Валентност на група 5 от главната подгрупа. P-елементи от група V A

Основната подгрупа на V група включва азот, фосфор, арсен, антимон и бисмут. Азотът, фосфорът и арсенът са неметали, антимонът и бисмутът са метали. Според структурата на външния електронен слой на атомите това са типични p-елементи:

н 2s 2 2p 3,

П 3s 2 3p 3 3d 0,

Като 3d 10 4s 2 4p 3 4d 0,

Sb 4d 10 5s 2 5p 3 5d 0,

Bi 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 6d 0.

Пълни електронни аналози са As, Sb и Bi - техните атоми имат същата електронна конфигурация на външните нслой и предходен (n-1)dчерупки. Йонизационните потенциали на I 5 обаче са толкова високи, че прости йони E 5+ за всички елементи от главната подгрупа на група V не съществуват. Следователно химичните свойства на P, As, Sb и Bi се определят само от структурата на външния електронен слой. Три несдвоени електрона в основата и пет във валентно-възбудени състояния позволяват на тези елементи да проявяват валенции III и V. Благодарение на електронната двойка ns 2 и празното подниво nd, валентността на елементите също може да бъде IV и VI. За антимон и бисмут в комплексни съединения, поради големите размери на техните атоми, валентността може да достигне VII и VIII, например във флуоридните комплекси K 2 и K 3.

Поради липсата на d-подниво, азотният атом не може да има възбудено състояние с пет несдвоени електрона, следователно неговата валентност в съединенията не надвишава IV. Химичните свойства на азота са много различни от свойствата на другите елементи от групата. Неговите малки валентни s- и p-орбитали са способни да образуват хибридни sp 3 -, sp 2 - и sp орбитали с висока електронна плътност. В същото време p-орбиталите, които не участват в хибридизацията, както в случая на въглеродния атом, могат да участват в създаването на силни p-връзки с атоми на леки елементи (B, C, O, N), т.е. двойни и тройни връзки. В редица съединения p-връзките се укрепват поради почти пълното прехвърляне на един от s-електроните на азотния атом към съседния атом. Това състояние на азот с четири несдвоени електрона може да бъде обозначено като N +. Азотът N+ е способен да образува четири двуелектронни връзки чрез обменен механизъм с O, C и N атоми, например в HNO 3, HN 3, HCNO и т.н., където степента на окисление на азота е формално +5. Азотните съединения (+5) се различават по химични свойства от подобните съединения на фосфора и арсена.

Високите стойности на електроотрицателността на елементите (Таблица 1) позволяват да се обяснят отрицателните степени на окисление в съединения с повече електроположителни елементи и положителните степени на окисление в съединения с повече електроотрицателни елементи:

N -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5;

P -3, -2, 0, +1, +3, (+4), +5;

Като -3, 0, +3, +5;

Sb, Bi -3, 0, +3, (+4), +5.

Стабилността на съединенията в по-ниски степени на окисление намалява в групата от азот към бисмут, а стабилността на съединенията в степен на окисление +5 намалява при преминаване от фосфор към азот и бисмут. Съединенията на азота (+5) и бисмута (+5) са силни окислители.

Маса 1:Някои свойства на p-елементите от V група

Имот	н	П	Като	сб	Би
Атомен радиус, nm	0,074	0,110	0,121	0,140	0,146
Йонен радиус E 3– , nm	0,146	0,184	0,198	0,221
Йонизационен потенциал I 1 , eV	14,58	10,49	9,82	8,64	12,25
Електронен афинитет, eV	–0,20	0,80	1,07	0,94	0,95
Електроотрицателност (Полинг)	3,07	2,06	2,20	1,82	1,67
Точка на топене, 0 С	–210	44.2 бяло		630,5
Точка на кипене, 0 С	–195,8
Плътност, g/cm3	0,879 ет.	1.82 бяло	5,72	6,69	9,79
Съдържание в земната кора, тегл.%	0,023	0,04	1,0∙10 –4	5×10 –6	5×10 –6
Масови числа на естествени изотопи	14,15	32,33,34,35	74,76,77,78,80,82	120,122, 123,124 125,126, 128,130	208,209,

Азотната подгрупа е петата група, основната подгрупа на периодичната таблица на D.I. Менделеев. Той включва елементите: азот ( Н); фосфор ( П); арсен ( Като); антимон ( Sb); бисмут ( би). Обща електронна формула на елементи от подгрупата на азота: ns2np 3– на външно енергийно ниво тези елементи съдържат пет валентни електрона, както е посочено от номера на групата – два електрона в s-подниво и три несдвоени електрона в p-подниво. Това са r-елементи. Всеки следващ по-ниско разположен атом увеличава енергийното си ниво (N – 2 s2 2p3; П – 3 s2 3p3; Като – 4 s2 4p3; Sb – 5 s2 5p3; Би – 6 s2 6p3), поради което атомният радиус се увеличава, йонизационната енергия, енергията на електронен афинитет, електроотрицателността намалява, неметалните свойства отслабват и металните свойства се увеличават.

Характерни са следните степени на окисление: N – +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, -5; P – от +1 до +5 (с изключение на +2), 0, -2, -3; всички останали: +3, +5, -3. Характерни валенции: 3, 4, 5.

Азотът не може да бъде петвалентен– неговата максимална валентност е четири, тъй като най-високата валентност е равна на броя на възможните квантови клетки на външно ниво – азотът има четири от тях (една s- и три p-орбитали), следователно броят на ковалентните връзки също е четири.

И така, азотът в невъзбудено състояние има валентност три, а във възбудено състояние (по време на прехода на електрони от s-подниво) има четири.

Фосфорът и всички следващи елементи от подгрупата имат d-подниво, в което могат да се движат електрони от s- и p-поднива, а във възбудено състояние имат валентност пет.

Водородните съединения на елементите отговарят на формулата: RН3: NН3 – амоняк; PH3 – фосфин; AsH3 – арсин; SbН – стибин; BiН – бисмутин. Всички съединения са газове, химическата устойчивост на всяко следващо отслабва, което е свързано с увеличаване на атомния номер на елементите, отслабване на неметалните свойства и увеличаване на металните.

Кислородните съединения от азотната подгрупа съответстват на състава: R2О3, R2О5, които отговарят на киселини от вида: HRO2; HRO3; Н3RO4 – орто киселини (азотът не образува орто киселина).

Природата на оксидите на елемента се променя естествено отгоре надолу: N2O3, P2O 3имат киселинни свойства; As2O3, Sb2O3 имат амфотерни свойства; Bi2O3 – основни свойства. R2O5 образува само киселинни оксиди и съответства на киселини: HRO3, H3RO4 (с изключение на азот). Силата на HRO3 киселините намалява отгоре надолу.

Резки промени се наблюдават и в простите вещества на елементите от подгрупата на азота: азот, фосфор, арсен - неметали; антимонът и бисмутът са метали.

Азот.

Азот (N)стои в период 2, V група на основната подгрупа. Сериен номер – 7, Ar – 14.008. Структура на молекулата::N = N:молекула N2 –най-силният от всички двуатомни поради наличието на къса тройна връзка (енергия на връзката - 946 kJ). Връзката в молекулата е ковалентна и неполярна. Най-късата и най-здрава свързваща центровете на атомите е ?-връзката, разположена в пресечната точка на равнините на px- и pz-орбиталите, които, припокривайки се, образуват 2 по-дълги ?-връзки, разположени в 2 взаимно перпендикулярни равнини по отношение на взаимно .

Физични свойства:безцветен газ, без мирис и вкус; слабо разтворим във вода: 15,4 ml N2 се разтварят в 1 литър H2O при t° = 20 °C и p = 1 atm; точка на кипене = -196 °C; температура на топене = -210 °C. Естественият азот се състои от два изотопа с атомни маси: 14 и 15.

Химични свойства:електронна конфигурация: 1s2 2 s2 2 стр. 3– във външното ниво има 5 валентни електрона. Характерната валентност е 3 и 4. Най-характерните степени на окисление са: -3, -2, -1, +2, +3, +4, +5, 0. При нормални условия N2 е подобен на инертен газ.

При обикновени температури азотът реагира само с литий: 6Li + N20= 2Li3N-3; реагира с други метали при високи температури: 3Mg + N20= Mg3N2-3; 2Al + N2 = 2AlN.

При реакции с метали азотът проявява окислителни свойства: N20 = 2N-3.

Реагира с водород (500 °C, kat, p):

N20+ 3H2 = 2N-3H3, тук азотът също е окислител.

При високи температури (електрическа дъга, 3000–4000 °C) взаимодейства с кислорода на въздуха: N20+ O2 = 2N+2O (в природата - при гръмотевична буря).

В този случай азотът проявява свойствата на редуциращ агент: N20?2N+2.

С кислорода азотът образува няколко оксида: N2O, NO, N2O3, N O2 , N2O5 и NO3.

Касова бележка.

1. В промишлеността азотът се получава чрез втечняване на въздуха, последвано от изпаряване и отделяне на азота от други газови фракции на въздуха. Полученият азот съдържа примеси от благородни газове (аргон).

2. В лабораторията чистият азот се получава чрез термично разлагане на амониев нитрат:

Намиране в природата:В природата азотът се среща предимно в свободно състояние. Основното естествено съдържание на азот във въздуха е неговата обемна част във въздуха ?= 78,09%. В почвата се открива малко количество азотно съединение; азотът е част от аминокиселините, които образуват протеини чрез пептидни връзки; намира се в молекулите на нуклеинова киселина - ДНК и РНК - като част от азотни бази (нуклеотиди): гуанин, аденил, тимидил, цитизил и уридил. Общото съдържание на азот в земната кора е 0,01%.

Амоняк

Физични свойства:амоняк (NH3)– безцветен газ с остра миризма, разтворим във вода, 2 пъти по-лек от въздуха; при охлаждане до -33,4 °C и нормално налягане се превръща в прозрачна течност, при 77,8 °C се втвърдява. Масовата част на амоняка в концентрирания разтвор е 25%. Разтвор на NH3 във вода - амонячна вода или амоняк. Медицински амоняк – 10%. При ниски температури се образува кристален хидрат NH3 в разтвор? H2O. Структура на молекулата:характеризиращ се с sp3 хибридизация. Образуването на една молекула включва 3 несдвоени p-електрона на азотни и 1s електрони на водородни атоми. Молекулата има формата на правилна пирамида с азотни атоми на върха и водородни атоми в ъглите.

Химични свойства:

1) когато NH3 се разтваря във вода, се образуват хидратирани амонячни молекули и частично амониеви йони - NH4+ и OH-йони - водният разтвор на амоняк има леко алкална реакция.

2) NH3 взаимодейства с киселини: NH3 + H2SO4 = NH4HSO4;

3) амонякът е силен редуциращ агент. При нагряване той редуцира Cu от CuO: 3CuO + 2NH3 = Cu + N2 + 3H2O;

4) в кислород NH3 гори с жълт пламък: 4NH3 + 3O2 = 2N2? + 6H2O;

5) NH3 се окислява от атмосферен кислород в присъствието на катализатори: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5O2 = 4NO? + 6H2O;

6) при заместване на водород с метали се образуват амиди: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 H2;

7) водородът в NH3 може да бъде заменен с халогени. Когато разтвор на амониев хлорид е изложен на газообразен хлор, се образува азотен хлорид: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.

