Элементы va-группы(N,P,As,Sb,Bi) имеют групповое название


Скачать 271.99 Kb.
НазваниеЭлементы va-группы(N,P,As,Sb,Bi) имеют групповое название
Дата публикации31.03.2014
Размер271.99 Kb.
ТипДокументы
referatdb.ru > Физика > Документы
Азот и его соединения

Элементы VA-группы(N,P,As,Sb,Bi) имеют групповое название пниктогены, образованное от символов химических элементов фосфора Р и азота N. Пниктогены относятся к семейству р-элементов.

Степен окисления:

Азота: -3, -2.-1,+1,+2,+3,+4,+5.

Фосфора:-1,+1,+3,+5

Мышьяк:-3,+1,+3,+5.

Сурьма: -3,+3,+5.

Висмут:-3,+3,+5.

Значение орбитального радиуса, энергий ионизации и относительной электроотрицательности для атомов элементов VА-группы изменяются закономерно и монотонно: с ростом атомного номера элемента радиус атома также увеличивается (причем в наибольшей степени при переходе от азота к фосфору), а энергия ионизации соответственно уменьшается. Это хорошо согласуется с общей тенденцией усиления металлических свойств атомов элементов в главных подгруппах с возрастанием заряда ядра.

Азот - самый электроотрицательный элемент VA-группы и уступает в этом отношении только фтору и кислороду. Связи ионного типа азот образует в нитридах активных металлов (Ca3N2, Li3N), в большинстве других его соединений связи имеют преимущественно ковалентный характер. Ковалентные связи наиболее характерны и для остальных элементов; при переходе от мышьяка к висмуту степень полярности ковалентных связей в соединениях с галогенами, кислородом закономерно нарастает.

Для атома азота как элемента второго периода максимальная валентность равна четырём ( при этом три ковалентные связи образуются за счет неспаренных электронов по обменному механизму и одна связь – по донорно-акцепторному механизму с участием неподеленной пары электронов).

Общая характеристика простых веществ.

Для фосфора, мышьяка, сурьмы известны аллотропные модификации.

Основные физические свойства простых веществ элементов VA – группы.

Элемент

N

P

As

Sb

Bi

Аллотропные формы

Азот

1.Белый фосфор,

2.Красный фосфор,

3.Черный фосфор.

Металлический или серый мышьяк

Серая сурьма

Висмут

Агрегатное состояние, цвет в обычных условиях

Бесцветный газ

Все – кристаллические вещества

Металлоподобное кристаллическое вещество

Металлоподобное кристаллическое вещество серебристо-белого цвета

Серебристо-белый, мягкий.

Кристаллическая решетка (обычные условия)

-

1 молекулярная,

2,3 Атомная

Атомная

Состав молекул или атомных ассоциатов

N2

1.Р4

2,3 Р

As

Sb

Bi

Плотность , г/см3 (293К)

0,00125

1.1,82

2.2,20

3.2,69

5,78

6,691

9,747

tпл, °С

-209,71

1.44,3

2.410 (под давлением)

817 (под давлением)

631

272

tкип, °С

-196

1.280

616, сублимируется

1635

1560

В двухатомных молекулах атомы соединены между собой одной – и двумя -связями, в четырехатомных молекулах и полимерных структурах – только тремя -связями.

Водородные соединения – газы с резким неприятным запахом; они ядовиты, за исключением аммиака, малорастворимы в воде. Аммиак – NH3, фосфин – PH3, арсин – AsH3, стибин – SbH3. Водный раствор аммиака проявляет свойства основания, также основными свойствами (хотя и очень слабыми) обладает фосфин.

Азот

По величине относительной электроотрицательности азот уступает только фтору и кислороду, поэтому для него в соединениях характерна степень окисления, равная -3. Такие соединения называются нитридами. В соединениях с кислородом и фтором азот проявляет положительные степени окисления, из которых наиболее характерны +3 и +5.Кроме того, азот образует довольно много соединений с промежуточными между -3 и +5 значениями степеней окисления: N-1H2OH (гидроксиламин), N2-2H4 (гидразин), HN3-1/3, N2+1O, N+2О, N+4О2.

Примеры трехвалентного азота: молекулярный азот N2, гидразин N2H4 и гидроксиламин NH2OH.

