Лекция Элементы группы VA Азот Общая характеристика

Лекция Элементы группы VA Азот

Общая характеристика элементов VA группы В семейство азота входят: ● N - неметалл Усиление металлических свойств ● P - неметалл ● As - более неметалл, чем металл ● Sb - более металл ● Bi - металл

Конфигурация внешней электронной оболочки элементов VА группы 2 np 3 ns

Степень окисления для элементов данного семейства изменяется от -3 до +5. Все элементы проявляют степень окисления +3 в ряде оксидов: N 2 O 3 – кислотный (ангидрид HNO 2) P 4 O 6 – кислотный (ангидрид H 3 PO 4) As 4 O 6 – амфотерный, более кислотн. характер Sb 4 O 6 – амфотерный, более основной характер Bi 2 O 3 – основной

Некоторые свойства элементов VA группы Свойства N P As Sb Bi газ тв тв безцв. красн. , белый, черный желтый, серый t плавления, °С -210 44 (белый) 814 (желтый) 631 (серый) 271 t кипения, °С -196 280 (белый) 613 (возг. ) 1750 1560 Электроотрицательность 3, 0 2, 1 1, 9 1, 8 1 -ая Е ионизации к. Дж/м 1402 1012 947 834 703 -3…+5 +3…+5 Физическое состояние (1 атм. 25°С) Цвет Наиболее характерные степени окисления

Азот (от греч. ázōos — безжизненный, лат. Nitrogenium) В природе находится в виде газа N 2. Связанный азот входит в состав как органической, так и неорганической материи. Растительный и животный мир содержит азот, связанный с углеродом и кислородом в белках. Молекулярный азот составляет основную часть воздуха: 78% по объему и 76% по весу

Азотный цикл HNO 3 нитраты белок N 2 NH 3 соли аммония

Круговорот азота в природе

Азот может напрямую превращаться в аммиак в растениях или живых организмах при помощи фермента "нитрогеназа" N 2 фермент NH 3 Процесс носит название "фиксация азота" и имеет большое значение для живой природы. Азот также может перерабатываться бактериями в нитраты.

Свойства азота N 2 s 2 2 p 3 ↓↑ ↓ ↓ ↓ sp 3 - гибридизация В большинстве соединений азота между атомами других элементов осуществляется ковалентная связь

Степени окисления азота и соответствующие соединения Степень окисления Примеры соединений – 3 Аммиак NH 3, ион аммония NH 4+, нитриды M 3 N 2 – 2 Гидразин N 2 H 4 – 1 Гидроксиламин NH 2 OH 1 Гипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2, оксид азота(I) N 2 O 2 Оксид азота(II) NO 3 Оксид азота(III) N 2 O 3, нитрит натрия Na. NO 2 4 Оксид азота(IV) NO 2, димер N 2 O 4 5 Оксид азота(V) N 2 O 5, HNO 3 и ее соли (нитраты)

Молекулярный азот N 2 В промышленности азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха и используют в основном для производства аммиака или создания инертной атмосферы

• В лаборатории азот можно получить несколькими способами: 1. 2 Na. N 3 300°C 2. NH 4 NO 2 t 3. (NH 4)2 Cr 2 O 7 2 N 2 + 2 Na N 2 + H 2 O t N 2 + 4 H 2 O + Cr 2 O 3

Свойства молекулярного азота Образование молекулярного азота N 2 из атомов сопровождается выделением большого количества энергии: 2 N N 2 -ΔH = 944 к. Дж/моль k 25° = 10120 Атомы азота в молекуле соединены тройной связью: N≡N

Связь в молекуле азота ковалентная, следовательно он неполярен и плохо растворяется в воде и других полярных растворителях. В одном объеме воды растворяется 0, 0235 объема азота Прочная внутримолекулярная ковалентная связь в азоте является естественной причиной очень слабого межмолекулярного взаимодействия, что приводит к тому, что он имеет низкие температуры плавления и кипения.

