Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы
В главную подгруппу V группы входят химические элементы азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма S b и висмут Bi. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня ns 2 np 3, для элементов подгруппы характерны степени окисления от –3 до +5. Для первых представителей подгруппы — азота и фосфора — характерны неметаллические свойства, мышьяк и сурьма уже проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении ее разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка. Важнейшие свойства элементов подгруппы азота и образованных ими простых веществ представлены в табл.
Свойства элементов подгруппы азота и простых веществ
Атомный номер | Название, символ | Радиус атома, нм | Потенциал ионизации, эВ | ЭО | Степени окисления | r, г/см3 | t пл , oC | t кип , oC |
Азот N | 0,074 | 14,5 | 3,04 | –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 | 0,88 (ж.) | –210 | –196 | |
Фосфор P | 0,110 | 10,5 | 2,19 | –3, 0, +1, +3, +5 | 1,82 (белый) | 44,2 (белый) | 281 (белый) | |
Мышьяк As | 0,121 | 9,8 | 2,18 | –3, 0, +3, +5 | 5,72 | 815 (под давл.) | 613 (возг.) | |
Сурьма Sb | 0,141 | 8,6 | 2,05 | –3, 0, +3, +5 | 6,69 | |||
Висмут Bi | 0,152 | 7,3 | 2,02 | 0, +3, +5 | 9,79 |
Природный азот состоит из двух изотопов: 14N (99,6%) и 15N (0,4%); первый играет важную роль в ядерных реакциях, протекающих в атмосфере под воздействием космических лучей:
АЗОТ N2 — при обычных условиях бесцветный газ, не имеющий запаха. Он был открыт Д. Пристли в 1774 г. В молекуле азота имеется одна s - и две p -связи, поэтому ее структурную формулу можно представить следующим образом:
|
Название «азот» в переводе с греческого означает «безжизненный», азот не поддерживает процессы горения и дыхания. Но для процессов жизнедеятельности растительных и животных организмов он крайне важен.
Азот — основной компонент воздуха (78% по объему), он входит в состав растений и организмов животных в форме белков, для синтеза которых используются нитраты. Нитраты образуются в почве из атмосферного азота и аммонийных соединений. Круговорот азота в природе крайне важен для жизнедеятельности человека.
Под воздействием грозовых разрядов азот реагирует с кислородом с образованием оксидов азота, которые при растворении в воде образуют разбавленную азотную кислоту; из нее и получаются нитраты, содержащиеся в почве. Под действием бактерий, присутствующих в почве или в клубеньках корневой системы бобовых растений, атмосферный азот непосредственно превращается в нитраты. Нитраты также вносятся в почву в составе удобрений. Растения через корневую систему усваивают нитраты из почвы.
После смерти растений и животных их белки разлагаются, образуя соединения аммония, которые при помощи бактерий вновь превращаются в нитраты, остающиеся в почве, и в азот, возвращающийся в атмосферу.
ФОСФОР был открыт алхимиком Брандом в 1668 г. Для фосфора известен единственный стабильный изотоп 31P. Как и азот, фосфор незаменим для всех живых организмов, он содержится в костях, нервных и мышечных тканях, зубной эмали и участвует в процессах обмена веществ. Для фосфора характерны несколько аллотропных модификаций. Главные из них — белый, красный и черный фосфор, которые при определенных условиях могут превращаться друг в друга. Все модификации химически активны (особенно белый), поэтому в свободном состоянии в природе фосфор не встречается, а входит в состав минералов, например апатитов Ca5(PO4)3X (где
X = F, Cl, OH). Как и в случае азота, круговорот фосфора в природе включает несколько этапов: превращения элемента в почве, в организмах растений и животных (человека).
|
Химические свойства простых веществ
Свойства азота. Образование молекулы азота из атомов сопровождается выделением большого количества энергии — 945 кДж/моль (аналогичная величина для кислорода составляет 497 кДж/моль, для водорода — 436 кДж/моль). Это свидетельствует об очень высокой устойчивости молекулы азота, обусловленной образованием тройной связи. Азот вступает в химические реакции только при условии, что при образовании связей в продуктах реакции выделяется энергия, достаточная для разрыва связи в молекуле азота. Примерами таких взаимодействий являются реакции азота с магнием и литием, происходящие при обычных условиях:
3Mg + N2 = Mg3N2;
6Li + N2 = 2Li3N.
Для получения нитридов других металлов необходимо длительное нагревание. Нитриды разрушаются водой и кислотами с образованием аммиака или солей аммония:
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3 ;
AlN + 4HCl = AlCl3 + NH4Cl.
Для вступления азота в химическую реакцию необходима активация его молекул нагреванием, облучением или электрическим разрядом. Так, с кислородом азот взаимодействует только в электрическом разряде, образуя оксид азота(II). С водородом реакция идет только при нагревании (хотя процесс и экзотермический), высоком давлении и в присутствии катализатора (процесс Габера).
|
Свойства фосфора. Для фосфора наиболее активной модификацией является белый фосфор, состоящий из молекул P4. Красный фосфор — аморфное полимерное неядовитое вещество. Черный фосфор — полимерное вещество с металлическим блеском, полупроводник. Черный и красный фосфор получают из белого.
Белый фосфор — прозрачное, мягкое, активное вещество, растворим в сероуглероде CS2, эфире, но не растворим в воде, поэтому его хранят под слоем воды. Уже при комнатной температуре мелкодисперсный белый фосфор самовоспламеняется, образуя, в зависимости от количества кислорода, оксиды P2O3 или P2O5 (точнее P4O6 и P4O10):
P4 + 3O2 = P4O6;
P4 + 5O2 = P4O10.
Белый фосфор может воспламениться даже под водой под воздействием струи газообразного кислорода.
В отличие от азота белый фосфор активно реагирует с галогенами, серой с образованием PCl5, PCl3, PBr5, PBr3, P2S5, P2S3:
P4 + 6Br2 4PBr3;
P4 + 10Cl2 4PCl5;
P4 + 6S 2P2S3.
Красный и черный фосфор гораздо менее активны, эти модификации вступают в различные химические реакции при более высоких температурах.
Так же, как и азот, фосфор реагирует с металлами, образуя фосфиды, которые, как и нитриды, легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина PH3:
6Ca + P4 = 2Ca3P2;
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3 ;
Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3 .
Только белый фосфор реагирует с горячими растворами щелочей, образуя фосфин и гипофосфиты, например Ba(H2PO2)2:
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 3Ba(H2PO2)2 + 2PH3 .
Последнюю реакцию используют в лаборатории для получения фосфина и гипофосфитов (солей фосфорноватистой кислоты H3PO2), из которых затем по обменной реакции получают H3PO2:
Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = BaSO4 ¯ + 2H3PO2.
Непосредственно с водородом ни фосфор, ни более тяжелые представители подгруппы практически не взаимодействуют.