Амоняк (азотен хлорид).

Получаване: виндустрия до края на 19 век векамонякът се получава като страничен продукт при коксуването на въглища, който съдържа до 1–2% азот.

Първо ХХ векРазработени са нови индустриални методи за производство на амоняк, базирани на свързване или фиксиране на атмосферния азот.

През 1904гсе появи циамиден метод, основан на способността на азота да реагира с калциев карбид при високи температури, образувайки калциев циамид CaCN2,който, когато е изложен на водна пара при налягане от 0,6 MPa, лесно се разлага на амоняк и калциев карбонат:

По-късно се появи друг начин за производство на амоняк - директното взаимодействие на азот и кислород под въздействието на електрически разряди, но тази реакция беше обратима, докато не се намериха оптимални условия за това. Тези условия бяха високо налягане и ниска температура, използването на катализатори - гъба желязо с добавки от активатори (оксиди на алуминий, калий, калций, силиций, магнезий).

Хидразин(диамид) H 2 N-NH 2 - Хидразин N2H4 - безцветна течност, кипяща при 113,5 ° C, се получава чрез действието на натриев хипохлорит NaCIO върху концентриран разтвор на амоняк.

В молекулата на хидразин азотните атоми имат несподелени двойки електрони. Това определя способността на хидразина да претърпява присъединителни реакции. Хидразинът е силно разтворим във вода и при взаимодействие с киселини той добавя един или два водородни йона, използвайки донорно-акцепторен метод, образувайки две серии соли - например хидразониеви хлориди N 2 H 4 -HC1 и I^H^H "Cl. Така хидразинът има основни свойства.

Хидразинът е добър редуциращ агент. Когато гори в атмосфера на въздух или кислород, се отделя много голямо количество топлина, в резултат на което хидразинът е намерил приложение като компонент на горивото за ракетни двигатели. Хидразинът и всички негови производни са силно токсични.

азотоводородна киселина, азоимидВодороден азид или азотистоводородна киселина, HN3 може да се получи чрез действието на азотиста киселина HNO2 върху воден разтвор на хидразин; това е безцветна течност (точка на кипене 36 °C) с остра миризма.

Водородният азид е една от слабите киселини (К=3*10 -5). Във воден разтвор се дисоциира на H+ и N3 йони. Водородният азид анион N3 има линейна структура. Неговата електронна структура може да бъде изразена чрез диаграмата:

Амониеви соли

Амониеви соли– сложни вещества, включително амониеви катиони NH4+и киселинни остатъци.

Физични свойства:Амониевите соли са кристални твърди вещества, които са силно разтворими във вода.

Химични свойства:Амоният има свойствата на метал, следователно структурата на неговите соли е подобна на солите на алкални метали, тъй като йоните на NH4+ и йоните на алкални метали (калий) имат приблизително еднакви радиуси. Амоният не съществува в свободна форма, тъй като е химически нестабилен и моментално се разлага на амоняк и водород. Доказателство за металния характер на амония е наличието на амониева амалгама – сплав на амония с живака, подобна на тази на алкалните метали. При третиране на амониева амалгама със студен разтвор на меден сулфат, амалгамата ще измести n-то количество мед:

Амониевите соли имат йонна решетка и имат всички свойства на типичните соли:

1) са силни електролити - те претърпяват дисоциация във водни разтвори, образувайки амониев катион и киселинен анион:

2) претърпяват хидролиза (сол на слаба основа и силна киселина):

кисела среда, pH<7, лакмус красный;

3) влизат в обменна реакция с киселини и соли:

4) взаимодействат с алкални разтвори, за да образуват амоняк - качествена реакция на амониев йон:

амониеви соли се определят от миризмата на амоняк, отделен в резултат на реакцията, както и от синия цвят на лакмуса;

5) разлагат се при нагряване:

Касова бележка: NH3 + HNO3 = NH4NO3 (амониев нитрат); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (амониев сулфат) + 2H2O.

Приложение:амониеви соли се използват широко в практиката: амониев сулфат - (NH4)2SO4, амониев нитрат - NH4NO3, амониев дихидрогенфосфат - NH4H2PO4 и амониев хидрогенфосфат - (NH4)2HPO4 се използват като минерален тор. Предимството на тора е повишеното съдържание на амоняк. Използва се амониев хлорид (NH4Cl) - амоняк.

Кръговрат на азота в природата

Фиксацията на атмосферния азот в природата протича в две основни посоки - абиогенна и биогенна. Първият път включва главно реакции на азот с кислород. Тъй като азотът е химически много инертен, за окисляването са необходими големи количества енергия (високи температури). Тези условия се постигат по време на удари на мълния, когато температурата достигне 25 000 °C или повече. В този случай се образуват различни азотни оксиди. Съществува също така възможност абиотичната фиксация да настъпи в резултат на фотокаталитични реакции на повърхността на полупроводници или широколентови диелектрици (пустинен пясък).

Въпреки това, основната част от молекулярния азот (около 1,4 × 10 8 t/година) се фиксира биотично. Дълго време се смяташе, че само малък брой видове микроорганизми (макар и широко разпространени на повърхността на Земята) могат да свържат молекулярния азот: бактерии AzotobacterИ Clostridium, нодулни бактерии на бобови растения Rhizobium, цианобактерии Анабаена, Nostocи т.н. Сега е известно, че много други организми във водата и почвата имат тази способност, например актиномицетите в грудките на елша и други дървета (общо 160 вида). Всички те превръщат молекулярния азот в амониеви съединения (NH 4 +). Този процес изисква значителни разходи за енергия (за фиксиране на 1 g атмосферен азот, бактериите в нодулите на бобовите растения консумират около 167,5 kJ, т.е. те окисляват приблизително 10 g глюкоза). Така се вижда взаимната полза от симбиозата и азотфиксиращите бактерии - първите осигуряват на вторите „място за живеене“ и доставят „горивото“, получено в резултат на фотосинтезата - глюкоза, вторите осигуряват необходимия за растенията азот във форма, която могат да абсорбират.

Азотът под формата на амоняк и амониеви съединения, получен в резултат на процеси на биогенна азотфиксация, бързо се окислява до нитрати и нитрити (този процес се нарича нитрификация). Последните, несвързани с растителни тъкани (и по-нататък по хранителната верига от тревопасни и хищници), не остават дълго в почвата. Повечето нитрати и нитрити са силно разтворими, така че се отмиват от водата и в крайна сметка се озовават в световните океани (този поток се оценява на 2,5-8x10 7 t/година).

Азотът, включен в тъканите на растенията и животните, след смъртта им претърпява амонификация (разлагане на азотсъдържащи комплексни съединения с освобождаване на амоняк и амониеви йони) и денитрификация, тоест освобождаване на атомен азот, както и неговите оксиди . Тези процеси се осъществяват изцяло благодарение на дейността на микроорганизмите в аеробни и анаеробни условия.

При липса на човешка дейност процесите на азотфиксация и нитрификация са почти напълно балансирани от противоположните реакции на денитрификация. Част от азота навлиза в атмосферата от мантията с вулканични изригвания, част е здраво фиксирана в почви и глинести минерали, освен това азотът постоянно изтича от горните слоеве на атмосферата в междупланетното пространство.

Азотна киселина

Азотна киселина- безцветна, "димяща" течност във въздуха с остра миризма. Химична формула HNO3.

Физични свойства.При температура 42 °C се втвърдява под формата на бели кристали. Безводната азотна киселина кипи при атмосферно налягане и 86 °C. Смесва се с вода в произволни пропорции.

Когато е изложен на светлина, концентрираният HNO3 се разлага на азотни оксиди:

HNO3 се съхранява на хладно и тъмно място. Валентността на азота в него е 4, степента на окисление е +5, координационното число е 3.

HNO3 е силна киселина. В разтвори се разпада напълно на йони. Взаимодейства с основни оксиди и основи и със соли на по-слаби киселини. HNO3 има силна окислителна способност. Способен да се редуцира с едновременното образуване на нитрат до съединения, в зависимост от концентрацията, активността на взаимодействащия метал и условията:

1) концентриран HN03, взаимодействайки с нискоактивни метали, се редуцира до азотен оксид (IV) NO2:

2) ако киселината е разредена, тогава тя се редуцира до азотен оксид (II) NO:

3) по-активните метали редуцират разредената киселина до азотен оксид (I) N2O:

Много разредена киселина се редуцира до амониеви соли:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагират с концентрирана HNO3, а Al, Fe, Co и Cr са „пасивирани“.

4) HNO3 реагира с неметали, като ги редуцира до съответните киселини и се редуцира до оксиди:

5) HNO3 окислява някои катиони и аниони и неорганични ковалентни съединения.

6) взаимодейства с много органични съединения - реакция на нитриране.

Промишлено производство на азотна киселина: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Амоняк– NO се трансформира в NO2, който с водата в присъствието на атмосферен кислород произвежда азотна киселина.

Катализатор - платинени сплави. Полученият HNO3 е не повече от 60%. При необходимост се концентрира. Промишлеността произвежда разредена HNO3 (47–45%) и концентрирана HNO3 (98–97%). Концентрираната киселина се транспортира в алуминиеви резервоари, разредената киселина се транспортира в резервоари от киселинноустойчива стомана.

Химични свойства

Силно концентрираната HNO 3 обикновено е кафява на цвят поради процеса на разлагане, който протича на светлина:

При нагряване азотната киселина се разлага по същата реакция. Азотната киселина може да се дестилира (без разлагане) само при понижено налягане (посочената точка на кипене при атмосферно налягане се намира чрез екстраполация).

Златото, някои метали от платиновата група и танталът са инертни към азотната киселина в целия концентрационен диапазон, други метали реагират с него, като ходът на реакцията се определя от неговата концентрация.

HNO 3 като силна едноосновна киселина взаимодейства:

а) с основни и амфотерни оксиди:

б) с мотиви:

в) измества слабите киселини от техните соли:

При кипене или излагане на светлина азотната киселина се разлага частично:

Азотната киселина при всяка концентрация проявява свойствата на окислителна киселина, като азотът се редуцира до степен на окисление от +4 до -3. Дълбочината на редукция зависи преди всичко от естеството на редуциращия агент и концентрацията на азотна киселина. Като окислителна киселина HNO3 взаимодейства:

а) с метали, стоящи в серията на напрежение вдясно от водорода:

Концентрирана HNO3

Разредете HNO 3

б) с метали, стоящи в серията на напрежението отляво на водорода:

Всички горни уравнения отразяват само доминиращия ход на реакцията. Това означава, че при дадени условия има повече продукти от тази реакция, отколкото продукти от други реакции, например, когато цинкът реагира с азотна киселина (масова част на азотна киселина в разтвор 0,3), продуктите ще съдържат най-много NO, но също така ще съдържат (само в по-малки количества) и NO 2, N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3.

