Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Подгруппа азота

Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны ^[1], также пникти́ды — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы)^[2]. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и искусственно полученный радиоактивный Московий Mc^[3]. Элементы главной подгруппы V группы имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5^[3]. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Азот	Фосфор	Мышьяк	Сурьма	Висмут

 

Свойства элементов подгруппы азота и простых веществ

Азот

N
14,00674
2s22p3;
Азот

Азот — бесцветный газ, не имеющий запаха, мало растворим в воде (2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100г при 80 °C).

Также может быть и в жидком состоянии, при температуре кипения (−195,8 °C) — бесцветная жидкость. При контакте с воздухом поглощает кислород.

При температуре в −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега. При контакте с воздухом поглощает кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

Фосфор

Основная статья: Фосфор

P
30,973762
3s23p3
Фосфор

Фосфор — неметалл, в чистом виде имеет 4 аллотропные модификации:

• Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P₄, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Температура плавления 44,1 °C, плотность 1823 кг/м³. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Ядовит, летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.
• Красный фосфор — представляет собой полимер со сложной структурой. Имеет формулу P_n. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.
• Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×10⁹ Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, совершенно нерастворимое в воде и в органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×10⁵ Па.
• Металлический фосфор. При 8,3×10¹⁰ Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25×10¹¹ Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Мышьяк

Основная статья: Мышьяк

As
74,9216
4s24p3
Мышьяк

Мышьяк — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символом As. Простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета. Мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см³. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью. В воде мышьяк нерастворим.

Сурьма

Основная статья: Сурьма

Sb
121,76
5s25p3
Сурьма

Сурьма — полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлические аллотропные модификации сурьмы, существующие при различных давлениях, и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Желтая сурьма образуется при действии кислорода на жидкий SbH₃. При нагревании, а также при освещении видимым светом переходит в черную сурьму. Черная сурьма обладает полупроводниковыми свойствами. Взрывчатая сурьма — серебристо-белая, обладает металлическим блеском. Образуется при электролизе SbCl₃ при малой плотности тока. Взрывается при ударе и трении. Взрывчатая сурьма при растирании или ударе со взрывом превращается в металлическую сурьму. Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердости. Сплав, состоящий из сурьмы, свинца и небольшого количества олова, называется типографским металлом или гартом. В своих соединениях сурьма обнаруживает большое сходство с мышьяком, но отличается от него более сильно выраженными металлическими свойствами.

Висмут

Основная статья: Висмут

Bi
208,98038
[Xe]4f145d106s26p3
Висмут

Висмут — тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов для изготовления плавких предохранителей и элементов пожарной сигнализации. Пары висмута ядовиты. Химические свойства весьма сходны с сурьмой и мышьяком, в основном висмут проявляет свойства типичного металла, однако слабые неметаллические свойства тоже есть.

Московий

Основная статья: Московий

Mc
(289)
[Rn]5f146d107s27p3
Московий

Московий (лат. Moscovium, Mc) — 115-й химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 115, атомная масса 289, наиболее стабильным является нуклид ²⁸⁹Mc (период полураспада оценивается в 156 мс).

 

АММИАК

 

NH₃

 

Строение

 

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp³- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

 

 

Физические свойства

 

NH₃ - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

r по воздуху = MNH₃ / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

 

 

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t°=20°C и p=1 атм).

 

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

 

 

 

Получение

 

1. Промышленный способ

 

N₂ + 3H₂ ® 2NH₃

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

 

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

 

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ –^t°® CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH –^t°® K₂SO₄ + 2NH₃­ + 2Н₂O

 

 

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

 

Химические свойства

 

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

 

 

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

 

NH₃ + Н₂O «NH₄OH «NH₄⁺ + OH^-

 

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

 

NH₃ + HCl ® NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ ® NH₄HCO₃

 

Аммиак - восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

 

1. Разложение при нагревании

2N^-3H₃ ^t°® N₂⁰ + 3H₂

 

2. Горение в кислороде

 

a) без катализатора

4N^-3H₃ + 3O₂ ® 2N₂⁰ + 6Н₂O

 

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

 

4N^-3H₃ + 5O₂ ® 4N⁺²O + 6Н₂O

 

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

 

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ ® 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

 

ПОДГРУППА АЗОТА

 

СОЛИ АММОНИЯ

 

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH₄⁺, связанные с кислотным остатком.

 

Физические свойства

 

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

 

Получение

 

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

 

NH₃ + HNO₃ ® NH₄NO₃(нитрат аммония)

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

 

Химические свойства

 

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

 

NH₄Cl «NH₄⁺ + Cl^-

 

2. Разложение при нагревании.

 

a) если кислота летучая

NH₄Cl ^t°® NH₃­ + HCl­

NH₄HCO₃ ® NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

 

b) если анион проявляет окислительные свойства

 

NH₄NO₃ –^t°® N₂O­ + 2Н₂O­

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°® N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

 

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

 

a)

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl ® 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- ® 2NH₄⁺ + 2Cl^- + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ ® Н₂O + CO₂­

 

b)

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ ® BaSO₄¯ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^- ® BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯

 

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

 

NH₄Cl + Н₂O «NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O «NH₄OH + H⁺

 

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

 

NH₄Cl + NaOH –^t°® NaCl + NH₃­ + Н₂O

 

ПОДГРУППА АЗОТА

 

ОКСИДЫАЗОТА

 

 

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)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N₂⁺⁵O₅

ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

 

Оксид азота (I)

N₂⁺¹O закись азота, "веселящий газ"

 

Физические свойства

 

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

 

Получение

 

NH₄NO₃ –^t°® N₂O + 2Н₂O

 

Химические свойства

 

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

 

2N₂⁺¹O –^t°® 2N₂⁰ + O₂⁰

 

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

2. С водородом:

N₂⁺¹O + H₂ ® N₂⁰ + Н₂O

 

3. Несолеобразующий

 

Оксид азота (II)

N⁺²O окись азота

 

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

 

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

2N⁺²O + 2S⁺⁴O₂ ® 2S⁺⁶O₃ + N₂⁰

 

3. Несолеобразующий

 

Оксид азота (III)

 

N₂⁺³O₃ азотный ангидрид

 

Физические свойства

 

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.

 

Получение

 

NO₂ + NO «N₂O₃

Химические свойства

 

Все свойства кислотных оксидов.

 

N₂O₃ + 2NaOH ® 2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

 

Оксид азота (IV)

 

N⁺⁴O₂ двуокись азота, диоксид азота

 

Физические свойства

 

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

 

Получение

 

1.

2NO + O₂ ® 2NO₂

2.

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

 

Химические свойства

 

1. Кислотный оксид

с водой

2NO₂ + H₂O ® HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ ® 4HNO₃

 

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)

 

Оксид азота (V)

 

N₂⁺⁵O₅ азотный ангидрид

 

Физические свойства

 

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

 

Получение

 

1.

2NO₂ + O₃ ® N₂O₅ + O₂

2.

2HNO₃ +P₂O₅ ® 2HPO₃ + N₂O₅

 

Химические свойства

 

1. Кислотный оксид

N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃

 

2. Сильный окислитель

 

3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):

 

2N₂O₅ ® 4NO₂ + O₂