 1, 458 1, 327 5197 м/сек 4346 м/сек 4509 м/сек 4697 м/сек 4233 м/сек 31 % 24 % 27 % 40 %

Свойства оксидов азота N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5 G обр. , +104 (г) +87 (г) +139 +51 (г) +115 (г) т. пл. , С – 90, 9 – 163, 6 – 101 т. кип. , С – 88, 6 – 151, 7 разл. к. Дж/мол ь – 11, 2 +41 (при (N 2 O 4) повышенном давлении) +21 разл. (N 2 O 4)

Оксид диазота N 2 O 0 +II –II N N O , , –I +III N –II N O , , N 2 O – бесцв. газ со слабым приятным запахом и слабонаркотическим действием, т. пл. – 91 °С, т. кип. – 89 °С. • N 2 O – несолеобр. оксид, сильный окислитель. • Разложение: 2 N 2 O = 2 N 2 + O 2 •

Монооксид азота - NO • NO – бесцв. газ, несолеобр. оксид, т. пл. – 164 °С, т. кип. – 152 °С. • Димеризация: 2 NO(г) N 2 O 2(ж) • Окисление: 2 NO + O 2 = 2 NO 2 • Получение: 3 Cu + 8 HNO 3 = = 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O 3 SO 2 + 2 HNO 3 + 4 H 2 O = = 3 H 2 SO 4 + 2 NO +II –II • N O , N O + , , Нитрозил-катион NO+: соль (NO)HSO 4

Триоксид диазота N 2 O 3 , , O N O , , O N , O Ст. окисл. ONII–NIVO 2 (NO+)(NO 2 ) нитрит нитрозила • N 2 O 3 – термически неуст. , жидк. синего цвета, т. пл. – 100 °С, т. кип. +3 °С. • N 2 O 3 – кислотный оксид. • Дисмутация: N 2 O 3 = NO + NO 2 25 °С: = 90% 120 °С: = 100% N 2 O 3 +H 2 O = = HNO 3 + NO

Азотистая кислота HNO 2 H O sp 2 N O , –ONO (нитрито-) sp 2 H N O – , , O –NO 2 (нитро-) N O O sp 2 • Протолиз в водном р-ре: HNO 2 + H 2 O NO 2– + H 3 O+ Устойчивы соли MIANO 2, MIIA(NO 2)2 Гидролиз: NO 2– + H 2 O HNO 2 + OH– р. Н > 7

Окислительно-восстановительные свойства • Окислительные свойства р. Н > 7: NO 2–+ H 2 O + 2 e = NO + 2 OH р. Н < 7: HNO 2 + H+ + 2 e = NO + H 2 O Восстановительные свойства р. Н > 7: NO 2– + 2 OH – 2 e = NO 3– + H 2 O р. Н < 7: HNO 2 + H 2 O – 2 e = NO 3– +3 H+

Диоксид азота ·NO 2 • 2 NO 2 N 2 O 4 бурый газ бесцв. жидк. sp 2 , N O • N 2 O 4(ж) (NO+)(NO 3 ) , O O N , O , sp + • Дисмутация: 3 N 2 O 4 + 2 H 2 O = 4 HNO 3 + 2 NO 3 NO 2 + H 2 O = 2 HNO 3 + NO 2 + 2 KOH = = KNO 3 + KNO 2 + H 2 O (NO 2+)Cl. O 4– перхлорат нитроила

Получение В промышленности 2 NO + O 2 2 NO 2 + H 2 O = 2 HNO 3 В лаборатории Cu + 4 HNO 3(конц) = = Cu(NO 3)2 + H 2 O + 2 NO 2 (c примесями) 2 Pb(NO 3)2 = 2 Pb. O + 4 NO 2 + O 2 (+t) 2 NO 2 N 2 O 4 (–t) 2 N 2 O 4 + H 2 O = 2 HNO 3 + N 2 O 3 Термическое разложение Pb(NO 3)2 и взаимодействие N 2 O 4 с водой Видео: разложение Видео: + вода

Пентаоксид диазота N 2 O 5 • O O O N O sp N 2 sp 2 O 95° (NO 2+)(NO 3 ) – нитрат нитроила N 2 O 5 – бесцв. крист. , гигроскопичен, т. пл. +41 °С, т. субл. +32 °С. N 2 O 5 – сильнейший окислитель. • Получение: • 2 NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 4 HNO 3 + P 4 O 10 = = (HPO 3)4 + 2 N 2 O 5

Азотная кислота HNO 3 • HNO 3 – бесцветная жидкость, дымящая на воздухе, т. пл. – 41, 6 С, т. кип. +82, 6 С, гигроскопична, неогранич. р-рима в воде. • HNO 3 – сильная к-та: HNO 3 + H 2 O = NO 3– + H 3 O+ • Разложение на свету: 4 HNO 3 = 4 NO 2 + H 2 O sp 2 H O O N , , O N , sp 2 , O O , O –