Единственият общ модел при взаимодействието на азотна киселина с метали е: колкото по-разредена е киселината и колкото по-активен е металът, толкова по-дълбоко се редуцира азотът:

повишаване на концентрацията на киселина повишаване на металната активност

Азотната киселина, дори концентрирана, не взаимодейства със златото и платината. Желязото, алуминият, хромът се пасивират с концентрирана азотна киселина. Желязото реагира с разредена азотна киселина и в зависимост от концентрацията на киселината се образуват не само различни продукти на азотна редукция, но и различни продукти на окисление на желязото:

Азотната киселина окислява неметалите, а азотът обикновено се редуцира до NO или NO 2:

и сложни вещества, например:

Някои органични съединения (например амини и хидразин, терпентин) се запалват спонтанно при контакт с концентрирана азотна киселина.

Някои метали (желязо, хром, алуминий), които реагират с разредена азотна киселина, се пасивират от концентрирана азотна киселина и са устойчиви на нейното въздействие.

Смес от азотна и сярна киселини се нарича "меланж".

Азотната киселина се използва широко за получаване на нитро съединения.

Смес от три обема солна киселина и един обем азотна киселина се нарича "царска вода". Aqua regia разтваря повечето метали, включително злато и платина. Неговите силни окислителни способности се дължат на получените атомен хлор и нитрозил хлорид:

Нитрати

HNO3 е силна киселина. Неговите соли - нитрати - се получават чрез действието на HNO 3 върху метали, оксиди, хидроксиди или карбонати. Всички нитрати са силно разтворими във вода.

Солите на азотната киселина - нитратите - се разлагат необратимо при нагряване, продуктите на разлагане се определят от катиона:

а) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вляво от магнезия:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

б) нитрати на метали, разположени в диапазона на напрежението между магнезий и мед:

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

в) нитрати на метали, разположени в серията на напрежение вдясно от живака:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

г) амониев нитрат:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

Нитратите във водни разтвори практически не проявяват окислителни свойства, но при високи температури в твърдо състояние нитратите са силни окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - при сливане на твърди вещества.

Цинкът и алуминият в алкален разтвор редуцират нитратите до NH3:

Солите на азотната киселина - нитратите - се използват широко като торове. Освен това почти всички нитрати са силно разтворими във вода, така че в природата има изключително малко от тях под формата на минерали; изключения са чилийският (натриев) нитрат и индийският нитрат (калиев нитрат). Повечето нитрати се получават по изкуствен път.

Стъклото и флуоропластът-4 не реагират с азотна киселина.

Азотни торове- неорганични и органични азотсъдържащи вещества, които се добавят към почвата за повишаване на продуктивността. Минералните азотни торове включват амидни, амонячни и нитратни торове. Азотните торове се получават главно от синтетичен амоняк. Поради високата подвижност на азотните съединения, ниското му съдържание в почвата често ограничава развитието на културните растения, така че прилагането на азотни торове има голям положителен ефект.

От всички видове торове, азотните торове са най-податливи на нападение от почвени микроорганизми. През първата седмица след прилагането до 70% от масата на тора се консумира от бактерии и гъбички (имобилизирани); едва след смъртта им съдържащият се в тях азот може да се използва от растенията. Големи загуби на торов азот възникват поради отстраняването на лесно разтворимите нитрати и амониеви соли от почвения профил, както и по време на денитрификация (загуби на газ) и поради нитрификация (образуване на нитрати и тяхното отстраняване). В резултат на това коефициентът на използване на торове от растенията рядко достига 50%; използването им може да причини еутрофикация на близки водни тела. N2O, произведен по време на денитрификация, е мощен парников газ.

Фосфор

Фосфор(R)е в 3-ти период, в група V, от главната подгрупа на периодичната система на D.I. Менделеев. Сериен номер 15, ядрен заряд +15, Ar = 30,9738 a.u. m... има 3 енергийни нива, на енергийната обвивка има 15 електрона, от които 5 валентни. Фосфорът има d-подниво. Електронна конфигурация P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Характерна е sp3 хибридизация, по-рядко sp3d1. Валентността на фосфора е III, V. Най-характерното състояние на окисление е +5 и -3, по-малко характерно: +4, +1, -2, -3. Фосфорът може да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства: приема и отдава електрони.

Структура на молекулата:способността за образуване на β-връзки е по-слабо изразена от тази на азота - при обикновени температури в газовата фаза фосфорът е представен под формата на молекули Р4, имащи формата на равностранни пирамиди с ъгли 60°. Връзките между атомите са ковалентни, неполярни. Всеки P атом в молекулата е свързан с други атоми чрез ?-връзки.

Физични свойства: Фосфорът образува три алотропа: бял, червен и черен. Всяка модификация има своя собствена точка на топене и замръзване.

Химични свойства:

1) при нагряване P4 обратимо се дисоциира:

2) над 2000 °C P2 се разпада на атоми:

3) фосфорът образува съединения с неметали:

Директно се комбинира с всички халогени: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

При взаимодействие с метали фосфорът образува фосфиди:

Свързвайки се с водород, той образува газ фосфин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Когато взаимодейства с кислорода, той образува анхидрида P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Касова бележка:фосфор се получава чрез калциниране на сместа Ca3(P O4 )2 с пясък и кокс в електрическа пещ при температура 1500 °C без достъп на въздух: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

Фосфорът не се среща в природата в чист вид, а се образува в резултат на химическа дейност. Основните естествени фосфорни съединения са следните минерали: Ca3(PO4)2 – фосфорит; Ca3(PO4)2?CaF2 (или CaCl) или Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – апатит. Биологичното значение на фосфора е голямо. Фосфорът е част от някои растителни и животински протеини: протеини в млякото, кръвта, мозъка и нервната тъкан. Голямо количество от него се съдържа в костите на гръбначните животни под формата на съединения: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 и 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Фосфорът е основен компонент на нуклеиновите киселини, играещ роля в предаването на наследствена информация. Фосфорът се намира в зъбния емайл и в тъканите под формата на лецитин - съединение на мазнини с фосфороглицеринови естери.

Изпратете добрата си работа в базата знания е лесно. Използвайте формата по-долу

Студенти, докторанти, млади учени, които използват базата от знания в обучението и работата си, ще ви бъдат много благодарни.

Публикувано на http://www.allbest.ru/

Петоосновна подгрупа на периодичната таблица на елементите D.I. Менделеев

ОбщХарактеристика

N 2s 2 2p 3,

P 3s 2 3p 3 3d 0,

Като 3d 10 4s 2 4p 3 4d 0,

Sb 4d 10 5s 2 5p 3 5d 0,

Bi 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 6d 0 .

В същото време p-орбиталите, които не участват в хибридизацията, както в случая на въглеродния атом, могат да участват в създаването на силни p-връзки с атоми на леки елементи (B, C, O, N), т.е. двойни и тройни връзки. В редица съединения p-връзките се укрепват поради почти пълното прехвърляне на един от s-електроните на азотния атом към съседния атом. Това състояние на азот с четири несдвоени електрона може да бъде обозначено като N +. Азотът N+ е способен да образува четири двуелектронни връзки чрез обменен механизъм с O, C и N атоми, например в HNO 3, HN 3, HCNO и т.н., където степента на окисление на азота е формално +5. Азотните съединения (+5) се различават по химични свойства от подобните съединения на фосфора и арсена.

N -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5;

P -3, -2, 0, +1, +3, (+4), +5;

Като -3, 0, +3, +5;

Sb, Bi -3, 0, +3, (+4), +5.

маса 1

Някои свойства на p-елементите от V група

Имот
Атомен радиус, nm
Йонен радиус E 3-, nm
Йонизационен потенциал I 1 , eV
Електронен афинитет, eV
Електроотрицателност (Полинг)
Точка на топене, 0 С
Точка на кипене, 0 С
Плътност, g/cm3

Масови числа на естествени изотопи	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124 125, 126, 128, 130

Историяоткритияелементи

Азот

Азотът е изследван за първи път от Даниел Ръдърфорд. След като Д. Блек открива реакцията на въглероден диоксид с варовита вода, Ръдърфорд изучава промените в състава на въздуха, след като живо същество живее и умира в него (в затворен обем). След като въглеродният диоксид се абсорбира от алкали, останалата част от газа не поддържа горенето и живите същества умират незабавно.

Приблизително по същото време азотът е изолиран от въздуха от химиците Г. Кавендиш и К. Шееле, като и двамата, за разлика от Д. Ръдърфорд, осъзнават, че азотът е само компонент на въздуха. Кавендиш пише: „Прехвърлих обикновен въздух от един съд през горещи въглища в друг, след това през пресни горящи въглища в следващия съд, като всеки път поглъщах получения фиксиран въздух (въглероден диоксид) с буци вар. Оказа се, че специфичното тегло на получения газ се различава леко от специфичното тегло на обикновения въздух: и от двата газа азотът е малко по-лек от въздуха.

Той изгасва пламъка и прави обикновения въздух неспособен да започне горене, точно както фиксирания въздух (CO2), но в по-малка степен поради факта, че организмите са умрели в азот, А. Лавоазие го нарече азот. Според Лавоазие "азот" означава "безжизнен" и тази дума произлиза от гръцките "а" - отрицание и "зое" - живот. Това име е запазено на руски и френски, а на англосаксонските езици азотът се нарича Nitrogen - „раждащ селитра“, докато германците дадоха на азота името Stickstoff - „задушаваща материя“.

Фосфор

Историята на откриването на химичните елементи е пълна с лични драми, различни изненади, тайнствени мистерии и невероятни легенди. Понякога изследователят очакваше трагичен край, както например се случи с откривателя на флуора. Но по-често успехът се оказва верен спътник на онези, които умеят да се вглеждат отблизо в природните феномени.

Древните томове са запазили за нас отделни епизоди от живота на пенсиониран военен и хамбургски търговец. Името му беше Хениг Бранд. Търговските му дела не вървяха добре и поради тази причина той се опита да се измъкне от бедността. Тя го депресираше ужасно. И Бранд реши да опита късмета си в алхимията. Освен това през 17в. за разлика от нашия 20 век. Смяташе се за напълно възможно да се намери „философски камък“, който може да превърне неблагородните метали в злато.

Бранд вече беше провел много експерименти с различни вещества, но не успя в нищо полезно. Един ден той решил да проведе химичен експеримент с урина. Той го изпарява почти до сухо и смесва останалата светложълта утайка с въглища и пясък, като я нагрява в реторта без достъп на въздух. В резултат на това Бранд получи ново вещество, което имаше невероятното свойство да свети в тъмното.

Така през 1669 г. е открит фосфорът, който играе изключително важна роля в живата природа: в растителния свят, в организма на животните и човека.