Валентность, равную четырем, азот проявляет в ионе аммония NH4+, в солях тетраалкиламмония ([(CH3)4N]Cl), в соединениях аммиака с трифторидом бора H3N∙BF3. Подавляющая часть азота в природе находится в свободном состоянии ( в молекулярной форме N2), в воздухе объёмная доля азота составляет примерно 78%. В связанном состоянии азот образует нитраты:

Чилийская селитра – NaNO3, индийская селитра – KNO3, норвежская селитра – Ca(NO3)3.

Азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на планетах Уран и Нептун.

^ Физические свойства, получение и применение азота.

Бесцветный газ без запаха и вкуса, низкие температуры кипения и плавления, плохо растворим в воде( 0,023 объема азота в 1 объеме воды при обычных условиях). Азот не ядовит, однако в атмосфере чистого азота человек и животные быстро погибают, и происходит это из-за отсутствия кислорода.

Получение:

1.В промышленности перегонкой жидкого воздуха.

2.В лабораторных условиях:

а) термическое разложение неустойчивых соединений азота:

NH4NO22H2O + N2

(NH4)2Cr2O7Cr2O3 + 4H2O +N2

б)взаимодействием некоторых металлов с азотной кислотой:

5Mg + 12HNO3 = 5Mg(NO3)2 + N2↑+6H2O

в) окисление аммиака оксидом меди (II):

3CuO + 2NH3 2Cu + N2↑ +3H2O

Очень чистый азот (и Na) получают разложением азида натрия: 2NaN3 2Na + 3N2

В промышленности используют в основном для синтеза аммиака. Из-за своей химической пассивности используется для создания инертной атмосферы при проведении реакций.

^ Химические свойства азота:

При обычных условиях азот пассивен. Азот не реагирует ни с кислотами, ни со щелочами, не горит и не поддерживает горения других веществ; напротив, сам азот в молекулярном виде является конечным продуктом окисления многих азотсодержащих веществ.

1.6Li + N2 = 2Li3+1N-3(нитрид лития)

2.При нагревании азот образует нитриды и с рядом других металлов :

2Al + N2 = 2AlN

3Ca + N2 = Ca3N2

2Fe + N2 = 2FeN

3.При взаимодействии с водой нитриды металлов разлагаются с выделением аммиака:

Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3

4.а в реакциях нитридов с кислотами образуются соли аммония:

Ca3N2 + 8HCl = 2CaCl2 + 2NH4Cl

6. с водородом азот реагирует только в присутствии катализатора (железо с добавками активаторов – оксиды К, Аl и др.), реакция с кислородом протекает при очень высокой температуре, обратима и эндотермична:

3H2 + N2 = 2NH3

N2 + O2 = 2NO

7.из галогенов реагирует только со фтором: N2 + 3F2 = 2NF3

Аммиак

Молекула имеет форму треугольной пирамиды, полярна. Наличие на атоме азота в аммиаке неподеленной пары электронов во многом обусловливает его химические свойства. Валентность азота в молекуле аммиака равна трем, а степень окисления составляет -3.

Бесцветный газ, легче воздуха, с резким характерным запахом. В жидком состоянии молекула аммиака благодаря высокой полярности связей образуют между собой водородные связи.

Разбавленный раствор аммиака в воде (w = 3-10%) часто называют нашатырным спиртом, более концентрированный (w(NH3) = 18-25%)

Химические свойства аммиака:

Реакции присоединения с участием неподеленной пары электронов атома азота.

1.Водород может замещаться на атомы активных металлов(при нагревании):

2Na + 2 NH3 = 2NaNH2 + H2

2.Взаимодействие с водой:

NH3(г) + H2O(ж) ↔ NH3∙H2O(р-р)↔NH4+(р-р) + OH-(р-р)

3.С кислотами, образуя средние и кислые соли аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl (хлорид аммония)

NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4 (дигидрофосфат аммония)

2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4 (гидрофосфат аммония)

^ Получить фосфат аммония (NH4)3PO4 взаимодействием аммиака с раствором фосфорной(ортофосфорной) кислоты нельзя, так как эта соль подвергается практически полному гидролизу.