Окислительные свойства HNO 3 • NO 3 + 2 H+(конц. ) + 1 e = = NO 2 + H 2 O • NO 3 + 4 H+(разб. ) + 3 e = = NO + 2 H 2 O • NO 3 + 10 H+(оч. разб. ) + 8 e = = NH 4+ + 3 H 2 O

«Царская водка» : HNO 3(к) + HCl(к) (1: 3 по объему) • 3 HCl + HNO 3 NOCl + 2[Cl 0] + H 2 O • Au + 4 HCl + HNO 3 = H[Au. Cl 4] + NO + 2 H 2 O • 3 Pt + 18 HCl + 4 HNO 3 = 3 H 2[Pt. Cl 6] + 4 NO + 8 H 2 O Термическое разложение нитратов MNO 3 t MNO 2 + O 2 (до Mg) MO + NO 2 + O 2 (Mg-Cu) M + NO 2 + O 2 (Ag, Au, Hg…)

Азотная кислота • В промышленности азотную кислоту получают окислением аммиака в присутствии катализатора: • 4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O • 2 NO + O 2 = 2 NO 2 • 4 NO 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3

фосфор

Шкала степеней окисления фосфора +V +III +I 0 –III P 4 O 10, (HPO 3)x, H 3 PO 4, PO 43 , H 4 P 2 O 7 P 4 O 6, H 2(PHO 3), PHO 32–, PF 3 H(PH 2 O 2), PH 2 O 2– P (P 4, Px), P 2 PH 3, PH 4+, Na 3 P, Mg 3 P 2, Al. P

Полиморфизм -P(т) гексагон. P 4 – 77 °С -P(т) кубич. +44 °С P 4 P(ж) P 4 +280 °С P(г) P 4 , P 2 Белый фосфор P 4 +250 °С, кат. I 2, Na, S Красный фосфор Pх p, t Черный фосфор (sp 2, тип графита) Т-ра вспышки: белый ф. +34 °С, p, t «Металлический» фосфор красный ф. +240 °С, черный ф. +400 °С

Дисмутация фосфора в щелочной среде • на холоду: 4 P + 3 Na. OH(разб) + 3 H 2 O = 3 Na(P+IH 2 O 2) + P–IIIH 3 P + 3 H 2 O + 3 e = PH 3 + 3 OH– P + 2 OH– – 1 e = (PH 2 O 2)– (гипофосфит-ион) при нагревании: • 2 P + 2 Na. OH(конц) + H 2 O = Na 2(P+IIIHO 3) + P–IIIH 3 P + 3 H 2 O + 3 e = PH 3 + 3 OH– P + 5 OH– – 3 e = (PHO 3)3– + 3 H 2 O (фосфит-ион) • Получение прокаливание фосфорита с углем и песком 2 Ca 3(PO 4)2 + 10 C + 6 Si. O 2 = 2 P 2 + 10 CO + 6 Ca. Si. O 3

Фосфиды Эх Рy Солеобразные Э – MIA, MIIA, Cu, Zn Ca 3 P 2 + 6 H 2 O = = 2 PH 3 + 3 Ca(OH)2 Металлоподобные Ковалентные (для d-элементов) Al. P Fe 3 P, Fe 2 P, Fe. P 2 Al. P + 3 H 2 O = = Al(OH)3 + PH 3

Фосфин PH 3 sp 3 – гибридизация PH 4+ - катион фосфония Соли: PH 4 Cl. O 4, PH 4 Cl … PH 4+ + H 2 O = PH 3 + H 3 O+ • PH 3 (монофосфан) – ядовитый газ с отвратительным запахом. • P 2 H 4 (дифосфан) – аналог гидразина. • Получение: Zn 3 P 2 + 6 H 2 O = = 2 PH 3 + 3 Zn(OH)2 PH 4 I + H 2 O = PH 3 + HI Восст. свойства: 8 Ag. NO 3 + PH 3 + 4 H 2 O = = 8 Ag + H 3 PO 4 + 8 HNO 3

Строение оксидов: sp 3 -гибридизация P 4 O 10 P O P 4 P OO O P P P O O O P P O P 4 O 6 P O O P P O O Метафосфорная к-та (HPO 3)x – тетраэдры, связанные углами O

1. С кислородом. При горении фосфора образуется белый густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. Фосфор сгорает в кислороде ослепительно ярким пламенем. 4 P + 3 O 2(недостат) → 2 P 2 O 3 (P 4 O 6) 4 P + 5 O 2(избыток) → 2 P 2 O 5 (P 4 O 10)