Щастливият учен не се забави да се възползва от необичайното свойство на новото вещество и започна да демонстрира светещ фосфор на знатни хора срещу доста висока награда. Всичко, което влезе в контакт с фосфора, придоби способността да свети. Достатъчно беше да намажете пръсти, коса или предмети с фосфор и те проблясваха с мистериозна синкаво-бяла светлина. Религиозно и мистично настроените богати хора от онова време са удивени от различните манипулации на Бранд с тази „божествена“ субстанция. Той умело използва огромния интерес на учените и широката общественост към фосфора и започва да го продава на цена, която надвишава дори цената на златото. X. Бранд произвеждал фосфор в големи количества и пазел метода за получаването му в най-строга тайна. Никой от другите алхимици не можа да проникне в неговата лаборатория и затова много от тях започнаха трескаво да провеждат различни експерименти, опитвайки се да открият тайната на производството на фосфор.

Известният немски химик И. Кункел (1630-1703) съветва своя приятел и колега И. Крафт да убеди X. Бранд да продаде тайната за получаване на фосфор. И. Крафт успя да убеди откривателя да направи тази сделка за 100 талера, но новият собственик на тайната за получаване на „вечния пламък“ се оказа егоистичен човек и, без да каже на приятеля си И. Кункел нито една дума за придобивайки рецептата, той започва да прави огромни суми пари от демонстриране на фосфор на обществеността.

Изключителният немски математик и философ Г. Лайбниц също не пропусна възможността и придоби тайната на производството на фосфор от Х. Бранд.

Скоро рецептата за приготвяне на "студен огън" става известна на И. Кункел и К. Кирхмайер, а през 1680 г. тайната на производството на фосфор е открита в Англия от известния химик Р. Бойл. След смъртта на Р. Бойл неговият ученик, германецът А. Ганквиц, усъвършенства метода за получаване на фосфор, създава производството му и дори се опитва да направи първите кибрит. Доставяше фосфор на европейски научни институции и лица, желаещи да го закупят. За да разшири търговските отношения, А. Ганквиц посети Холандия, Франция, Италия и Германия, сключвайки нови договори за продажба на фосфор. В Лондон той основава фармацевтична компания, която става широко известна. Любопитно е, че А. Ганквиц, въпреки дългата си работа с фосфора и много опасните експерименти с него, доживява до осемдесет години. Той преживя тримата си сина и всички, които участваха в работата, свързана с ранната история на фосфора.

След откриването му от И. Кункел и Р. Бойл, цената на фосфора започва бързо да пада и в крайна сметка наследниците на откривателите започват да въвеждат тайната за получаване на фосфор само за 10 талера. (V.V. Sinyukov „Кратка история за фосфора“)

Арсен

Арсенът е един от най-старите елементи, използвани от хората. Антимоновите сулфиди As 2 S 3 и As 4 S 4, така нареченият орпимент ("арсен") и реалгар, са били познати на римляните и гърците. Тези вещества бяха много отровни.

Арсенът е един от елементите, намиращи се в природата в свободна форма. Може да се изолира относително лесно от съединения. Следователно историята не знае кой първи е получил елементарен арсен в свободно състояние. Мнозина приписват ролята на откривател на алхимика Албертус Магнус. Работите на Парацелз също описват производството на арсен в резултат на реакцията на арсен с яйчени черупки. Много историци на науката предполагат, че металът арсен е получен много по-рано, но се смяташе за представител на естествения живак. Това може да се обясни с факта, че арсеновият сулфид е много подобен на живачния минерал. И освобождаването от него беше много лесно, както при отделянето на живак.

Елементарният арсен е известен в Европа и Азия от Средновековието. Китайците го добивали от руди. Арсенът е токсично вещество. Европейците не можеха да диагностицират смъртта поради отравяне с арсен, но китайците можеха. Но този метод на анализ не е достигнал до наши дни и остава загадка. Европейците се научиха да определят настъпването на смъртта от отравяне с арсен, това беше направено за първи път от D. Marchais. Тази реакция се използва и днес.

Арсенът понякога се намира в калаените руди. Китайската литература от Средновековието описва случаи на смърт на хора, които пият вода или вино от калаени съдове поради наличието на арсен. Сравнително дълго време хората бъркаха самия арсен и неговия оксид и го бъркаха с едно вещество. Това недоразумение беше елиминирано от Г. Бранд и А. Лавоазие, които доказаха, че това са различни вещества и че арсенът е независим химичен елемент.

Арсеновият оксид отдавна се използва за унищожаване на гризачи. Оттук и произходът на руското име на елемента. Произлиза от думите "мишка" и "отрова".

Антимон

Антимонът е един от онези елементи, които са познати на човека от древни времена. Според някои изследователи металът антимон е бил използван в Южна Вавилония преди повече от 5000 години. От него са правени различни съдове. Но основната употреба на антимон е в козметиката. Различни ружове и спирала за вежди са правени от антимонови съединения. В Египет обаче антимонът вероятно не е бил познат. При рисуването на мумии неговите съединения не са използвани, както се вижда от резултатите от теста.

В древността антимонът често е бил бъркан с друг метал - оловото. Алхимиците, живели през Ренесанса, вече са разбрали, че антимонът принадлежи към металите и е различен от другите.

Латинското наименование на антимона е "антимоний". Има версия, че произлиза от думата "антимонос", която в превод от гръцки буквално означава "противник на самотата". В крайна сметка антимонът много често присъства в други минерали. Според друга версия антимониум означава „антимонашески“. Има легенда, според която един от абатите на католически манастир, провеждайки експерименти за изследване на лечебните свойства на антимона, го добавя към храната на монасите. Много от тях умряха. Антимонът е токсично вещество, смъртоносната доза за хората е около 100 mg.

Руското име - антимон, идва от тюркска дума със същото звучене. Това означаваше мехлем, грим. Името антимон започва да се използва в Русия през 1724 г.

Бисмут

Бисмутът е известен от 15-ти век, но отдавна е смятан за форма на калай, олово или антимон. През 1529 г. немският учен в областта на минното дело и металургията Г. Агрикола дава първите сведения за металния бисмут, неговия добив и обработка. Химическата идентичност на бисмута е установена за първи път през 1739 г. от I. Pott. Въведен в химическата номенклатура през 1819 г. от шведския химик Й. Берцелиус. Източник на бисмут са оловни, калаени и други руди, където се съдържа като примес. При промишленото производство на бисмут първо се приготвя концентрат от оловни и медни руди (съдържанието на бисмут в което обикновено е десети и дори стотни от процента). Концентратите се обработват хидрометалургично, понякога се подлагат на металотермична обработка (използвайки калций или магнезий като редуциращи агенти). В крайния етап на пречистване на бисмут се използват екстракция и различни химични и електрохимични методи. В Русия първите килограми метален бисмут са получени през 1918 г. от К. А. Ненадкевич, който разработва технологията за неговото топене.

ФизическиИмоти

Азот

При нормални условия азотът е безцветен газ, без вкус и мирис, абсолютно безвреден, малко по-лек от въздуха и слабо разтворим във вода. Точка на топене -210°C, точка на кипене -196°C.

Азотният газ се състои от двуатомни молекули. Между атомите в молекулата се образува тройна връзка, в резултат на което молекулата на азота е изключително здрава, енергията на химичната връзка е 945 kJ/mol. Дори при 3000°C степента на разлагане на азотната молекула на атоми достига само 0,1%.

Фосфор

Елементарният фосфор съществува под формата на няколко алотропни модификации, като основните са бяла, червена и черна.

Белият фосфор е восъчно, прозрачно вещество с характерна миризма, образувано от кондензация на фосфорни пари. Бял фосфор при наличие на примеси - следи от червен фосфор, арсен, желязо и др. - оцветен в жълто, така че търговският бял фосфор се нарича жълт. Има две форми на бял фосфор: b-форма и b-форма. b-модификацията е кристали на кубичната система (a = 18,5 E); плътност 1,828 g/cm 3, точка на топене 44,1°C, точка на кипене 280,5°C, топлина на топене 2,5 kJ/mol Р 4 (0,6 kcal/mol Р 4), топлина на изпарение 58,6 kJ /mol P 4 (14,0 kcal/ mol P 4), налягане на парите при 25°C 5,7 n/m 2 (0,043 mm Hg). Коефициентът на линейно разширение в температурния диапазон от 0 до 44°C е 12,4·10 -4, топлопроводимостта е 0,56 W/(m·K) при 25°C. По отношение на електрическите свойства b-белият фосфор е близо до диелектриците: ширината на забранената лента е около 2,1 eV, електрическото съпротивление е 1,54·10 11 ohm·cm, диамагнитно, специфичната магнитна чувствителност е -0,86·10 -6. Твърдост по Бринел 6 Mn/m2 (0,6 kgf/mm2). B-формата на белия фосфор се разтваря добре в въглероден дисулфид, по-малко добре в течен амоняк, бензен, въглероден тетрахлорид и др. При -76,9 ° C и налягане от 0,1 Mn/m 2 (1 kgf/cm 2), b -формата преминава в нискотемпературна b-форма (плътност 1,88 g/cm3). При повишаване на налягането до 1200 Mn/m2 (12000 kgf/cm2), преходът настъпва при 64,5°C. c-Form - кристали с двойно пречупване. Белият фосфор е отровен: запалва се спонтанно във въздуха при температура около 40°C, така че трябва да се съхранява под вода (разтворимост във вода при 25°C 3,3·10 -4%). При нагряване на бял фосфор без достъп на въздух при 250-300°C за няколко часа се получава червен фосфор. Преходът е екзотермичен, ускорява се от ултравиолетови лъчи, както и от примеси (йод, натрий, селен). Обикновеният търговски червен фосфор е почти напълно аморфен; има цвят от тъмно кафяв до лилав. При продължително нагряване той може необратимо да се превърне в една от кристалните форми (триклинни, кубични и други) с различни свойства: плътност от 2,0 до 2,4 g / cm 3, температура на топене от 585 до 610 ° C при налягане от няколко десетки атмосфери, температура на сублимация от 416 до 423°C, електрическо съпротивление от 10 9 до 10 14 ohm cm. Червеният фосфор не се запалва спонтанно във въздуха, до температура 240-250°C, но се запалва спонтанно при триене или удар; неразтворими във вода, както и в бензен, въглероден дисулфид и други, разтворими във фосфорен трибромид. При температурата на сублимация червеният фосфор се превръща в пара, при охлаждане която произвежда основно бял фосфор.

Когато белият фосфор се нагрява до 200-220°C под налягане (1,2-1,7) 10 3 MN/m 2 [(12-17) 10 3 kgf/cm 2 ], се образува черен фосфор. Тази трансформация може да се извърши без налягане, но в присъствието на живак и малко количество черни фосфорни кристали (зародиш) при 370°C в продължение на 8 дни. Черният фосфор е кристал с орторомбична структура (a = 3.31E, b = 4.38E, c = 10.50E), решетката е изградена от влакнести слоеве с характерно за фосфора пирамидално разположение на атомите, плътност 2.69 g/cm3, t pl около 1000°C при налягане от 1,8 10 3 MN/m 2 (18 10 3 kgf/cm 2). Черният фосфор е подобен на външен вид на графита; полупроводник: забранена лента 0,33 eV при 25°C; има специфично електрическо съпротивление от 1,5 ома cm, температурен коефициент на електрическо съпротивление от 0,0077, диамагнитно и специфична магнитна чувствителност от -0,27·10 -6. При нагряване до 560-580°C под налягането на собствените си пари той се превръща в червен фосфор. Черният фосфор е слабо активен и трудно се запалва при запалване, така че може безопасно да се обработва във въздуха.