Химические свойства азота • При обычных условиях азот реагирует с литием, кислородными комплексами переходных металлов и азотофиксирующими бактериями 6 Li + N 2 2 Li 3 N • При повышенной температуре азот более активен: kt N 2 + 3 H 2 2 NH 3 N 2 + O 2 2 NO N 2 + 3 Mg Mg 3 N 2 + Ca. C 2 C + Ca. HCN

Водородные соединения азота Аммиак – это ковалентное соединение, представляющее собой треугольную пирамиду с атомом азота в вершине. Азот в молекуле аммиака имеет sp 3 гибридизацию. При нормальных условиях аммиак это газ с резким удушливым запахом и плотностью меньше чем у воздуха

Получение аммиака В промышленности (процесс Габера): N 2 + 3 H 2 kt 2 NH 3 ΔH = -92, 2 к. Дж/моль t ~ 500°C, P ~ 1000 атм. Катализатор: железо, оксид железа

В лаборатории: 1. Нагревание водных растворов аммиака: NH 4+ + OH- t NH 3 + H 2 O 2. Нагревание аммониевых солей с избытком сильных оснований: NH 4 Cl +Ca(OH)2 тв. Ca. Cl 2+2 H 2 O+2 NH 3↑

Свойства аммиака 1. Аммиак обладает восстанавливающими способностями 2 NH 3 + 3 Cl N 2 + 6 HCl 2 NH 3 + 3 Cu. O N 2↑ + 3 H 2 O + 3 Cu Аммиак горит в чистом O 2 4 NH 3 + 3 O 2 2 N 2 + 6 H 2 O В присутствии нагретого платинового кат-ра 4 NH 3 + 5 O 2 t Pt 4 NO + 6 H 2 O эта реакция используется в промышленном процессе (процесс Оствальда) получения HNO 3

2. Аммиак очень хорошо растворяется в воде, он может давать 15 М раствор В водном растворе аммиака устанавливается равновесие: NH 3 + H 2 O г NH 4+(aq) + OH-(aq) ж Kв = 1, 8· 10 -5 Добавление раствора аммиака к растворам солей некоторых металлов приводит к осаждению нерастворимых гидроксидов: Cu 2+(aq) + 2 OH-(aq) Cu(OH)2

3. Аммиак – Льюисово основание (имеется свободная пара электронов) и может взаимодействовать с акцептором электронов – Льюисовой кислотой с образованием донорноакцепторной связи: : NH 3 + H+ NH 4+ NH 3 + HCl NH 4 Cl За счет этого может происходить растворение некоторых гидроксидов в избытке аммиачного раствора Cu(OH)2 + 4 NH 3(aq) [Cu(NH 3)4]2+ + 2 OH-

4. Аммиак легко сжимается и в жидком состоянии подобен воде, его молекулы связаны водородными связями. Аммиак плохо проводит электрический ток, но является прекрасным ионизирующем растворителем. NH 3 + NH 3 ж осн-2 ж кисл-1 NH 4 кисл-2 ++ NH 2 - K = 10 -30 осн-1 Щелочные металлы могут растворятся в аммиаке, но при длительном хранение образуются амиды. 2 Na + 2 NH 3 ж 2 Na. NH 2 + H 2

Аммониевые и водные системы Аммониевые системы Класс соединения Кислоты Основания Водные системы Класс соединения Пример NH 4+XNH 4 Cl H 3 O + X Амиды Na+NH 2 - Гидроксиды Имиды Оксиды Нитриды Пример H 3 O+Cl. NH 4+OH(Li+)2 O 2 Mg 2+O 2 -

Соли аммония Эти соли содержат ион аммония и имеют ионную природу. Как правило они растворимы в воде и подвергаются гидролизу с образованием слабокислых растворов NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O+

Все аммониевые соли термически неустойчивы: ● галогениды возгоняются: NH 4 Cl тв NH 3 + HCl г г ● соли кислородных кислот разлагаются, образуя азот или оксид азота: NH 4 NO 2 N 2 + 2 H 2 O NH 4 NO 3 N 2 O + 2 H 2 O 3(NH 4)NO 3 N 2 + 3 SO 2 + 6 H 2 O + 3 NH 3 ● некоторые соли разлагаются с выделением аммиака: (NH 4)2 СO 3 2 NH 3 + H 2 O + СO 2

Амины органические соединения, структурно подобные аммиаку и могут быть названы его производными. Амины проявляют основные свойства. ●● ●● N N H H H аммиак ●● H H ●● N CH 3 метиламин H CH 3 диметиламин N H H OH гидроксиамин Азот - в sp 3 – гибридизации.