2. С галогенами. С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично. Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно получается хлорид фосфора (III). 4 P + 6 Cl 2(недостат) → 4 PCl 3 4 P + 10 Cl 2(избыток) → 4 PCl 5

3. С серой при нагревании. 4 P + 6 S → 2 P 2 S 3 4 P + 10 S → 2 P 2 S 5 4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды: 2 P + 3 Ca → Ca 3 P 2 Фосфиды металлов легко гидролизуются водой. Ca 3 P 2 + 6 H 2 O → 2 PH 3 ↑+ 3 Ca(OH)2

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800ºС в присутствии катализатора – порошка меди: 2 P + 8 H 2 O → 2 H 3 PO 4 + 5 H 2↑ 6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор: t 2 P + 5 H 2 SO 4(к) → 5 SO 2↑ + 2 H 3 PO 4 + 2 H 2 O 7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор t P + 5 HNO 3(к) → 5 NO 2↑ + H 3 PO 4 + H 2 O 3 P + 5 HNO 3(разб) + 2 H 2 O → 5 NO↑ + 3 H 3 PO 4

Оксид фосфора (V) Оксид фосфора(V) P 2 O 5 (или P 4 O 10) образуется при горении фосфора на воздухе. 4 Р + 5 О 2 2 Р 2 О 5 Твердое кристаллическое вещество Р 2 О 5 гигроскопично и используется как водоотнимающее средство. 1. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холоду метафосфорную кислоту НРО 3, имеющую полимерное строение: P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3

или при нагревании ортофосфорную кислоту Н 3 РО 4. P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 2. Как кислотный оксид, вступает в реакции с основными оксидами: P 2 O 5 + 3 Ca. O → Ca 3(PO 4)2 3. С щелочами: P 2 O 5 +3 Ca(OH)2 → Ca 3(PO 4)2 + 3 H 2 O

Кислородные кислоты Фосфорноватистая (фосфоновая) к-та, одноосновная H(PH 2 O 2) + H 2 O (PH 2 O 2) + H 3 O+ • Фосфористая (фосфиновая) к-та, двухосновная H 2(PHO 3) + H 2 O H(PHO 3) + H 3 O+ H(PHO 3)– + H 2 O (PHO 3)2 + H 3 O+ • Ортофосфорная к-та, трехосновная H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O+ H 2 PO 4 + H 2 O HPO 42 + H 3 O+ HPO 42 + H 2 O PO 43 + H 3 O+ • • • Дифосфорная к-та - H 4 P 2 O 7 Полиметафосфорная к-та - HPO 3)x

Строение кислородных кислот: sp 3 H 2(P+IIIHO 3) H(P+IH 2 O 2) H 3 P+VO 4 фосфорноватистая к-та фосфористая к-та O O H P O O H H O P ортофосфорная к-та H H Гипофосфит (фосфинат)-ион H O – P H O O P O H O 2– H O Фосфит(фосфонат)-ион P O O H O O P H 3– O O Ортофосфат-ион

Ортофосфорная кислота • В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит: Ca 3(PO 4)2 + 3 H 2 SO 4 3 Ca. SO 4 + 2 H 3 PO 4

Химические свойства фосфорной кислоты 1. С металлами, стоящими в ряду напряжения металлов до водорода: 3 Mg + 2 H 3 PO 4 Mg 3(PO 4)2 + 3 H 2↑ 2. С основными оксидами: 3 Ca. O + 2 H 3 PO 4 Сa 3(PO 4)2 + 3 H 2 O 3. С основаниями и аммиаком: H 3 PO 4 + Na. OH → Na. H 2 PO 4 + H 2 O H 3 PO 4 + 2 Na. OH → Na 2 HPO 4 + 2 H 2 O H 3 PO 4 + 3 Na. OH → Na 3 PO 4 + 3 H 2 O H 3 PO 4 + NH 3 → (NH 4)2 HPO 4

4. С солями слабых кислот: 2 H 3 PO 4 + 3 Na 2 CO 3 → 2 Na 3 PO 4 + 3 H 2 O + 3 CO 2↑ 5. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: t 2 H 3 PO 4 → H 4 P 2 O 7 + H 2 O дифосфорная кислота t H 4 P 2 O 7 → 2 HPO 3 + H 2 O метафосфорная кислота

6. При действии раствора нитрата серебра появляется желтый осадок: H 3 PO 4 + 3 Ag. NO 3 → Ag 3 PO 4 ↓ + 3 HNO 3 желтый осадок Это качественная реакция на фосфорную кислоты и её соли – фосфаты.

