Характерные степени окисления

V группа, главная подгруппа.

Общая электронная формула ns2np3
Азот, фосфор, мышьяк - неметаллы
Электроотрицательности: N - 3 P - 2,2 As - 2,1
Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3.  
Оксиды Э2O5 и Э2O3 Кислотные оксиды.
Водородное соединение: ЭН3

Азот.

Простое вещество.

:NºN: В молекуле имеются одна s- и две p- связи. Свойства: 1) из-за тройной связи очень мало активен. При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 30000С: N20 + O2 ⇄ 2N+2O (в природе - во время грозы); 2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием и магнием при нагревании: N2 + 6Li = 2Li3N – нитрИД лития. N2 + 3Ca -t→ Ca3N2 3)с водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора: N2 + ЗН2-(t,p,кат)→ 2NH3
Получение: NH4NO2 -t→ N2 + 2H2O (разложение нитрита аммония) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака).

Соединения азота(‑3)

1. Нитриды металлов: твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение: N2 + 6Li = 2Li3N Свойства: гидролизуются водой и кислотой. Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3 Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

Аммиак NH3:

Бесцветный газ с резким запахом.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

Характерные степени окисления - student2.ru Характерные степени окисления - student2.ru

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Характерные степени окисления - student2.ru

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и хорошо растворим в воде.

Получение аммиака:

В промышленности:

N2 + 3Н2 (t, p, кат) ⇄ 2NH3

В лаборатории:

а) вытеснение щелочами из солей аммония:

2NH4Cl + Са(OH)2 -t→ CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O

б) гидролиз нитридов: Ca3N2 + 6H2O = ЗСа(OH)2 + 2NH3

Свойства аммиака:

1.Молекула аммиака – частица-основание. Принимая протон она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе: Характерные степени окисления - student2.ru :NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- (в растворе); :NH3 + H+ = NH4+ (в растворе); :NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).
2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ: NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 – гидросульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 – сульфат аммония.
3. Реагирует с солями тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды: FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы: 4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака), 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление).
6. Аммиак способен восстанавливать не очень активные металлы из их оксидов: 3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

СОЛИ АММОНИЯ

Получение:

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота à

NH3 + HNO3 ® NH4NO3(нитрат аммония)

2NH4OH + H2SO4 ® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

Химические свойства.

1. Сильные электролиты (диссоциация) NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl-
2. Разложение при нагревании. a) если кислота летучая b) если анион проявляет окислительные свойства а)NH4Cl ⇄NH3­ + HCl­ NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­ b) NH4NO3t°® N2O­ + 2Н2O­ NH4NO2t°® N2­ + 2Н2O­ (NH4)2Cr2O7t°® N2­ + Cr2O3 + 4Н2
3. Реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями (если выделяется осадок, газ. a) (NH4)2CO3 +2НCl ®2NH4Cl + Н2O + CO2­↑ CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­ b) (NH4)2SO4+Ba(NO3)2®BaSO4¯ +2NH4NO3 Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯ с) NH4NO3 + KOH à KNO3 + NH3↑ + H2O NH4+ + OH ¯ à NH3↑ + H2O
4.Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая: NH4Cl + Н2O ⇄ NH4OH + HCl NH4+ + Н2O ⇄ NH4OH + H+

ОКСИДЫ АЗОТА

N2+1O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ" N+2O ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА N2+3O3 ОКСИД АЗОТА (III) АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД N+4O2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ» N2+5O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
бесцветный бесцветный темно-синяя жидкость (при низких температурах). бурый газ крист. вещество
несолеобра-зующий несолеобра-зующий кислотный кислотный* (даёт 2 кислоты) кислотный

N2O – Несолеобразующий оксид.

Получение: NH4NO3t°® N2O + 2Н2O Химические свойства: 1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N2O –t°® 2N20 + O20 2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород. С водородом: N2O + H2 ® N2 + Н2O, с углеродом: N2O + C à N2 + CO

NO- Несолеобразующий

Получение: 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O 2. 3Cu + 8HNO3(разб.)®3Cu(NO3)2 +2NO­+4H2O 3. N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы) Химические свойства: 1. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 ® 2NO2 2NO + Cl2 ® 2NOCl (хлористый нитрозил) 2.Окислитель 2NO + 2SO2 ® 2SO3 + N20

N2O3 - азотистый ангидрид – кислотный оксид.