4.Реакции окисления:

-с кислородом. При нагревании: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

При нагревании и в присутствии катализатора (платины): 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

-с другими веществами(при нагревании):

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2↑+ 3H2O

2NH3 + 3Cl2 = N2↑+ 6HCl

5.Реакции замещения атома водорода в аммиаке с сохранением степени окисления атома азота(при нагревании):

2Al + 2NH3 = 2AlN + 3H2↑(нитрид алюминия)

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2↑(амид натрия)

2K + NH3 = K2NH + H2↑(имид калия)

6.Другие реакции с участием аммиака:

2NH3↔N2 + 3H2 (при температуре свыше 1300 градусов)

2NH3 + CO2 = CO(NH2)2(мочевина) + H2O

7.В органической химии аммиак используют для получения аминов, аминокислот:

C2H5Cl + 2NH3↔C2H5NH2 +NH4Cl (при температуре, с участием катализатора)

этанамин

C2H5OH + NH3 ↔C2H5NH2 + H2O (при температуре, с участием катализатора)

(Cl)CH2COOH + 2NH3= CH2-COOH +NH4Cl

ǀ

NH2

аминоуксусная кислота(глицин)

Гидрат аммиака NH3∙H2O

Это слабое основание. Его выделяют при охлаждении водных растворов аммиака. Кристаллическая решетка молекулярного типа, в узлах находятся связанные водородной связью молекулы аммиака и воды NH3 ∙∙∙ H2O

Вступает в реакцию с кислотами и солями:

NH3∙H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

NH3∙H2O + H+ = NH4+ + H2O

AlCl3 + 3NH3∙H2O = Al(OH)3↓+3NH4Cl

Al3+ + 3NH3∙H2O = Al(OH)3↓+3NH4+

С углекислым и сернистым газом, с образованием средних и кислых солей угольной и сернистой кислоты:

NH3∙H2O + СO2 = NH4HCO3 (гидрокарбонат аммония)

2NH3∙H2O + CO2 = (NH4)2CO3 + H2O (карбонат аммония)

NH3∙H2O + SO2 = NH4HSO3 (гидросульфит аммония)

2NH3∙H2O + SO2 = (NH4)2SO3 + H2O (сульфит аммония)

Получение аммиака и его применение:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

2NH4Cl(т) + Ca(OH)2(т) CaCl2 +2NH3↑+2H2O

(нашатырь)

Соли аммония:

Получение:

1.пропускание газообразного аммиака в раствор кислоты:

NH3(г) + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония)

NH3 +CO2 + H2O = NH4HCO3 (гидрокарбонат аммония)

NH3 + SO2 + H2O = NH4HSO3 (гидросульфит аммония)

2.нейтрализация гидрата аммиака кислотами:

NH3∙H2O + HCl(р-р) = NH4Cl + H2O

3.По реакции обмена между солью аммония и другой солью:

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+2NH4Cl

4.Соль аммония + сильная кислота:

NH4HCO3 + HNO3 = NH4NO3 + H2O + CO2

Химические свойства:

1.Диссоциация: (NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-

2.С кислотами, солями (если выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит)

(NH4)2CO3 + 2HCl = 2NH4Cl + H2O + CO2

(NH4)2CO3 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaCO3

3.кислые соли аммония реагируют с аммиаком или его водным раствором:

NH4H2PO4 + NH3 = (NH4)2HPO4 (гидрофосфат аммония)

H2PO4- + NH3 = HPO42- + NH4+

NH4HCO3 + NH3∙H2O = (NH4)2CO3 + H2O (карбонат аммония)

2.При нагревании с растворами щелочей выделяется аммиак:

NH4NO3 + KOH = KNO3 + NH3↑+H2O

NH4H2PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O + NH3

3.Разложение:

NH4Cl=NH3 +HCl

(NH4)2CO3 = 2NH3 ↑+ CO2↑ + H2O

NH4HCO3 = NH3 ↑+ CO2 ↑+ H2O

(NH4)2HPO4=2NH3↑+H3PO4

NH4H2PO4 = NH3↑+ H3PO4

(NH4)2SO4=NH3 ↑+ NH4HSO4(гидросульфат аммония)-при слабом нагревании

NH4NO2 = 2H2O + N2

(NH4)2Cr2O7=Cr2O3 + 4H2O + N2

3(NH4)2SO4=4NH3↑+ 3SO2↑ + N2↑+6H2O

NH4NO3=2H2O + N2O↑ - при 260 градусах

2NH4NO3 = 2N2↑+ O2↑ +4H2O – при 500 градусах

Ион аммония в растворе обнаруживают по появлению запаха аммиака при нагревании исследуемого раствора со щелочью:

NH4Br + KOH = KBr + H2O + NH3

^ Оксиды азота

Все оксиды азота, за исключением N2O ядовиты. N2O-используется для анестезии(«веселящий газ»). NO2 – особенно ядовит, вызывает отёк лёгких.