Атомен радиус на фосфора 1.34E, йонни радиуси: P 5+ 0.35E, P 3+ 0.44E, P 3- 1.86E.

Фосфорните атоми се комбинират в двуатомни (P 2), четириатомни (P 4) и полимерни молекули. Най-стабилните полимерни молекули при нормални условия са тези, съдържащи дълги вериги от взаимосвързани P4 тетраедри. В течност, твърдо вещество (бял фосфор) и пара под 800°C, фосфорът се състои от P4 молекули. При температури над 800°C, P4 молекулите се дисоциират в P2, който от своя страна се разпада на атоми при температури над 2000°C. Само белият фосфор се състои от P4 молекули, всички останали модификации са полимери.

Арсен

В свободното си състояние арсенът е подобен на метал; той провежда електричество и топлина доста добре, но за разлика от истинските метали, той е много крехък и може лесно да се натроши на прах в хаван. Арсенът може да съществува в няколко алотропни форми, от които най-устойчива е сивата, така наречената метална. С увеличаване на налягането точката му на топене се увеличава доста бързо (достигайки 950°C при 60 хиляди atm). При много бърза кондензация на арсенови пари върху повърхност, охладена с течен азот, се получават прозрачни, восъчни меки кристали от жълт арсен (кубична решетка) с плътност 2,0 g/cm3, доста разтворими във въглероден дисулфид (около 8% при 20 °C) и образуването при изпаряване на такъв разтвор дава жълти кристали. Последните са съставени от молекули As4 със структура на правилен тетраедър. Във въздуха жълтият арсен лесно се окислява и под въздействието на светлина бързо се превръща в сива форма. Когато As сублимира във водороден поток, се образува аморфен черен арсен с плътност 4,7 g/cm3. Последният не се окислява на въздух, но над 270°C преминава в сива форма (топлина на преход 1 kcal/g-атом). Компактният (разтопен) сив арсен има вид на сребрист, грубокристален метал. Сивият арсен е много крехък; Твърдост по Бринел 1500 MPa, твърдост по Моос 3,5.

Антимон

В свободно състояние антимонът образува сребристо-бели кристали с метален блясък и плътност 6,68 g/cm3. Наподобяващ метал на външен вид, кристалният антимон е крехък и провежда топлина и електричество много по-лошо от обикновените метали. В допълнение към кристалния антимон са известни и други негови алотропни модификации.

Бисмут

За разлика от антимона, в бисмута металните свойства ясно преобладават над неметалните. Характеризира се със силен метален блясък и бял розов оттенък. Бисмутът е едновременно крехък и доста мек, тежък (плътност 9,8 g/cm3) и топим (точка на топене 271°C). При топене бисмутът намалява обема си (като лед), т.е. Твърдият бисмут е по-лек от течния. Сред другите метали бисмутът има ниска топлопроводимост (само живакът провежда топлината по-зле) и най-силните диамагнитни свойства.

Естественият бисмут се състои от един стабилен изотоп, 209Bi.

Методиполучаване

Азот

В лабораторията азотът може лесно да се получи чрез нагряване на концентриран амониев нитрит: NH4NO2 > N2 + 2H2O. Техническият метод за производство на азот се основава на отделянето на предварително втечнен въздух, който след това се подлага на дестилация.

Фосфор

Електротермичният метод е основният при производството на фосфор. Химическият компонент на процеса се основава на реакцията на Wöhler, суровината е калциев фосфат (фосфоритен концентрат). Нагрява се в смес с кварцов пясък и кокс в електрическа пещ при температура около 1300°C. Първо, силициевият диоксид измества фосфорния анхидрид от фосфата, който след това се редуцира от въглерод до елементарен фосфор. Процесът може да се опише с две реакционни уравнения:

2Ca3(PO4) + 6SiO2 =6CaSiO3 + P4O10

P4O10 + 10C = 10CO + P4

Или общо:

2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+10CO+P4.

Арсен

Има много начини за получаване на арсен: чрез сублимация на естествен арсен, чрез термично разлагане на арсенов пирит, чрез редукция на арсеновия анхидрид и др. Понастоящем, за получаване на метален арсен, арсенопиритът най-често се нагрява в муфелни пещи без достъп на въздух . В същото време се освобождава арсен, чиито пари кондензират и се превръщат в твърд арсен в железни тръби, идващи от пещите и в специални керамични приемници. След това остатъкът в пещите се нагрява с достъп до въздух и след това арсенът се превръща в As2O3. Металният арсен се получава в сравнително малки количества и основната част от съдържащите арсен руди се преработват в бял арсен, тоест в арсенов триоксид - арсенов анхидрид As2O3.

Антимон

2-3 g антимонов оксид се поставят в огнеупорна стъклена тръба и, измествайки въздуха с водород, се редуцира. При 600°C антимонът се получава под формата на прах, а при 700°C - под формата на малки капчици. За да се получат значителни количества антимон, той се редуцира в порцеланови лодки, които се намират в порцеланова тръба.

Бисмут

Основното количество бисмут се произвежда като страничен продукт по време на огненото рафиниране на суровото олово (werkbley). Пирометалургичният метод се основава на способността на бисмута да образува огнеупорни интерметални съединения с K, Na, Mg и Ca. Посочените метали се добавят към разтопено олово и получените твърди съединения с бисмут (шлака) се отделят от стопилката. Значително количество бисмут се извлича от утайки от електролитното рафиниране на олово в хидрофлуоросилициев разтвор, както и от прах и утайки от производството на мед. Съдържащите бисмут шлаки и утайки се топят под алкални шлаки. Полученият груб метал съдържа примеси от As, Sb, Cu, Pb, Zn, Se, Te, Ag и някои други елементи. Топенето на бисмут от собствени руди се извършва в малък мащаб. Сулфидните руди се преработват чрез утаително топене с железен скрап. Бисмутът се редуцира от окислени руди с въглища под слой от нискотопим флюс.

За грубо пречистване на груб бисмут се използват различни методи в зависимост от състава на примесите: цайгеризация, окислително рафиниране при алкални потоци, сливане със сяра и други. Най-трудният за отделяне оловен примес се отстранява (до 0,01%) чрез продухване на хлор през разтопения метал. Търговският бисмут съдържа 99,9-99,98% неблагороден метал. Бисмутът с висока чистота се получава чрез зонова прекристализация в кварцови лодки в атмосфера на инертен газ.

Бисмутът се получава чрез сливане на сулфид с желязо:

Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS,

или последователни процеси:

2Bi2S3 + 9O2 = 2Bi2O3 + 6SO2^;

Bi2O3 + 3C = 2Bi + 3CO^.

химическиИмоти

Азот

Азотът се намира в горния десен ъгъл на периодичната таблица, в която са концентрирани неметалите с най-висок електронен афинитет. Следователно той трябва да е малко склонен да действа като електроположителен елемент и като електроотрицателен елемент трябва да е по-нисък по химическа активност само от няколко неметала, предимно кислород и флуор вдясно от него. Междувременно химическата характеристика на азота, както исторически първите съобщения за него, винаги започва не с положителни признаци, а с отрицателни: с подчертаване на неговата химическа инертност. Първата причина за химическата инертност на азота при нормални условия е особено силната адхезия на неговите атоми в молекулата на N2.

N 2 = 2N - 711 kJ.

При стайна температура азотът реагира само с литий, образувайки литиев нитрид:

N 2 + 6Li = 2Li 3 N,

Азотът реагира с други метали при нагряване:

N2 + 3Ca = Ca3N2

При реакциите на азот с метали, азотът проявява окислителни свойства, а също така проявява окислителни свойства при взаимодействие с водород (при нагряване, повишено налягане и в присъствието на катализатор):

N2 + 3H2 = 2NH3

Азотът също взаимодейства с други неметали, проявявайки редуциращи свойства:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3.

Има и други азотни съединения с електроотрицателни елементи, но те са нестабилни и много от тях, особено азотен хлорид и азотен йодид, са експлозивни.

Водородвръзкиазот

Летливото характерно съединение на азота е амонякът. По отношение на важността в неорганичната химическа промишленост и неорганичната химия, амонякът е най-важното водородно съединение на азота. По своята химическа природа той е водороден нитрид H 3 N. В химическата структура на амоняка sp 3 хибридните орбитали на азотния атом образуват три връзки с три водородни атома, които заемат трите върха на леко изкривен тетраедър. Четвъртият връх на тетраедъра е зает от несподелена електронна двойка азот, която осигурява химическата ненаситеност и реактивността на амонячните молекули. При нормални условия амонякът е безцветен газ с остра миризма. Той е токсичен: дразни лигавиците, а острото отравяне причинява увреждане на очите и пневмония. При охлаждане до -33 градуса. C амоняка се втечнява, а при -78 градуса. C се втвърдява. В течния и твърдия амоняк между молекулите действат водородни връзки, в резултат на което амонякът има редица екстремни свойства в сравнение с други водородни съединения на елементи от петата група на основната подгрупа. Поради полярността на молекулите и доста високата диелектрична константа, течният амоняк е добър неводен разтворител. Алкалните и алкалоземните метали, сярата, фосфорът, йодът и много соли и киселини се разтварят добре в течен амоняк. Вещества с функционални полярни групи в течен амоняк претърпяват електролитна дисоциация.

По отношение на разтворимостта във вода амонякът превъзхожда всеки друг газ: при 0 град. С 1 обем вода се абсорбират 1200 обема газ амоняк. Отличната разтворимост на амоняка във вода се дължи на образуването на междумолекулни водородни връзки. В този случай има два възможни механизма за възникване на водородни връзки между амоняк и водни молекули:

Тъй като донорната способност на молекулите на амоняка е по-изразена от тази на водата и O-H връзката е по-полярна в сравнение с полярността на N-H връзката в амоняка, междумолекулна водородна връзка се образува съгласно първия механизъм. По този начин физикохимичните процеси във воден разтвор на амоняк могат да бъдат представени по следния начин.

Появата на хидроксидни йони създава алкална реакция на разтвора на амоняк във вода. Константата на йонизация е ниска (pK 5). При условия на ниски температури кристалните хидрати NH 3 H 2 O (t pl = -77 градуса C), 2NH 3 H 2 O (t pl = -78 градуса C) и NH 3 2 H 2 O (t pl = -97 градуса С). Кристалните хидрати се състоят от вериги от амонячни и водни молекули, омрежени чрез водородни връзки в триизмерна мрежа, в която липсват NH4OH структурни мотиви. Това означава, че така нареченият амониев хидроксид не съществува като химичен индивид, както не съществуват оксониев хидроксид OH 3 OH и флуорониев хидроксид FH 2 OH. По този начин водните разтвори на амоняк имат основни свойства не поради образуването на въображаемо съединение NH 4 OH, а поради изключително изразената донорна активност на азотния атом в NH 3.

