лек. 16 va гр. азот

ЭЛЕМЕНТЫ VA-группы.

К VA-группе элементов относятся N, Р, Аs, Sb и Bi.
Валентными у них являются ns2np3-электроны. Азот и
фосфор составляют одну группу полных электронных
аналогов а Аs, Sb и Bi – вторую:
N [He] 2s22p3 http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-
delat-studentam/neorganicheskaya-
ximiya/

P [Ne] 3s23p3
As [Ar] 3d104s24p2
Sb [Kr] 4d105s25p3
Bi [Xe] 4f145d106s26p3

Размеры атомов сверху вниз увеличиваются, а энергии
ионизации уменьшаются, что соответствует ослаблению
неметаллических и усилению металлических свойств.

ЭЛЕМЕНТЫ VA-группы.
Азот – типичный неметалл, висмут – металл.
Некоторые сведения об элементах приведены ниже:

N P As Sb Bi
Атомный радиус:
металлический, нм 0,071 0,13 0,148 0,16 0,182
ковалентный, нм 0,070 0,110 0,118 0,136 0,146
Условный радиус:
иона Э3–, нм 0,148 0,186 0,192 0,208 0,213
иона Э5+, нм 0,015 0,035 0,047 0,062 0,074
Энергия ионизации
Э0 → Э+, эВ 14,53 10,48 9,81 8,64 7,287

АЗОТ
1 ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕМЕНТА

В валентной оболочке азота имеется три неспаренных
электрона на 2p–подуровне и одна пара электронов на
2s-подуровне:
2s 2p

Поэтому азот может образовать три ковалентные
связи по обменному механизму и одну – по донорно-
акцепторному, проявляя максимальную валентность
4.
Для азота характерно разнообразие степеней окисления: –3, –
2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, и +5. Наиболее часто встречаются
производные со степенями окисления –3, +5 и +3. По
электроотрицательности (3,0) азот уступает лишь фтору и
кислороду.

АЗОТ
1 ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕМЕНТА

2s 2p

Для азота характерно разнообразие степеней
окисления: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, и +5.
Наиболее часто встречаются производные со
степенями окисления –3, +5 и +3. По
электроотрицательности (3,0) азот уступает лишь
фтору и кислороду.

АЗОТ
2 ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО

В свободном состоянии азот – газ без цвета и
запаха. Имеет низкие температуры плавления
(–210 0С) и кипения (–196 0С), плохо растворим в
воде. Молекулярная формула азота N2.
Энтальпия диссоциации молекулы азота на
атомы очень велика:

N2 2N; ∆Н0298 = 945 кДж/моль

Даже при 3000 0С степень диссоциации молеку
лярного азота на атомы составляет лишь 0,1%.

АЗОТ
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

Азот в природе встречается главным образом в виде
простого вещества N2, составляя 78% по объему
земной атмосферы. Промышленное значение имеют
минералы NaNO3 – чилийская селитра и KNO3 –
индийская селитра. Азот – важный компонент
животных и растительных организмов.
В промышленности азот получают фракционной
перегонкой жидкого воздуха, в лаборатории – чаще
всего термическим разложением нитрита аммония:

NH4NO2 = N2 + 2H2O

АЗОТ. ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Из-за высокой прочности молекул азот химически
малоактивен, а его соединения термически мало-
устойчивы и легко разлагаются при нагревании.
При комнатной температуре азот реагирует с
литием с образованием нитрида лития Li3N. При
активации молекул (электроразряд, нагревание)
азота взаимодействует с водородом, кислородом,
углеродом и другими элементами:
N2 + 3H2 = 2NH3
N2 + O2 = 2NO
N2 + 3Mg = Mg3N2
N2 + 2C = (CN)2

3 СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
НИТРИДЫ
Соединения азота с металлами и более электро-
положительными, чем он сам неметаллами
называются нитридами. По характеру химической
связи различают: ионные, ковалентные и металло-
подобные нитриды.
К ионным относятся нитриды s-элементов I и II
групп, например Li3N, Mg3N2. Это твердые
солеобразные вещества. Химически они довольно
активны, легко разлагаются водой проявляя
основный характер:

Li3N + H2O = LiOH + NH3

3 СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
НИТРИДЫ
Нитриды d-элементов металлоподобны. Они
характеризуются металлическим блеском, хорошей
тепло- и электропроводностью, тугоплавкостью.
Химически очень инертны. Многие из них не разру-
шаются не только водой, но и кислотами, расплав-
ленными металлами.
Ковалентные нитриды образуют неметаллы и
некоторые металлы (в основном IIIA-группы). Среди
них встречаются как газообразные (NH3), жидкие (Cl3N)
так и твердые полимерные вещества (BN, AlN, Si3N4).
Наибольшее значение из ковалентных нитридов
имеет аммиак NH3, который мы рассмотрим вместе с
другими водородными соединениями азота.

ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
АММИАК NH3
В обычных условиях это бесцветный газ с резким
удушающим запахом. При охлаждении до –33 0С
аммиак сжижается. Аммиак хорошо растворяется в
воде. Его водный раствор – слабое основание (Кb =
1,8∙10–5):

H3N: + HOH [H3N: ∙∙∙H–OH] [NH4]+ + OH–

Характерным структурным элементом молекулы
аммиака является наличие неподеленной пары
электронов у атома азота, благодаря чему аммиак
проявляет себя в реакциях как основание (т.е.
акцептор протона, но донор электронной пары).

ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА:
АММИАК NH3

Равновесие в водном растворе аммиака можно
сместить вправо добавлением кислоты. При этом в
растворе образуются соли аммония NH4+:

NH3 + HClO4 = NH4ClO4

Соли аммония термически малоустойчивы. При
нагревании они разлагаются, причем природа
продуктов разложения зависит от свойств аниона.
Если анион кислоты не обладает окислительными
свойствами, соль аммония распадается на аммиак и
кислоту:
(NH4)3 РО4 = 3NH3 + H3РО4

АММИАК NH3

В случае анионов-окислителей имеет место окисление
аммиака до N2 или N2O:

(NH4)2Cr2О7 = N2 + 4H2O + Cr2O3
NH4NО3 = N2O + 2H2O
При обработке солей аммония щелочами вновь
выделяется аммиак:
2NH4Cl + Са(ОН)2 = 2NH3 + СаCl2 + Н2О

Эта реакция может служить простым способом
получения аммиака в лаборатории.

АММИАК NH3
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

При нагревании аммиак проявляет восстанови-
тельные свойства, окисляясь обычно до
свободного азота:

4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

ГИДРАЗИН N2H4

Гидразин H2N−NH2 можно представить как производ-
ное аммиака, в котором один водород замещен
группой NH2. В гидразине каждый из атомов азота
может выступать как донор пары электронов – это
би-функциональное основание:
N2H4 + Н2О = N2H5+ + ОН– ; Кb1 = 9,3∙10–7
N2H5+ + H2O = N2H62+ + OH– ; Кb2 = 8,5∙10–15

В связи с этим можно получит два ряда гидразо-
ниевых солей, например N2H6Cl, N2H6Cl2. Соли
катиона N2H5+ устойчивы в водных растворах, а соли
N2H62+ сильно гидролизованы.


Безводный гидразин – дымящая бесцветная
жидкость (Т. кип. 114 0С), хорошо растворяется в воде
и сам является хорошим ионизирующим раствори-
телем. Он сам и его гидразоний-производные менее
устойчивы, чем аммиак и производные аммония.
Получают гидразин осторожным окислением аммиака
гипохлоритом натрия:

2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O


Гидразин – сильный восстановитель, более
сильный чем аммиак, хотя степень окисления
азота в гидразине –2, а в аммиаке –3:

N2H4 + О2 = N2 + 2Н2О ; ΔН0298 = –622 кДж

N2H4 + I2 = N2 + 4 HI

ГИДРОКСИЛАМИН NH2ОН

Гидразин – белое кристаллическое вещество,
хорошо растворимое в воде, образуется при восста-
новлении раствора HNO3 атомарным водородом:
HNO3 + 6H = NH2ОН + 2H2O
Подобно аммиаку и гидразину :NH2ОН – донор пары
электронов. Его водный раствор – слабое основание:

Н2О + :NH2ОН [НОН ∙∙∙ NH2ОH] [NH3OH]+ + OH–

ГИДРОКСИЛАМИН NH2ОН

C кислотами дает соли гидроксиламмония [NH3OH]+,
например, [NH3OH]Cl, [NH3OH]2SO4.
Поскольку азот в гидроксиламине имеет степень
окисления –1, он может функционировать и как
воостановитель – в щелочной среде, и как
окислитель – в кислой среде:
2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O

Следующую реакцию попробуйте закончить
самостоятельно :
NH2OH + FeSO4 + H2SO4 = Fe3+ + NH4+ + …

АЗИД ВОДОРОДА HN3
В чистом виде HN3 – бесцветная взрывоопасная
жидкость (Т. кип. 37 0С). Её водный раствор –
азотистоводородная кислота (Ка = 2∙10–5), по силе
близка к уксусной. Получают её окислением гидра-
зина азотистой кислотой:

N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O

Соли HN3 – азиды, особенно тяжелых металлов
взрывчаты. Например, азиды свинца Pb(N3)2 и ртути
Hg(N3)2 находят применение в качестве
детонаторов.