Оксид азота (I) N2O – газ, слабый приятный запах термически неустойчив:

2N2O = 2N2 + O2

Получают нагреванием нитрата аммония при 250 градусах: NH4NO3 = 2H2O + N2O↑

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ , без запаха:

2NO + O2 = 2NO2

Это единственный оксид азота, который можно получить непосредственным синтезом из простых веществ: N2 + O2 = 2NO

получение: 4NH3 + 5O2 = 4NO↑ + 6H2O

Взаимодействием меди с разбавленной азотной кислоты:

3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Сu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Оксид азота (IV) NO2 – бурый газ, солеобразующий кислотный оксид, но соответствующей кислоты ему нет.

1.растворение на холоде в отсутствии избытка кислорода:

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 (азотистая кислота)

2.растворение при нагревании в отсутствии избытка кислорода:

3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO↑

3.Растворение в присутствии избытка кислорода и нагревании:

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

4. с водными растворами щелочей:

На холоде: 2NO2 + 2KOH = KN+5O3 + KN+3O2 + H2O

При нагревании: 3NO2 + 2KOH = 2KN+5O3 + N+2O↑ + H2O

5.При избытке кислорода и нагревании:

4N+4O2 + 4KOH +O20= 4KN+5O3-2 + 2H2O

Получение:

1.окисление NO: 2NO + O2 = 2NO2

2.взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3.разложение нитратов ( от магния в ряду активности металлов):

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑+ O2

Оксид азота (V) N2O5-бесцветные кристаллы, кислотный оксид, ангидрид азотной кислоты.

2N2O5 = 4NO2↑ + O2

N2O5 + H2O = 2HNO3

N2O5 + CaO = Ca(NO3)2

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O

Получают взаимодействием P2O5 и HNO3: 2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

Азотная кислота

Бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом, плотностью 1,51 г/см3.

При температуре 86 градусов кислота закипает с разложением:

4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑+2H2O

В азотной кислоте валентность азота 4, а степень окисления +5.

С w(HNO3) ≥63% - концентрированная, w(HNO3) ≤3% - очень разбавленная, в промежутки между процентами – разбавленная.

Химические свойства:

1.Диссоциация в водном растворе:

HNO3 = H+ + NO3-

2.Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O

3.Со щелочами и слабыми основаниями:

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

NH3∙H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

4. C аммиаком: NH3 + HNO3 = NH4NO3

5.С солями(если выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит):

KHCO3 + HNO3 = KNO3 + H2O + CO2

Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3

^ Специфические свойства:

а).слабая устойчивость к действию света или температуры:

4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

б).Из-за выделяющегося кислорода тлеющая лучинка над нагретой азотной кислотой вспыхивает.

в).Вещества, содержащие белок, при попадании на них HNO3(конц), окрашиваются в желтый цвет (ксантопротеиновая реакция).

г).Характерны окислительные свойства:

+5 +4 +2 +1 0 -3 -3 +5

HNO3 → NO2 → NO → N2O → N2 → NH3 (NH4NO3)

6.В зависимости от концентрации кислоты:

Mg + 4HNO3 = Mg(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O ( ≥ 60%)

3Mg + 8HNO3 = 3Mg(NO3)2 + 2NO↑+4H2O (≈ 30%)

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O↑+5H2O (≈ 20%)

5Mg + 12HNO3 = 5Mg(NO3)2 + N2↑+6H2O (≈ 10%)

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3↑+3H2O (≈ 2-3%)

7.С неметаллами (при нагревании), используется концентрированная кислота:

6HNO3(конц) + S = H2SO4 + 6NO2↑ + H2O

5HNO3(конц) + P = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

4HNO3 (конц) + C = CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O

С разбавленными образуется NO.

8.Концентрированная кислота окисляет анионы галогенов( кроме F-), сульфид-ион S2-,SO2.