Равновесието във воден разтвор на амоняк може да се измести надясно чрез добавяне на киселина. В този случай в разтвора се образуват амониеви соли. Те се получават и чрез директно взаимодействие на газообразни вещества:

NH3 + HCl = NH4Cl

Самият амониев йон и повечето от неговите соли са безцветни. В твърдо състояние амониевите соли образуват структури, характерни за вещества със значителна част от йонния компонент на връзката. Поради това те се разтварят добре във вода и са почти напълно подложени на електролитна йонизация. Структурата на йона NH 4 + е тетраедрична, в която всички върхове на тетраедъра са заети от водородни атоми, а азотът е разположен в центъра му. Положителният заряд е равномерно разпределен между всички водородни атоми. Свойствата на амониевите соли са подобни на калиеви соли поради близостта на йонните радиуси NH 4 + (0,142 nm) и K + (0,133 nm). Единствената съществена разлика е, че калиеви соли, образувани от силни киселини, не подлежат на хидролиза, докато амониеви соли във водни разтвори се хидролизират поради слабо изразените основни свойства на амоняка.

Амониевите соли имат ниска термична стабилност. Характерът на крайните продукти от термичното разлагане на амониеви соли се определя главно от свойствата на аниона. Ако анионът идва от окислителна киселина, тогава възниква окисление на амонячен азот, например:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

При тази реакция амонячният азот дава 4 електрона на нитратния азот и следователно последният действа като окислител. От друга страна, тази реакция е пример за вътрешномолекулно компорпорциониране. За амониеви соли киселините, които не са окислители, отделят амоняк и киселина по време на термичното им разлагане: (NH 4) 3 PO 4 = 3NH 3 + H 3 PO 4

Когато амониеви соли се третират с алкали, се отделя амоняк:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O

Тази реакция може да служи като прост начин за производство на амоняк в лабораторията. В промишлеността амонякът се получава чрез директен синтез от компоненти - прости вещества.

Амонякът не гори във въздуха, но в кислородна атмосфера се окислява до свободен азот:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

При каталитично окисление реакцията протича по различен начин:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Амонякът действа като редуциращ агент при реакции с други окислители. По-рядко амонякът действа като окислител, например:

Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2

При тази реакция металният натрий измества водорода от течния амоняк. В този случай амонячният водород понижава степента си на окисление и амонякът играе ролята на окислител. От друга страна, такива реакции се илюстрират чрез проявата на киселинни свойства от амоняка. Металните амиди, например NaNH2, са амонячни соли, които съответстват на неговата киселинна функция. Съвсем очевидно е, че киселинният характер на амоняка е много по-слабо изразен от този на H 2 O и HF. Киселинната йонизационна константа е незначителна (pK a 35) и следователно амонячните соли, като киселини във вода, са напълно хидролизирани:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

Киселинната функция на амоняка се изпълнява не само от амиди, но и от имиди и нитриди на металите. Ако в амидите е заменен един водороден атом (NaNH 2), в имидите - два (Li 2 NH), тогава в нитридите - и трите (AlN).

Чрез внимателно окисляване на амоняка с мек окислител, като натриев хипохлорид, се получава друго водородно съединение на амоняка - хидразин или диамид:

2NH3 + NaOSl = N2H4 + NaCl + H2O

Диамидът е безцветна, лесно изпаряваща се токсична течност с висока диелектрична константа (E=52 при 25 градуса C)

Химическите свойства на хидразина са подобни на амоняка по много начини. Във водни разтвори на хидразин също възникват водородни връзки, както в случая с амоняка. При взаимодействие на хидразин с 1 водна молекула с участието на водородна връзка се образува + катион, а с две - 2+.

Съществуването на хидроксиди на тези катиони като отделни вещества не е установено, но са известни два вида хидразинови соли, например N 2 H 5 Cl и N 2 H 6 Cl 2.

Когато разтвор на азотна киселина се редуцира с атомарен водород, се получава хидроксиламин:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O

Хидроксиламин - безцветни кристали (t pl = 33 градуса С), термично нестабилни, експлодират над 100 градуса С. Водните разтвори на хидроксиламин са по-стабилни. В разтвора също възникват междумолекулни водородни връзки и се установява динамично равновесие:

Основната функция на хидроксиламина обаче е дори по-слабо изразена (pK b 8) от тази на амоняка и хидразина. С киселините хидроксиламинът дава хидроксиламониеви соли. Най-известното лекарство е хидроксиламониев хлорид Cl. Разтворите на хидроксиламониеви соли са по-стабилни от твърдите вещества и са киселинни поради хидролиза.

Тъй като азотният атом в хидроксиламина има степен на окисление -1, той може да функционира както като окислител, така и като редуциращ агент. Но се характеризира повече с редуциращи свойства, особено в алкална среда.

Сред водородните съединения на азота най-ниската отрицателна степен на окисление на азота е представена в водородния азид НN3. В това съединение степента на окисление на азота е - 1/3. Изключителната степен на окисление се дължи на структурното неравенство на азотните атоми в това вещество.

От гледна точка на MBC, това структурно неравенство може да бъде представено чрез следната диаграма:

Основното в тази схема е делокализацията на P-връзките по правата линия, свързваща азотните атоми. Валидността на схемата се доказва от разстоянието между азотните атоми 1-2 и 2-3, които са междинни между дължините на връзките

Воден разтвор на HN 3 се нарича азотоводородна киселина. Получава се чрез окисление на хидразин с азотиста киселина:

N 2 H 4 + HNO 2 = HN 3 + 2H 2 O

Силата му е близка до тази на оцета. В разредени разтвори азотоводородната киселина бавно диспропорционира:

HN3 + H2O = N2 + NH2OH

В безводно състояние може да експлодира не само при нагряване, но и от удар:

2НN 3 = 3N 2 + H 2

Смес от азотиста и концентрирана солна киселина е в състояние да разтвори дори благородни метали. Солите на азотоводородната киселина - азидите - са сходни по разтворимост във вода с халидите. По този начин азидите на алкални метали са силно разтворими във вода, докато Ag N 3, Pb (N 3) 2 и Hg (N 3) 2 са слабо разтворими. Азидите на алкалните и алкалоземните метали са стабилни до разтопяване при бавно нагряване. Азидите на тежките метали експлодират лесно при удар:

Рb(N 3) 2 = Рb + 3N 2

Кислородвръзкиазот

С кислорода азотът образува редица оксиди: N 2 O и NO - безцветни газове, N 2 O 3 синьо твърдо вещество (под -100 градуса C), NO 2 - кафяв газ, N 2 O 4 - безцветен газ, N 2 O 5 - безцветни кристали.

Оксид N 2 O (азотен оксид, „смеещ се газ“, тъй като има наркотичен ефект) се получава чрез термично разлагане на амониев нитрат или хидроксиламоний:

[НN 3 ОН]NO 2 = N 2 O + 2H 2 O (вътремолекулна

пропорционалност)

Азотният оксид (+1) е ендотермично съединение. Въпреки това, при стайна температура той е химически слабо активен. При нагряване неговата реактивност се увеличава значително. Окислява водород, метали, фосфор, сяра, въглища, органични и други вещества, например:

Cu + N 2 O = N 2 + CuO

Когато N 2 O се нагрее над 700 градуса C, едновременно с реакцията на разлагане настъпва неговото диспропорциониране:

2N 2 O = 2N 2 + O 2; 2N 2 O = 2NO + N 2

Азотният оксид (+1) не взаимодейства с вода, въпреки че е известна киселината H 2 N 2 O 2, в която азотът също има степен на окисление +1. Тази киселина се нарича азотиста киселина и й се приписва структура с два еквивалентни азотни атома:

Свободната азотиста киселина може да се получи, както следва:

NH 2 OH + HNO 2 = H 2 N 2 O 2 + H 2 O

Разтваря се добре във вода, но е слаба киселина. Азотната киселина е много нестабилна и експлодира при леко нагряване:

H 2 N 2 O 2 = N 2 O + H 2 O

Солите на H 2 N 2 O 2 - хипонитритите и хидрохипонитритите - са силно податливи на хидролиза във вода. Повечето хипонитрити са слабо разтворими във вода; хидрохипонитритите се разтварят много по-добре.

Дори степени на окисление за азота са относително нехарактерни. Тези съединения включват азотен оксид (+2). Молекулата NO съдържа нечетен брой електрони и по същество е радикал с ниска активност. Молекулата има един ковалентен донорно-акцепторен механизъм и две Р-връзки. Въпреки ендотермичния характер и положителната енергия на Гибс на образуването на NO от прости вещества, азотният оксид (+2) не се разлага на елементи. Факт е, че според MMO редът на облигациите в NO е доста висок и равен на 2,5. Молекулата NO е по-силна от молекулата O 2, тъй като първата има само един електрон на антисвързващия MO P 2p *, а втората има два електрона.

В лабораторията азотният оксид (+2) най-често се получава чрез третиране на медни стружки с разредена киселина:

3Сu + 8НNO 3 = 3Сu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 О

Във въздуха азотният оксид (+2) моментално се окислява:

2NO + O 2 = 2NO 2

Окислява се от NO и халогени, образувайки нитрозилхалиди:

2NO + G 2 = 2NOG

При взаимодействие с редуциращи агенти NO се редуцира до N 2 O, N 2, NH 2 OH, NH 3, в зависимост от редуциращата способност на партньора и условията на процесите.

Воден разтвор на азотен оксид (+2) е неутрален. Не образува никакви съединения с вода, въпреки че са известни соли (хипонитрати) на азотната киселина H 2 N 2 O 3, която не е изолирана в свободно състояние, в която азотът също има степен на окисление +2.

Азотният оксид N 2 O 3 съществува в твърдо състояние (под -100 градуса C). В течни и парообразни състояния азотният оксид (+3) е до голяма степен дисоцииран поради диспропорциониране:

N 2 O 3 NO + NO 2

N 2 O 3 се получава чрез охлаждане на еквимоларни количества NO и NO 2 . И равномерен ток на смес от желания състав се получава чрез взаимодействие на 50% HNO 3 с арсенов оксид (+3):

2HNO 3 + As 2 O 3 = 2HAsO 3 + NO + NO 2

Азотният оксид (+3) съответства на нестабилната азотиста киселина HNO 2, позната само в разтвор. Може да се получи чрез разтваряне на равни обеми NO и NO 2 във вода:

NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2

При съхранение и нагряване НNO 2 диспропорционира:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Неговите най-характерни окислителни свойства са:

НNO 2 + 2НI = I 2 + 2NO + 2Н 2 О

Силните окислители обаче превръщат азотната киселина в азотна киселина:

5HNO 2 + 2KmnO 4 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5HNO 3 + 3H 2 O

Азотният оксид (+4) се получава чрез разтваряне на мед в концентрирана азотна киселина:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Той е добър окислител, в него изгарят фосфор, сяра, въглища и някои органични вещества. Над 150 градуса. Азотният диоксид започва да се разлага:

2NO 2 = 2NO + O 2

Тъй като молекулата на азотен диоксид с несдвоен електрон е по същество радикал, тя лесно се димеризира: 2NO2N2O4

Димерът е безцветен и диамагнитен, за разлика от червено-кафявия цвят и парамагнитен.

