Элементы ҮА подгруппы ПС. Элементы А подгруппы пс. Свойства азота и фосфора Дисциплина Химия элементов Лектор к х. н.,профессор Жаналиева Р. Н
 Скачать 113.35 Kb.
|
Элементы ҮА подгруппы ПС. Свойства азота и фосфораДисциплина Химия элементовЛектор к.х.н.,профессор Жаналиева Р.НАзот и фосфор являются элементами VА группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов s2p3, из них три p-электрона. Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность, равную трем. Наибольшее изменение в химических свойствах элементов VА группы наблюдается при переходе от азота к фосфору. В атомах азота внешним энергетическим уровнем является второй, содержащий только s- и p-подуровни, а подуровень d отсутствует. Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличить число непарных электронов максимум до четырех и при этом за счет потери одного электрона. В этом случае образуется электронная конфигурация s1p3, а азот становится четырехвалентным, как в ионе [NН4]+. Поэтому азот не проявляет валентности, равной пяти. В атомах фосфора наружным энергетическим уровнем является третий, состоящий из трех подуровней: s, p и d. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования d-подуровня с образованием электронной конфигураций s1p3d1, поэтому фосфор в отличие от азота может проявлять валентность, равную пяти. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов соответственно больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор при химических реакциях не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Сродство к электрону этих элементов незначительно и поэтому они, как правило, не превращаются и в элементарные анионы. Азот и фосфор образуют соединения как с кислородом, так и с водородом; только с ковалентными связями. Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами. Причем свойства неметаллов у них выражены сильнее, чем у углерода и кремния. Азот в элементарном состоянии химически инертен. Для начала заметной реакции между азотом и кислородом необходима температура около 2000° С. Фосфор же (особенно белый) очень активен —он соединяется с кислородом уже при комнатной температуре. С водородом азот и фосфор, образуют летучие соединения с общей формулой ЭН3: NНз — аммиак и РН3 — фосфин, значительно отличающиеся по химическим свойствам. Молекулы NН3 полярны, так как электроотрицательность азота равна 3, а водорода —2,1. Азот и фосфор образуют с металлами химические соединения, в которых они играют роль электроотрицательных элементов. Эти соединения получили названия нитридов и фосфидов. По типу химической связи между металлами и азотом или фосфором нитриды и фосфиды могут быть разделены на три группы: а) солеподобные, или ионные, б) ковалентные и в) металлоподобные. К ионным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или фосфора с металлами щелочными, щелочноземельными и IВ и IIВ групп периодической системы. В этих нитридах и фосфидах азот и фосфор находятся в состоянии ионов N3- и Р3- . Но так как эти ионы не могут существовать в водных растворах, то такие нитриды и фосфиды устойчивы только лишь в сухой атмосфере. В присутствии же воды или растворов кислот они энергично с ними взаимодействуют с выделением NН3 и РН3. АЗОТНаходится в природе: в воздухе 78% по объему, в земной коре: NаNО3, КNО3 – селитры, в белковых и органических веществах ПОЛУЧЕНИЕ а) в промышленности: из жидкого воздуха за счет разницы в t0кип (О2) = ─1830С , а t0кип (N2) = ─1960С б) в лаборатории разложением нитрита аммония при нагревании: NН4NО2 → N2 + 2Н2О Физические свойства газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде, легче воздуха t0кип (N2) = ─1960С ПРИМЕНЕНИЕ 1) получение NН3 и НNО3 , азотных удобрений 2) жидкий N2 – в охладительных системах, в медицине при лечении суставов, позвоночника, в косметологии, N2 имеет важное значение в жизни растений и животных ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА окислитель восстановитель 3Н2 + N2 → 2NН3 N2 + О2 → 2NО 6Li + N2 → 2Li3N N2 + F2 → 2NF3 Оксиды азотаС кислородом азот образует ряд оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2 двуокись азота, N2О4 и N2О5. Все оксиды азота химически активны. Из них окись азота обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Всё же остальные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей. Высшие оксиды азота, начиная с N2О3, являются кислотными. ОксидыОксид азота (I) N2О бесцветный газ со сладковатым запахом, растворим в Н2О Получение: NH4NО3 → N2О + 2H2О Свойства: 1) разлагается при t0 >5000С 2N2О→2N2 + О2 2) окисляет вещества, реагирующие с О2 N2О + Н2 → N2 + H2О N2О + С → СО2 + 2N2 Оксид азота (II) NО Газ без цвета и запаха, плохо растворим в Н2О Получение: 1) во время грозы: N2 + О2 → 2NО 2) в лаборатории: 3Cu+8HNO3 (разб)→3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 3) в промышленности: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Свойства: 2NO + 2H2O + 2SО2 → N2О + 2Н2SО4 Восстановитель: 2NO + О2 →2NО2 Окислитель: 2NO + 2SО2 →2SО3 + N2 Оксид азота (III) N2О3 Темно-синяя жидкость, является кислотным оксидом, при взаимодействии с водой образуется НNО2 Получение: 1) NО2 + NО → N2О3 нестоек Свойства – кислотного оксида: N2О3 + 2NаOН →2NаNО2 + Н2О НNО2 – кислота средней силы, неустойчива 2НNО2 → Н2О + NO2 + NO 2НI + 2НNО2 → I2 + 2NO + Н2О 2КМnО4+ 6НNО2 → 2Мn(NО3)2 + КNО3 + + КNО2+3Н2О Оксид азота (IV) NО2 ядовитый газ бурого цвета с характерным запахом, хорошо растворим в Н2О Получение: 1) 2NO + О2 →2NО2 2) Cu+4HNO (конц) →Cu(NO3)2+2NO2↑+ H2O Свойства: кислотный оксид 2NO2 + H2O → НNО2 + НNО3 2NO2 + 2NаOН →NаNО2 + NаNО3 + Н2О сильный окислитель: NO2 + СО →NО + СО2 Оксид азота (V) N2О5 бесцветные кристаллы хорошо растворяются в H2O, нестойкие при t0 >00С: 2N2О5 →4NО2 + О2 Получение: 6НNО3 + Р2О5 →2Н3РО4 + 3N2О5 2NО2 + О3 → N2О5 + О2 Свойства: кислотный оксид N2О5 +Н2О →2НNО3 Азотная кислотаПОЛУЧЕНИЕ а) в лаборатории: Ва(NO3)2(тв) + Н2SО4(конц) →ВаSО4↓ + 2HNO3↑ б) в промышленности: каталитическое окисление NH3: 1 стадия 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 2 стадия 2NO + О2 →2NО2 3 стадия 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 Физические свойства: бесцветная дымящая жидкость с резким запахом, t0кип = 830С. Концентрированная может иметь желтую окраску. При попадании на кожу вызывает сильные ожоги и оставляет желтые пятна Химические свойстваСильная кислота проявляет общие свойства кислот: 1) + осн. и амф. оксид 2) + основание 1) конц. HNO3 при нагревании или на свету разлагается: 4HNO3 = 2H2O + 4NO2↑ + O2↑ 2) при взаимодействии с Ме не выделяет H2, в зависимости от активности Ме и концентрации HNO3 продуктами восстановления могут быть: NO2, NO, N2O, N2, NН4NO3 Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NО3)2 + 2NO2↑ + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (разб) = Cu(NО3)2 + 2NO↑ + 4H2O 4Мg + 10HNO3 (очень разб) = 4Мg(NО3)2 + NН4NO3 + 3H2O 4Мn + 10HNO3 (разб) = 4Мn(NО3)2 + N2O + 5H2O 3) окисляет некоторые неметаллы: Р +5HNO3 (конц) = Н3РО4 + 5NO2↑ + 2H2O S + 6HNO3 (конц) = Н2SО4 + 6NO2↑ + 2H2O СолиОСОБЫЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ при t0 все нитраты разлагаются до Мg МеNО2 + О2↑ МеNО3 от Мg до Сu МеО + NО2↑+ О2↑ после Сu Ме + NО2↑+ О2↑ 2NаNО3 →2NаNО2 + О2↑ 2Zn(NО3)2 → 2ZnО + 4NО2↑+ О2↑ 2АgNО3 → 2Аg + 2NО2↑+ О2↑ ПРИМЕНЕНИЕ НИТРАТОВ 1) селитры: КNО3, NаNО3, NН4NО3, Са(NО3)2 – удобрения 2) КNО3 - для изготовления пороха; NН4NО3 - взрывчатых веществ Концентрированная HNO3 не реагирует с: Fе, Аl, Сr, Аu, Рt; Разбавленная HNO3 не реагирует с: Аu, Рt Качественная реакция : 2NаNО3 + 2Н2SО4 + Сu → Nа2SО4 + СuSО4 + 2Н2О + 2NО2↑ выделяется бурый газ АммиакВ молекуле NH3 у атома N остается неподеленная параэлектронов, за счет которойобразуется ковалентная связьпо донорно-акцепторному механизму при взаимодей- ствии с ионом Н+NH3 + Н+→ NН Поэтому растворы NН3 в воде обладают щелочной реакцией. Фосфин слабо растворим в воде. Аммиак взаимодействует с кислотами, присоединяет ион Н+, образуя стабильный комплексный катион [NН4]+. Общие электронные пары смещены к атомам азота и окислительное число азота в аммиаке равно —3. Аммиак при обычных температурах устойчив, а при высоких температурах обратимо разлагается: 2NН3↔ЗН2+N2 В результате этого аммиак при высоких температурах проявляет восстановительные свойства. Аммиак взаимодействует с водой с образованием гидрата NН3.Н2О, ионов аммония и гидроксид-ионов: NН3+Н2О↔NН3.