6HNO3(конц) + HI = HIO3 + 6NO2↑+3H2O

HNO3(конц) + 3HCI(конц) = NOCl + Cl2↑+2H2O

8HNO3(конц) + CuS = CuSO4 + 8NO2↑+4H2O

9.Концентрированная кислота окисляет ионы металлов или неметаллов в промежуточных или низших степенях окисления:

+2 +3

FeO + 4HNO3(конц) = Fe(NO3)3 + NO2↑+ 2H2O

+2 -2 +5 +3 +6 +4

FeS + 12HNO3(конц) = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2↑+ 5H2O

Fe+2 –e- = Fe+3

} 9 1

S-2 – 8e- = S+6 9

N+5 + e- = N+4 } 1 9

+1 +2

Cu2S + 14HNO3 = 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2↑+ 6H2O

10. C металлами:

с концентрированной кислотой, образуется NO2:

Fe + 6HNO3(конц) = Fe (NO3)3 + 3NO2↑+3H2O

с разбавленной азотной кислотой, образуется NO:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

с очень разбавленной азотной кислотой, образуется нитрат аммония (NH4NO3), железо окисляется до степени окисления +2:

4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

11.Золото и другие благородные металлы растворяются в «царской водке»: смесь концентрированных кислот HNO3 и HCl в объемных отношениях 1:3)

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO↑+2H2O

Смесь концентрированных HNO3 и H2SO4 называется меланжем

^ Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты со щелочными металлами, кальцием и ионами аммония (NH4+) называются селитры(NH4NO3 – аммиачная селитра)

Разложение:

а) нитраты металлов стоящие в электрохимическом ряду до магния( не включая его)

разлагаются с образованием нитрита металла и кислорода:

+5 -2 +3 0

2KNO3 = KNO2 + O2

Для лития: 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2↑+O2

б) металлы, расположенные в э/х ряду от магния (включительно) до меди (включительно), с образованием оксида металла, оксид азота (IV) и кислород:

+5 -2 +4 0

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑+O2

в)стоящие после меди, образуется металл, оксид азота(IV), кислород:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+O2

^ Вспышка на тлеющем угольке при нанесении на него нитрата служит для качественного распознавания нитратов.

Черный порох: смесь калийной селитры + угля + серы.

2KNO3+3C + S =K2S + 3CO2↑+N2

^ Получение азотной кислоты:

1.Действием концентрированной серной кислоты на нитраты при умеренном нагревании:

KNO3(т) +H2SO4(конц) = KHSO4 + HNO3

При таком способе получается дымящая азотная кислота.

2.в промышленности получают в 3 стадии из аммиака:

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

2NO + O2 = 2NO2

4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3

Применение: для получения красителей, взрывчатых веществ, азотных удобрений, лекарств, в изготовлении фотопленки, растворения драгоценных металлов.

Похожие рефераты:

Галогены, т е «рождающие соли», групповое название элементов viia-...
Галогены, т е «рождающие соли», групповое название элементов viia- группы периодической системы, к которым относятся фтор F, хлор...
Методические рекомендации для практических занятий Тема: Элементы...
Тема: Элементы iв группы, их соединения и свойства d-Элементы. Элементы viв группы. Хром. Свойства хрома и его соединений
Портфолио куратора
...
Название группы расшифровывается, как "комическое постоянство" Это...
Мы присылаем вам идею-проект группы художников "Коми-Кон". Название группы расшифровывается, как "комическое постоянство"
Анкета на участие в национальном отборочном туре конкурса песни «евровидение-2014»
Название группы (заполняется в случае, если участник проекта подает заявку на участие в проекте в составе группы)
Методические указания для самостоятельной работы студентов под руководством...
Цель: изучить строение, физические, химические свойства, применение в медицине и фармации элементов iva группы, углерода и элементов...
Тестовое задание
Названия веществ, в состав каждого из которых входят элементы ivа группы, записаны в рядах
Контрольная работа 1 8кл «Строение атома и систематизация химических элементов»
Выберите элементы одной группы из предложенного ряда: С, LI, Ge, О, Pb, Be, В, Si, Ar
Оконная группа. Окно с замковым камнем
Данная коллекция разбита на группы, элементы разных групп не являются взаимозаменяемыми
Техническое задание должность: Руководитель группы по разработке...
Номер и название проекта: Проект проон, №76238 «Управление климатическими рисками в Казахстане»

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2013
контакты
referatdb.ru
referatdb.ru
Рефераты ДатаБаза