Азотният диоксид при взаимодействие с вода диспропорционира:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Когато NO 2 се разтвори в гореща вода, се получава азотна киселина, тъй като първоначално образуваната азотна киселина е непропорционална на освобождаването на азотен оксид (+2) и образуването на азотна киселина.

Азотният оксид (+5) има молекулярна структура само в газовата фаза. В твърдо състояние N 2 O 5 има структура, образувана от NO 2 + и NO 3 - йони. N 2 O 5 са лесно сублимирани кристали и молекулите се изпаряват. По този начин, по време на сублимацията на азотен оксид (+5), йоните NO 2 + и NO 3 - се комбинират в молекули N 2 O 5.

Азотният оксид (+5) се получава чрез дехидратиране на азотна киселина с P 2 O 5 или окисляване на NO 2 с озон:

2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5; 6NO 2 + O 3 = 3N 2 O 5

Азотният оксид (+5) е енергичен окислител; много реакции, включващи него, протичат много енергично. Когато се разтвори във вода, той дава азотна киселина:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Азотната киселина е една от силните киселини. Молекулата HNO 3 и нитратният йон имат структура, представена от диаграмите

Безводната азотна киселина е безцветна, летлива течност. При съхранение (особено на светлина) и при нагряване се разлага частично:

4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2

Така наречената "димяща" азотна киселина (червена) е разтвор на освободен азотен диоксид в концентрирана HNO3.

В лабораторията HNO 3 се получава чрез нагряване на натриев нитрат със сярна киселина:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaHSO 4

В промишлеността азотната киселина се получава от амоняк. Първо, амонякът се окислява каталитично до азотен оксид (+2), който допълнително се окислява до NO 2. След това азотният оксид (+4) се разтваря в гореща вода, за да се получи азотна киселина.

Азотната киселина е силен окислител и окислява почти всички метали и неметали. Последните, като правило, се превръщат от него в производни на най-високата степен на окисление, например:

S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

От металите само злато, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и волфрам са устойчиви на азотна киселина. Някои метали (например желязо, алуминий, хром) се пасивират с концентрирана азотна киселина. Водните разтвори на азотната киселина също имат окислителни свойства. Обикновено процесът на редукция на HNO 3 протича в няколко паралелни посоки, което води до смес от различни продукти на редукция. Естеството на тези продукти и относителното им съдържание в сместа зависи от силата на редуциращия агент, концентрацията на азотна киселина и температурата.

По-силен окислител е смес от концентрирана азотна и солна киселина - "царска вода". Той дори разтваря злато и платина, които не се разтварят в азотна, още по-малко в солна киселина. Неговата окислителна активност се дължи на намаляване на редокс потенциала на разтварящите се метали, т.е. повишаване на техните редуциращи свойства поради образуването на силни хлоридни комплекси:

Au + HNO 3 + 4HCl = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O

Солите на азотната киселина - нитратите - са известни на почти всички метали. Повечето от тях са безцветни и се разтварят добре във вода. В кисели водни разтвори нитратите са по-слаби окислители от азотната киселина, а в неутрална среда изобщо нямат окислителни свойства. Те са силни окислители в стопилките, когато протича разлагане с отделяне на кислород. Азотният оксид (+5) при взаимодействие със 100% водороден прекис образува пероксонитрична (суперазотна) киселина:

N 2 O 5 + 2H 2 O 2 = 2HNO 4 + H 2 O

Пероксонитричната киселина е нестабилна, лесно експлодира и се хидролизира напълно от вода:

H-O-O-N + H 2 O = H 2 O 2 + HNO 3

Връзкиснеметали

Известни са всички азотни халогениди NG 3. Трифлуорид NF 3 се получава чрез взаимодействие на флуор с амоняк:

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Азотният трифлуорид е безцветен токсичен газ, чиито молекули имат пирамидална структура. Флуорните атоми са разположени в основата на пирамидата, а върхът е зает от азотен атом с несподелена електронна двойка. NF 3 е много устойчив на различни химикали и топлина.

Останалите азотни трихалогениди са ендотермични и следователно нестабилни и реактивни. NCl 3 се образува чрез преминаване на хлорен газ в силен разтвор на амониев хлорид:

3Cl 2 + NH 4 Cl = 4HCl + NCl 3

Азотният трихлорид е силно летлива (t точка на кипене = 71 градуса C) течност с остра миризма. Леко нагряване или удар е придружен от експлозия, освобождаваща голямо количество топлина. В този случай NCl 3 се разпада на елементи. Трихалидите NBr 3 и NI 3 са още по-малко стабилни.

Азотните производни с халкогени са много нестабилни поради тяхната силна ендотермичност. Всички те са слабо проучени и експлодират при нагряване и удар. азот фосфор арсен бисмут антимон

Връзкисметали

Солеподобните нитриди се получават чрез директен синтез от метали и азот. Солеподобните нитриди се разлагат с вода и разредени киселини:

Mg 3 N 2 + 6N 2 = 3 Mg(OH) 2 + 2NH 3

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

И двете реакции доказват основната природа на активните метални нитриди.

Металоподобните нитриди се получават чрез нагряване на метали в атмосфера на азот или амоняк. Като изходни материали могат да се използват оксиди, халогениди и хидриди на преходни метали:

2Ta + N 2 = 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 = 2 MnN + 3H 2 O

CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiN 2 + 2NH 3 = 2TiN +5H 2

Фосфор

1. Реакции с кислород:

4P 0 + 5O 2 - t° = 2P 2 +5 O 5

(с липса на кислород: 4P 0 + 3O 2 - t° = 2P 2 +3 O 3)

2. С халогени и сяра:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

2P + 5S - t ° = P 2 S 5

Фосфорните халиди лесно се разлагат от вода, например:

PCl 3 +3H 2 O=H 3 PO 3 +3HClPCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

...

Подобни документи

Характеристика на азота - елемент от 15-та група от втория период на периодичната система на химичните елементи от Д. Менделеев. Характеристики на производството и използването на азот. Физични и химични свойства на елемента. Използването на азот, значението му в човешкия живот.

презентация, добавена на 26.12.2011 г

Обща характеристика на химичните елементи от IV група на периодичната таблица, срещането им в природата и съединения с други неметали. Получаване на германий, калай и олово. Физикохимични свойства на металите от титановата подгрупа. Области на приложение на цирконий.

презентация, добавена на 23.04.2014 г

Произход, методи на получаване и физикохимични свойства на бисмут - химичен елемент от V група на периодичната система D.I. Менделеев. Съдържание в земната кора и във водата, добив и производство. Приложение в индустрията, машиностроенето и медицината.

курсова работа, добавена на 01.05.2011 г

Азот (обща информация). Азотни съединения. Физични и химични свойства. Разписка, заявление. История на откритието. Азот (лат. Nitrogenium - пораждащ нитрат), N - химичен елемент от втория период на VA групата на периодичната система, атомен номер 7.

резюме, добавено на 24.12.2005 г

Елемент от главната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната система на химичните елементи от Д. И. Менделеев. История и произход на името. Намиране на калций в природата. Физични и химични свойства. Приложение на металния калций.

резюме, добавено на 12/01/2012

Формулиране на периодичния закон на Д. И. Менделеев в светлината на теорията за структурата на атома. Връзката между периодичния закон и периодичната система и структурата на атомите. Структурата на периодичната система на Д. И. Менделеев.

резюме, добавено на 16.01.2006 г

Обща характеристика на титана като химичен елемент от IV група на периодичната система D.I. Менделеев. Химични и физични свойства на титана. Историята на откриването на титана от W. Gregor през 1791 г. Основни свойства на титана и използването му в промишлеността.

доклад, добавен на 27.04.2011 г

История на откриването и място в периодичната таблица на химичните елементи D.I. Халогени на Менделеев: флуор, хлор, бром, йод и астат. Химични и физични свойства на елементите, тяхното приложение. Разпространението на елементите и производството на прости вещества.

презентация, добавена на 13.03.2014 г

Свойства на елементите от азотната подгрупа, структура и характеристики на атомите. Увеличаване на металните свойства при преместване на елементи отгоре надолу в периодичната таблица. Разпространение на азот, фосфор, арсен, антимон и бисмут в природата, тяхното приложение.

резюме, добавено на 15.06.2009 г

Основни класове неорганични съединения. Разпространение на химичните елементи. Общи закони на химията на s-елементите от групи I, II и III на периодичната система D.I. Менделеев: физични, химични свойства, методи на получаване, биологична роля.

Главна подгрупа от V група на периодичната система D.I. Менделеев включва пет елемента: типични р-елементи азот N, фосфор P, както и подобни елементи от дълги периоди арсен As, антимон Sb и бисмут Bi. Те имат общо име пниктогени. Атомите на тези елементи имат 5 електрона на външно ниво (конфигурация П s 2 Пстр. 3).

В съединенията елементите проявяват степен на окисление от -3 до 5. Най-характерните степени са +3 и +5. Степента на окисление +3 е по-типична за бисмута.

Когато преминавате от N към Bi, атомният радиус естествено се увеличава. С увеличаването на атомните размери йонизационната енергия намалява. Това означава, че връзката на електроните на външното енергийно ниво с ядрото на атомите отслабва, което води до отслабване на неметалните свойства и увеличаване на металните свойства в серията от азот до Bi.

Азотът и фосфорът са типични неметали, т.е. киселинообразуватели. Арсенът има по-изразени неметални свойства. Антимонът проявява неметални и метални свойства в приблизително еднаква степен. Бисмутът се характеризира с преобладаване на метални свойства.

Йонният радиус естествено нараства от N до Bi, но е много по-малък от атомния. Това се дължи на факта, че външните електрони са разположени на значително разстояние от ядрото в сравнение с външните електрони и когато атомът загуби външните електрони и се превърне в йон, радиусът на йона е съответно по-нисък от радиуса на атом. Плътността естествено се увеличава.

Неравномерността в промяната на свойствата (Tm и Tbp) се дължи на особеностите на структурата на кристалната решетка. Ако азотът е газ, тогава последният елемент от групата е в твърдо агрегатно състояние.

В кристалната решетка молекулите на белия фосфор са свързани от междумолекулни сили (сили на Ван дер Ваалс) и тъй като те са много слаби, белият фосфор лесно се разпада на молекули под въздействието на различни влияния (температура, разтворител). Поради тази причина той лесно се топи при 44°C в безцветна течност и кипи при 275°C.

За елементи, които не проявяват метални свойства, няма стандартни електронни потенциали.

Електронната структура на външните енергийни нива на азотните и фосфорните атоми е следната:

Азотният атом има три несдвоени електрона. Следователно валентността на азота е три. Поради липсата на d-подниво на външното ниво, неговите електрони не могат да бъдат разделени. Въпреки това, в резултат на донорно-акцепторно взаимодействие, азотът става четиривалентен.