Гидразин – N 2 H 4 может быть рассмотрен как производная аммиака, в котором водород замещен на NH 2, NH 2 -NH 2. Его можно считать аналогом H 2 O 2. N 2 H 4 – мощный восстановительный агент, обычно он окисляется до N 2. Гидразин используют в ракетных топливах и используют в паре с H 2 O 2.

Кислородные соединения азота Оксиды азота N 2 O – оксид азота (I) NO – оксид азота (II) N 2 O 3 – оксид азота (III) NO 2 – оксид азота (IV) N 2 O 5 – оксид азота (V) Все оксиды устойчивы, за исключением N 2 O 3, который разлагается на NO и NO 2 Оксиды азота считаются первичными загрязнителями атмосферы.

Кислотные дожди Статуя льва возле ратуши в Лидсе (Англия)

1. N 2 O 2. NO 3. N 2 O 3 4. NO 2 5. N 2 O 5 одна из резонансных форм

NО 2 Оксид азота NО 2 — бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NО 2 находится в смеси с его бесцветным димером N 2 O 4, приблизительно 1: 1. • Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NО 2. Этот оксид окисляет SО 2 до SO 3, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.

Азотистая кислота HNO 2 – слабая и неустойчивая. Соли азотистой кислоты (нитриты) применяются в органическом синтезе. Получение: N 2 O 3 + Н 2 О H+(aq) + NO 2 -(aq) 2 HNO 2(aq) p. Ka=3, 34 При комнатной температуре диспропорционируют: 3 HNO 2 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Азотная кислота HNO 3 – наиболее важное кислородное соединение азота.

Получение азотной кислоты Процесс Оствальда: Pt 4 NO + H 2 O 1. 4 NH 3 + 5 O 2 2 NO 2 2. 2 NO + O 2 3. 4 NO 2 + H 2 O 2 NNO 3 + 2 NO Лабораторный синтез: Na. NO 3 + H 2 SO 4 тв ж Na. HSO 4 + HNO 3 тв ж

Свойства азотной кислоты Азотная кислота хорошо растворима в воде (16 моль/л). Она является сильной кислотой и сильным окислителем. 1. Реакции с неметаллами 4 HNO 3 + С 2 H 2 O + 4 NO 2 + CO 2 20 HNO 3 + P 4 4 H 2 O + 4 H 3 PO 4 + 20 NO 2 6 HNO 3 + S 2 H 2 O + 6 NO 2 + H 2 SO 4

2. Реакции с металлами ● металлы после водорода 4 HNO 3 + Сu конц. 8 HNO 3 + 3 Сu разб. 2 H 2 O + 2 NO 2 + Cu(NO 3)2 4 H 2 O + 2 NO + 3 Cu(NO 3)2

4 HNO 3 + Zn конц. 2 H 2 O + 2 NO 2 + Zn(NO 3)2 10 HNO 3 + 4 Zn 5 H 2 O + N 2 O + 4 Zn(NO 3)2 10 HNO 3 + 4 Zn 3 H 2 O + NH 4 NO 3 + 4 Zn(NO 3)2 оч. разб. Увел. окислительной способности Увел конц. HNO 3 ● металлы до водорода

Соли азотной кислоты (нитраты) NO 3− Устойчивы при обычной температуре. Получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде. Основные применения — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) и др.

При нагревании разлагаются: 1. Нитраты наиболее активных металлов образуют нитриты t 2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 2. Нитраты большинства металлов дают оксид t 2 Cu(NO 3)2 2 Cu. O + NO 2 + O 2 3. Нитраты малоактивных металлов дают металл t 2 Ag. NO 3 2 Ag + 2 NO 2 + O 2

● Общая характеристика ● Азот. Круговорот азота в природе ● Молекулярный азот. Вероятные соединения азота (аммиак, гидразин, амины) ● Оксиды азота. Окислы и загрязнения атмосферы ● Азотистые кислоты. Нитраты. Азотная кислота. Нитриты