Н2О↔NH4++ОН- Физические свойства газ без цвета с резким запахом, легче воздуха, хорошо растворим в в воде (нашатырный спирт), ядовит, t0кип = ─330С ПОЛУЧЕНИЕ 1) в промышленности: 3Н2 + N2 → 2NН3 2) в лаборатории: NН4Сl + Са(ОН)2 → СаСl2 + NН3↑ + ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 1) горение: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O 2) каталитическое окисление: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 3) с оксидами некоторых металлов: 3СuО + 2NH3 → 3Сu + N2 + 3H2O 4) 3Вr2 + 8NH3 → N2 + 6NН4Вr 5) + кислота: 2NH3 + Н2SО4→ (NH4)2SО4 сульфат аммония NH3 + Н2SО4→ NH4НSО4 гидросульфат аммония 6) + вода: NH3 + Н2О → NH4ОН гидроксид аммония СОЛИ АММОНИЯ NН4Сl → НСl↑ + NН3↑ (NH4)2SО4 → NН3↑ + NH4НSО4 NH4NО3 → N2О + 2H2О Качественная реакция: NН4Сl + NаОН → NаСl + NН3↑ + H2О ПРИМЕНЕНИЕ 1) получение НNО3 2) жидкий NН3 → в холодильных установках 3) в медицине – 10% раствор – нашатырный спирт 4) получение азотных удобрений V группа главная подгруппа ФОСФОРВ природе: в свободном состоянии не существует; в связанном состоянии: Са3(РО4)2 – фосфорит, 3Са3(РО4)2 · СаF2 – фторапатит, соединения фосфора входят в состав костной, нервной тканей, ДНК, РНК, АТФ, белков АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРАБЕЛЫЙ ФОСФОР Бесцветные кристаллы с желтоватым оттенком, чесночным запахом, не растворим в воде, растворим в СS2 и С2Н5ОН, легко плавится, летуч, химически активен, окисление на воздухе сопровождается свечением, очень ядовит. Моле-кулярная кристаллическая решетка, в узлах которой находятся молекулы Р4. При слабом нагревании превращается в красный фосфор КРАСНЫЙ ФОСФОР Темно-красный порошок, без запаха, не растворим в воде, растворим в СS2, неядовит. Атомная кристаллическая решетка. ЧЕРНЫЙ ФОСФОР похож на графит, жирный на ощупь, не растворяется в воде, нелетуч, полупровод-ник, неядовит. Атомная кристаллическая решетка. ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА: сплавление в электропечи: 5С + 3SiО2 + Са3(РО4)2 → 5СО + 3СаSiО3 + 2Р ПРИМЕНЕНИЕ 1) получение Н3РО4 → удобрения 2) спички 3) ядохимикаты 4) зажигательные бомбы и дымовые завесы ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА окислитель восстановитель 2Р + 3Мg →Мg3Р2 5О2 + 4Р → 2Р2О5 3I2 + 2Р → 2РI3 фосфид 2Сl2 + 2Р → 2РСl5 3Р + 5НNО3 + 2Н2О → 3Н3РО4 + 5NО СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРАФосфор образует с кислородом несколько оксидов, но важное значение имеют два: Р2О3 и Р2О5. Из них Р2О3, как и фосфористая кислота, проявляет восстановительные свойства. Оксид фосфора (lll) Р2О3 Воскообразная кристаллическая масса, ядовит. Получение: 3О2 + 4Р → 2Р2О3 (при недостатоке О2) Химические свойства Р2О3 – кислотный оксид Р2О3 + О2 → Р2О5 Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3 Оксид фосфора (V) Р2О5 Белый гигроскопичный порошок Химические свойства Р2О5 – кислотный оксид 3ВаО + Р2О5 → Ва3(РО4)2 6NаОН + Р2О5 → 2Nа3РО4 + 3Н2О 6НNО3 + Р2О5 →2Н3РО4 + 3N2О5 Н3РО4 – ортофосфорная кислота Физические свойства: бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в воде Химические свойства: кислота средней силы проявляет общие свойства кислот: 1) + осн. и амф. оксид 2) + основание 3) + соль Н3РО3 двухосновная фосфористая кислота средней силы соли (фосфиты) К2НРО3 СРЕДНИЕ К3РО4 – фосфат калия КИСЛЫЕ гидрофосфаты дигидрофосфаты К2НРО4 КН2РО4 гидрофосфат калия дигидрофосфат калия ФосфинРН3 бесцветный ядовитый фосфин газ, плохо растворим в воде, нестоек, сильный воостановитель: Са3Р2 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2РН3↑ РН3↑ + 2О2 → Н3РО4 Качественная реакция на фосфат-ион: К3РО4 + 3АgNО3 → КNО3 + Аg3РО4↓ ярко-желтый осадок Мышьяк, сурьма и висмутМышьяк, сурьма и висмут, подобно азоту и фосфору, содержат на своем внешнем энергетическом уровне электронную группировку s2p3. Вместе с азотом и фосфором они составляют VА группу периодической системы элементов. Так же как и фосфор, эти элементы в нормальном состоянии могут быть трехвалентными, а в возбужденном пятивалентными вследствие образования группировки s1p3d1. В связи с ростом радиусов атомов, уменьшением энергии ионизации этим элементам свойственны и металлические свойства, усиливающиеся от мышьяка к висмуту. |