Фосфорните атоми и последващите елементи от VA групата имат свободни орбитали на d-подниво и при преминаване във възбудено състояние 3s електроните ще бъдат разделени. В невъзбудено състояние всички елементи от група 5А имат валентност 3, а във възбудено състояние на всички, с изключение на азота, валентността е пет.

Елементите от тази група образуват газообразни водородни съединения (хидриди) от типа EN 3, в които тяхната степен на окисление е -3.

NH3 амоняк

PH 3 фосфин

AsH 3 арсин

SbH 3 стибин

БиХ 3 бисмутин

AsH 3 , SbH 3 газове с неприятна миризма и лесно разлагане. Изключително отровен.

В кислородните съединения степени на окисление +3 и +5 са най-типични за елементите от група VA. Степента на окисление +3 е по-типична за бисмута.

Всички елементи от група VA имат оксиди като E 2 O 5 и хидроксиди NEO 3 или H 3 EO 4, които имат киселинни свойства. Освен това те се характеризират с оксиди от типа E 2 O 3 и съответните хидроксиди NEO 2 или H 3 EO 3; в азота и фосфора те имат киселинни свойства, в арсена и антимона те са амфотерни, а в бисмута те проявяват a основен характер.

Характерно е и образуването на халогениди от типа EG 3 (трихалиди), които (с изключение на NF 3) се хидролизират по следната схема:

EG 3 + 3H 2 O = H 3 EO 3 + 3NG

ECI3 + H2O = H3EO3 + 3HC1

но в присъствието на халогеноводородна киселина, халидите на антимона и бисмута се хидролизират, за да образуват халиди, напр.

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl

Групата SbO + се нарича антимонил, а съединението SbOCl се нарича антимонил хлорид. За фосфор, арсен и антимон са известни EF 5 пентафлуориди, а за фосфор и антимон са известни ECl 5 пентахлориди.

Арсенът и антимонът имат редица алотропни форми. Най-стабилните метални форми са сиви (As) и сребристо-бели (Sb). Това са крехки вещества, които лесно се превръщат в прах. Бисмутът е сребристо-бял метал с едва забележим розов оттенък.

Съединенията As, Sb, Bi са отровни. Особено опасни са съединенията As 3+ (AsH 3 - арсин).

Химия на азота

Азотът (лат. nitrogenium) в свободно състояние е газ без цвят и мирис. Азотът е основният компонент на земната атмосфера (78,09% от обема или 75,6% от масата, общо около 4 10 15 тона). Ние живеем в азотна атмосфера, умерено обогатена с кислород и малки количества други химични елементи.

В космоса се нарежда на 4-то място след водорода, хелия и кислорода. В живите организми е до 0,3% под формата на съединения. Растенията, получавайки азот от почвата под формата на минерални соли, го използват за синтез на протеини, витамини и други жизненоважни вещества.

Азотът е органоген, заедно с въглерода, водорода и кислорода - елементите, които най-често се срещат в органичната материя. Всички най-важни части на клетките (протоплазма и ядро) са изградени от белтъчни вещества. Без протеин няма живот, а без азот няма протеин.

Свободният азот е малко по-лек от въздуха. Той е слабо разтворим във вода. Силата на азотната молекула е голяма. Дори при 3300°C само една на хиляди молекули N2 се разпада на атоми. Следователно свободният азот при нормални условия е инертен към по-голямата част от веществата. За да може азотът да влезе в химична реакция, е необходимо предварително активиране на неговите молекули чрез нагряване, облъчване, действие на катализатор или други средства.

От металите свободният азот реагира при нормални условия само с литий, образувайки нитрид:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

С Na, Ca, Mg реакцията протича само при нагряване. Азотът взаимодейства с кислорода само в електрическа дъга (или по време на мълния в атмосферата):

N2 + O2 = 2NO

Реакцията с водород протича при нагряване (t ≈ 450-500 0 C), под налягане и в присъствието на катализатор

N2 + 3H2 = 2NH3

Чрез преминаване на азот през горещ кокс можете да получите (дициан) - съединение на азот с въглерод N ≡ C - C ≡ N. Свободният азот не реагира с други неметали, освен с бор.

Причината за инертността на молекулярния азот е неговата изключително силна ковалентна неполярна връзка. Два атома в една молекула се държат заедно чрез една σ връзка и две π връзки. Тези. връзките в молекулата на азота са неравностойни. Доста голямо количество енергия се изразходва за разграждането на азотна молекула на атоми:

N 2 = 2N ∆H 0 = 946 kJ/mol

Структурата на молекулата N 2

Получаване на N 2

В промишлеността - чрез втечняване на въздуха с отделяне на азотни фракции.

В лабораторията, разлагане на амониев нитрит или натриев азид

NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O

2 NaN 3 = 3 N 2 + 2 Na

или 2NH3 + 3Br = N2 + 6 HBr

ЛЕКЦИЯ №16

ТЕМА: 2.1.3. „ГЛАВНА ПОДГРУПА НА ГРУПА V. АЗОТНИ СЪЕДИНЕНИЯ"

МОТИВАЦИЯ.

Въздухът съдържа около 78% азот по обем.

Азотът е част от органични и неорганични съединения: аминокиселини, протеини, нитрати и др.

Азотът е изходна суровина за производството на амоняк, азотна киселина и азотни торове.

От амоняка се получават азотна киселина, амониев хидроксид и др. Амонякът се използва широко в медицината.

Азотната киселина е един от основните реагенти, използвани във фармацевтиката. анализ. Трябва да се внимава при работа с киселина. В медицината се използва в изчислени концентрации за отстраняване на брадавици.

Познаването на тази тема е необходимо за изучаване на химически и специални дисциплини.

1. По време на лекцията студентите трябва да придобият представа за елемента от V група - азот и неговите съединения: амоняк, амониеви соли, азотни оксиди, азотна киселина и нейните соли, свойствата на азотната киселина и нейните соли, мерки за безопасност при работа с азотна киселина.

2. Осигурете по време на урока усвояването на следните знания: - характеристики на елементите от група V на основната подгрупа според тяхната позиция в PSHE на име. DI. Менделеев;

Физични и химични свойства на азота;

Специални свойства на азотната киселина.

UPS: Теми: “Класове неорганични съединения”,

„Периодичен закон и периодична система на химичните елементи, кръстени на. DI. Менделеев“, „Химическа връзка“.

"Редокс реакции"

"Теория на електролитната дисоциация".

аналитична химия т. “Аниони”

т. “Кач. реакции към аниони I-III гр.”

т. „Метод на киселинно-алкално титруване.“

Kho-t. „Амини“

Т. „Азо и диазо съединения

ВЪПРОСИ КЪМ АКТУАЛИЗИРАНЕ НА ЗНАНИЯТА НА УЧЕНИЦИТЕ.

1. Избройте елементите от V група на главната подгрупа.

2. Как да се определи най-високата валентност на тези елементи?

3. Защо най-високата валентност на азота е равна на три?

4. Кои са най-високите и най-ниските степени на окисление на азота?

5. В кои съединения азотният атом ще има степен на окисление (− 3)?

6. Какви оксиди може да образува азотът?

ИЗИСКВАНИЯ КЪМ РЕЗУЛТАТИТЕ ОТ ОВЛАДЯВАНЕТО НА ТЕМАТА:

Фармацевтът трябва да има общи компетенции,включително способността (в основното обучение):

ОК 1. Разберете същността и социалната значимост на бъдещата си професия, проявявайте устойчив интерес към нея.

OK 2. Организирайте собствените си дейности, изберете стандартни методи и начини за изпълнение на професионални задачи, оценете тяхната ефективност и качество.

OK 3. Вземете решения в стандартни и. нестандартни
ситуации и да поемат отговорност за тях. .

OK 4. Търсене и. използване на информация, необходима за ефективно изпълнение на професионалните задачи, професионално и личностно развитие.

OK 5. Използване на информационни и комуникационни технологии в професионалните дейности.

OK 6. Работете в сътрудничество и в екип, общувайте ефективно
с колеги, ръководство, потребители.

ОК 8. Самостоятелно определя задачите на професионалните и
личностно развитие, ангажирайте се в самообразование, съзнателно
планирайте да подобрите уменията си.

Фармацевтът трябва да има професионален

компетенции,съответстващи на основните видове професионална дейност (основно обучение):

PC 1.6. Спазвайте правилата за санитарен и хигиенен режим, защита на труда, безопасност и пожарна безопасност.

PC 2.3. Притежава необходимите видове вътрешноаптечен контрол
лекарства.

PC 2.4. Спазвайте правилата за санитарен и хигиенен режим, защита на труда, безопасност и пожарна безопасност.

ЛЕКЦИОНЕН ПЛАН.

1. Обща характеристика на елементите от V група на главната подгрупа на периодичната система на Д. И. Менделеев.

2. Биологична роля на азота (самостоятелно)

3. Азот. Характеристики на азота, въз основа на позицията му в периодичната таблица, от гледна точка на теорията на атомната структура, степен на окисление, физични свойства, разпространение в природата, методи на получаване, химични свойства. Най-важните азотни съединения.

4. Амоняк, методи за получаване, физични и химични свойства.

5. Амониеви соли, методи на получаване, свойства. Качествена реакция на амониев катион.

6. Приложение в медицината и народното стопанство на азота и неговите съединения. (самостоятелно) .

7. Азотни оксиди. Азотиста киселина. Нитрити.

Качествена реакция към нитритен йон.

8. Азотна киселина, методи на получаване, физични и химични свойства, мерки за безопасност при работа. Нитрати.

9. Качествени реакции към нитратни аниони

I. ОБЩА ХАРАКТЕРИСТИКА НА ЕЛЕМЕНТИ ОТ V ГРУПА НА ГЛАВНАТА ПОДГРУПА.

От елементите на PS група V основната група от интерес за медицината е основната група, която включва азот, фосфор, арсен, антимон и бисмут.

Във външния слой на атома на тези елементи има пет електрона, така че способността за добавяне на електрони е по-слабо изразена в тях, отколкото в съответните елементи от групи VI и VII. От друга страна елементите на главна подгрупа V гр. отдават електрони по-лесно от елементите от групи VI и VII, следователно техните кислородни съединения са по-стабилни. Следователно, елементите от подгрупата проявяват както положителни, така и отрицателни степени на окисление.

Най-високото положително състояние на окисление на елементите от тази подгрупа

Поради относително по-ниския EO, връзката на тези елементи с водорода е по-малко полярна от връзката с водород на елементи от групи VI и VII. В резултат на това водородните съединения на въпросните елементи не се разделят

във воден разтвор са водородни йони и следователно нямат киселинни свойства

Изводи:

1. Във външния слой на атома на елементите от V група PS има пет електрона;

2. Способността им да присъединяват електрони е по-слабо изразена от тази на съответните елементи от VI и VII групи;

3. Елементи от главна подгрупа V гр. отдават електрони по-лесно от елементите от групи VI и VII;

4. Най-високата положителна степен на окисление на елементите от тази подгрупа

е равно на + 5 и минус − 3.