Соли фосфорной кислоты Различают средние соли - фосфаты (Na 3 PO 4) и кислые соли - гидрофосфаты (Na 2 HPO 4) и дигидрофосфаты (Na. H 2 PO 4). Растворимы в воде фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Фосфорная кислота вытесняется более сильными кислотами из её солей: Сa 3(PO 4)2 + 3 H 2 SO 4 3 Ca. SO 4 + 2 H 3 PO 4 конц.

МЫШЬЯК, СУРЬМА, ВИСМУТ

• Cодержание элементов в земной коре сравнительно невелико 1. 10 -4% - As, 5. 10 -6% - Sb, 2. 10 -6% - Bi. Получают эти элементы прокаливанием на воздухе сульфидных руд, сернистые соединения переходят в оксиды, которые восстанавливают углем: • 2 Sb 2 S 3 + 9 O 2 = 2 Sb 2 O 3 + 6 SO 2 • Sb 2 O 3 + 3 C = 2 Sb + 3 CO • В свободном состоянии элементы имеют металлический блеск, довольно хорошо проводят электрический ток и тепло, очень хрупкие.

Химические свойства • Мышьяк и сурьма имеют две модификации: желтый, серый и серый, черный соответственно. Молекула мышьяка состоит из четырех атомов. Характерные степени окисления в соединениях +5, +3, -3. В ряду As →Sb →Bi наиболее устойчивая степень окисления +5 у мышьяка, +3 у висмута. • Все три элемента хорошо реагируют с кислородом, серой, галогенами, металлами: • 4 As + 3 O 2 = As 2 O 3 • 2 Sb + 3 Cl 2 = 2 Sb. Cl 3 • 2 Bi + 3 S = Bi 2 S 3 • 2 As + 3 Mg = Mg 3 As 2

• С разбавленными кислотами не взаимодействуют, концентрированные кислоты - окислители растворяют мышьяк и сурьму: Sb + 5 HNO 3 = H 3 Sb. O 4 + 5 NO 2 + H 2 O (As) • Висмут концентрированной азотной кислотой пассивируется, в разбавленной растворяется: Bi + 4 HNO 3 = Bi(NO 3)3 + NO + 2 H 2 O • В щелочах висмут не растворим, мышьяк и сурьма: 2 As + 2 Na. OH + 5 KNO 3 = 5 KNO 2 + 2 Na. As. O 3 + H 2 O (Sb)

• Оксиды в низшей степени окисления As 2 O 3, Sb 2 O 3, Bi 2 O 3 - порошки, плохо растворимые в воде, получаются при сгорании в кислороде. Оксиды мышьяка и сурьмы проявляют амфотерные свойства: As 2 O 3 + 6 Na. OH = 2 Na 3 As. O 3 + 3 H 2 O (Sb) Sb 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 = Sb 2(SO 4)3 + 3 H 2 O (As) • Оксид висмута - основного характера: Bi 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 = Bi 2(SO 4)3 + 3 H 2 O • Гидроксид мышьяка амфотерен, в свободном состоянии H 3 As. O 3 не получена, существует только в растворах.

• В ряду As(OH)3 →Sb(OH)3 →Bi(OH)3 основные свойства усиливаются, возрастает и устойчивость солей (арсенитов, стибитов, висмутитов), но даже висмутиты сильно гидролизуются, сразу по II cтупени: Bi(NO 3)3 + H 2 O = Bi(OH)2 NO 3 + HNO 3 • полученное соединение нестойко и разлагается: Bi(OH)2 NO 3 = Bi. ONO 3 + H 2 O • радикал Bi. O+ - носит название висмутил, то же самое справедливо для сурьмы, радикал Sb. O+ - носит название стибил.

• В высшей степени окисления оксид мышьяка растворим в воде, оксиды сурьмы и висмута - нерастворимые стеклообразные вещества. Обладают кислотными свойствами. В ряду H 3 As. O 4 →H 3 Sb. O 4 →[HBi. O 3] кислотные свойства убывают. • Висмутовая кислота не получена. Соли (висмутаты) легко получаются при взаимодействии оксидов со щелочами: Bi 2 O 5 + 6 Na. OH = 2 Na 3 Bi. O 4 + 3 H 2 O Bi 2 O 5 + 2 Na. OH = 2 Na. Bi. O 3 + H 2 O

• Арсенаты по свойствам похожи на фосфаты, а мышьяковая кислота даже сильнее фосфорной, которую можно получить взаимодействием оксида с водой, а также окислением мышьяка в водной среде: 2 As + 5 Cl 2 + 8 H 2 O = 2 H 3 As. O 4 + 10 HCl • Сурмяную кислоту можно получить из стибатов: Na. Sb. O 3 + H 2 O = Na. OH + HSb. O 3 • Все кислоты твердые вещества, хорошо растворимые в воде.