Получение: NO2 + NO ⇄ N2O3 (при охлаждении) Химические свойства: 1)Выше t°кип. разлагается на NO и NO2 2)N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O 3) N2O3 + H2O ® 2НNO2(азотистая кислота)

NO2 -бурый газ, ядовит.

Получение:1. 2NO + O2 ® 2NO2

2. Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O

Химические свойства

1. Кислотный оксид, образует две кислоты сразу:   А)с водой: 2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3 Б) со щелочами: 2NO2 +2NaOH ®NaNO2+NaNO3 +H2O
2. Окислитель: N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O
3. Димеризация: 2NO2(бурый газ)⇄ N2O4(бесцветная жидкость) – димер.

N2O5 - азотный ангидрид

Получение: 1. Окисление диоксида азота: 2NO2 + O3®N2O5 + O2 2. Обезвоживание азотной кислоты: 2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5 Химические свойства: 1. Кислотный оксид: a) С водой: N2O5 + H2O ® 2 HNO3 b) С основаниями: N2O5 + КОН = KNO3 + H2O c) С оксидами металлов: N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 2. Сильный окислитель: 2N2O5 +S ® SO2 +4NO2 3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N2O5 ® 4NO2 + O2

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2

Получение: Вытеснение из нитритов сильной кислотой:

AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

Химические свойства:

1. Слабая неустойчивая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

2. Разлагается при нагревании: 3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

4. Сильный восстановитель: HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3

Получение:

1. Лабораторный способ KNO3 + H2SO4(конц) –t°® KHSO4 + HNO3­
2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO: 4NH3 + 5O2500°,Pt® 4NO + 6H2O
b) Окисление кислородом воздуха NO до NO2 2NO + O2 ® 2NO2
c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO2 + О2 + 2H2O ⇄ 4HNO3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1. Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO3 ⇄ H+ + NO3-
2. Реагирует с основными оксидами CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O или CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O
3. Реагирует с с основаниями HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O или H+ + OH- ® H2O
4. Вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO3 + Na2CO3 ®2NaNO3 + H2O+CO2­ 2H+ + СO32- ® H2O + CO2­
СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ
1. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO3t°,hn® 2H2O + 4NO2­ + O2­
2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")
3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород! металл + HNO3 à соль азотной кислоты + вода + газ (или соль аммония)
4. С неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих высших кислот: S+ 6HNO3(конц) ® H2SO4 + 6NO2 + 2H2O B + 3HNO3 ® H3BO3 + 3NO2 3P + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3PO4
    HNO3  
концентрированная разбавленная
¯ ¯ ¯ ¯ ¯
Fe, Al, Cr- пассивирует (без нагревания) Au, Pt – не реагирует. с тяжелыми металлами NO2 со щелочными и щел.зем. металлами N2O с тяжелыми металлами NO со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe N2(cред. разб) NH4NO3(оч.разб)

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

1. Металлы левее магния кроме лития. KNO3tà КNO2 + O2 нитрит металла + кислород
2. От магния до меди + литий Mg(NO3) 2tà MgO + NO2 + O2 оксид металла + NO2 + O2
3. После меди AgNO3tàAg + NO2 + O2 металл + NO2 + O2
4. Нитрат аммония и нитрит аммония NH4NO3tà N2O­ + 2H2O­ NH4NO2tà N2­ + 2H2

ФОСФОР.

Электронная конфигурация Р 1S22S22P63S23P3

S 2s 2p 3s 3p 3d

↑↓   ↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑↓              

Характерные степени окисления - student2.ru

образование возбужденного состояния.

Возможные валентности: -в невозбужденном состоянии: III

- в возбужденном состоянии: V

Характерные степени окисления.

+5 +3 +1 -3
Оксид: P2O5 Кислоты: HPO3 (метафосфорная кислота) H4P2O7 (пирофосфорная кислота) H3PO4 (ортофосфорная кислота) Соли: фосфаты Ca3(PO4)2 Гидрофосфаты К2НРО4 Дигидрофосфаты КН2РО4 Галогенангидриды:PОCl3,PCl5 Оксид: P2O3 Кислота: H3PO3 - двухосновная фосфористая Соли: фосфиты Na2HPO3 Галогенангидрид: PCl3   Кислота: H3PO3 - одноосновная фосфорноватистая Соль: гипофосфит NaH2PO2   Фосфиды металлов: Ca3P2 Водородное соединение: фосфин PH3­

Наши рекомендации