АЗИД ВОДОРОДА HN3

HN3 обладает окислительными свойствами,
напоминая в этом отношении азотную кислоту:

Cu + 3HNN3 = Cu(NN2)2 + N2 + NH3

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
С кислородом азот образует ряд оксидов,
соответствующих его степеням окисления +1, +2, +3,
+4 и +5:
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
Оксид N2O получают термическим разложением
нитрата аммония:
250 0С
NH4NO3 N2O + 2H2O

Молекула N2O имеет линейную структуру NNO. При
нагревании он распадается на N2 и О2 и способен
окислять водород, металлы, уголь, серу, органичес-
кие вещества. N2O растворяется в воде, но
устойчивых соединений не образует. Используется в
медицине для общего наркоза.

Оксид NO

Оксид NO образуется во многих реакциях. В
лаборатории его можно получить действием
разбавленной HNO3 на медные стружки, в промыш-
ленности – окислением аммиака в присутствии
катализаторов (Pt и др.):
3Сu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

ОКСИД NO
NO – несолеобразующий оксид. Химически активное
соединение, мгновенно реагирует с кислородом:
2NO + O2 = 2NO2

Сильные окислители окисляют его до азотной
кислоты.
При взаимодействии с восстановителями NO
восстанавливается до N2O, N2, NH2OH, NH3 в
зависимости от природы воостановителя (SO2, Cr2+
и др.) и условий проведения реакций.

ОКСИД NO

Молекула NO содержит на одной из молеку-
лярных орбиталей (разрыхляющей π-орбитали)
неспаренный электрон, который сравнительно
легко отщепяется. При этом образуется нитро-
зоний-катион NO+, для которого известно много
солей.

Оксид N2O3
Оксид N2O3 – твердое вещество, получаемое при
охлаждении эквимолярных количеств NO и NO2.
Ему отвечает существующая лишь в растворе
слабая (Ка = 4∙10–4) азотистая кислота НNO2. Более
устойчивы её соли, из которых её обычно и
получают:
AgNO2 + HCl = AgCl + HNO2
HNO2 и её соли – нитриты проявляют окислительно-
восстановительную двойственность. Наиболее
характерны для неё окислительные свойства:
2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + H2O


Более сильными окислителями азотистая кислота
окисляется до азотной:
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 = Mn2+ + NO3– + …
Уравнение предлагается закончить самостоя-
тельно, используя метод полуреакций:

Диоксид азота NO2 – газ бурого цвета (т. пл. –11,2
0
С, т. кип. 21 0С). Молекула NO2 парамагнитна, так
как содержит неспаренный электрон. Легко димери-
зуется:
2NO2 N2O4
бурый бесцветный

Диоксид азота NO2

В твердом состоянии диоксид азота NO2 полностью
димеризован.
Получают оксид азота (IV) растворением меди в
концентрированной HNO3 или разложением нитрата
свинца:
Сu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2


Оксид азота (V) N2O5 – азотный ангидрид.
Это бесцветные кристаллы, при нагревании выше
33,3 °С разлагается:
2N2О5 = 4NО2 + О2
N2O5 ‒ типичный кислотный оксид, которому
соответствует азотная кислота, — он взаимо-
действует с водой, щелочами, оксидами металлов.
Сильный окислитель.
Получение N2О5:
2NO + О3 = N2О5
2HNО3 + Р2О5 = N2О5 + 2НРО3

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

Молекула азотной кислоты плоская. Азот в азотной
кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5.

О
H
О N
О
Азотная кислота HNО3 в чистом виде ‒ бесцветная
жидкость с резким удушливым запахом. Водные
растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98
называют «дымящей азотной кислотой».



Получение. В промышленности азотную кислоту
получают в три стадии:
1) 4NH3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
2) 2NO + О2 = 2NО2
3) 4NО2 + 2Н2О + О2 = 4HNО3

В результате получается 60—62%-ная азотная кислота.


1. Азотная кислота проявляет все типичные
свойства кислот ‒ взаимодействует с оксидами
металлов, основаниями, солями:
2HNО3 + CuO = Cu(NО3)2 + H2О
Ва(ОН)2 + 2HNО3 = Ba(NО3)2 + 2H2О
2HNО3 + Na2SiО3 = H2SiО3 + 2NaNО3
В разбавленных растворах азотная кислота
полностью диссоциирует:
HNО3 = H+ + NО3‒


2. Специфическим свойством азотной кислоты
является ярко выраженная окислительная,
способность, благодаря атому азота в макси-
мальной степени окисления (+5), при этом азот
восстанавливается до степени окисления от +4 до -3.

N2 N2О
+5е- +4е-
HNО3
+8е - +3е-
+1е-
NH3
NО2 NО
)NH4NО3(

лек. 16 va гр. азот

More Related Content

What's hot (20)

Similar to лек. 16 va гр. азот (20)

More from Аркадий Захаров (20)

лек. 16 va гр. азот