Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
(подгруппы азота)

Таблица. Электронное строение и физические свойства

Поряд- ковый №	Элемент	Относит. атомная масса	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ПИ эВ	ЭО	Степени окисления	t°пл. °С	t°кип. °С	r г/см3
7	Азот (N)	14,01	[He] 2s22p3	0,075	14,5	3,0	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	-210	-196
15	Фосфор (P)	30,97	[Ne] 3s23p3	0,110	10,5	2,1	-3, +1, +3,  +5	44,1	280	1,83
33	Мышьяк (As)	74,92	[Ar] 3d104s24p3	0,121	9,8	2,0	-3, +3, +5	613		5,7
51	Сурьма (Sb)	121,75	[Kr] 4d105s25p3	0,141	8,6	1,9	-3, +3, +4, +5	630,7	1750	6,68
83	Висмут (Bi)	208,98	[Xe] 4f145d106s26p3	0,152	7,8	1,9	+3, +5	271,3	1560	9,78

В ряду  – N – P – As – Sb – Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

N, P — типичные неметаллы

As, Sb — проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi — типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

Химические свойства

1. Основной характер оксидов R₂O₅ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера.
2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.
3. Основной характер гидроксидов R(OH)₃ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкого номера.

4. As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде

5. Восстановительные свойства водородных соединений RH₃ усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера.

АЗОТ

N

:N≡N:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Физические свойства

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H₂O растворяется 1,54V N₂ при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

Получение

1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

NH₄NO₂  –^t°>  N₂ + 2H₂O

Химические свойства

Молекула азота (:N≡N:)

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

Восстановитель N₂⁰ -> 2N⁺²

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

N₂⁰ + O₂ = 2N⁺²O

(в природе — во время грозы)

Окислитель N₂⁰ -> 2N^-3

1. c водородом (500°С, kat, p)

N₂⁰ + 3H₂ = 2N^-3H_З

2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

6Li + N₂⁰ = 2Li_ЗN^-3

3Mg + N₂⁰  =  Mg_ЗN₂^-3

СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

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 =  CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH  =  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  =  N₂⁰ + 3H₂

2. Горение в кислороде

а) без катализатора

4N^-3H₃ + 3O₂ = 2N₂⁰ + 6Н₂O

б) 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.

а) если кислота летучая

NH₄Cl  =  NH₃­ + HCl­

NH₄HCO₃ = NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃  =  N₂O­ + 2Н₂O­

(NH₄)₂Cr₂O₇  =  N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

а) (NH₄)₂CO₃ + 2НCl = 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺+ CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^— = 2NH₄⁺ + 2Cl^— + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ = Н₂O + CO₂­

б) (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  =  NaCl + NH₃­ + Н₂O

ПОДГРУППА АЗОТА

ОКСИДЫ АЗОТА

N₂⁺¹O

ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, «ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ»

N⁺²O

ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

N₂⁺³O₃

ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N⁺⁴O₂

ОКСИД АЗОТА (IV)
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  =  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 азотистный 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

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO₂ Азотистая кислота

H–O–N=O

 Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

AgNO₂ + HCl = HNO₂ + AgCl¯

Химические свойства

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

HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O

2. Разлагается при нагревании:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO­ + H₂O

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

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

2I^— + 2NO₂^— + 4H⁺ = I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

4. Сильный восстановитель:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O = HNO₃ + 2HCl

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO₃ Азотная кислота

Физические свойства

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см³

Получение

1. Лабораторный способ

KNO₃ + H₂SO₄(конц)  =  KHSO₄ + HNO₃­

2. Промышленный способ.

Осуществляется в три этапа:

1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH₃ + 5O₂  =  4NO + 6H₂O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO₂

2NO + O₂ = 2NO₂

3. Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода

4NO₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Химические свойства

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^—

Реагирует:

с основными оксидами

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2H⁺ + 2NO₃^— = Cu²⁺ + 2NO₃^— + H₂O

или CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

с основаниями

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^— + Na⁺ + OH^— = Na⁺ + NO₃^— + H₂O

или H⁺ + OH^— = H₂O

вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO₃ + Na₂CO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­

2H⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ + СO₃^2- = 2Na⁺ + 2NO₃^— + H₂O + CO₂­

2H⁺ + СO₃^2- = H₂O + CO₂­

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO₃  =  2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO₃ = соль азотной кислоты + вода + газ

HNO₃ + 4HCl + Au -> H[AuCl₄] + NO­ + 2H₂O

_{«царская водка»
(1:3 по объему)}

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S⁰ + 6HNO₃(конц) = H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ = H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O = 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

Применение

В промышленности азот извлекают из воздуха путём его глубокого охлаждения до жидкого состояния с последующим разделением, например, методом ректификации. Основная область использования азота – синтез аммиака с последующим получением из него азотной кислоты, удобрений и многих других веществ, содержащих связанный азот. Свободный азот применяют как инертную среду в химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей и др.; жидкий азот – хладагент. Газообразный азот хранят и транспортируют в сжатом виде в стальных баллонах, жидкий азот – в сосудах Дьюара.

Задачи:

1. Азот находится в сосуде вместимостью 20 л при давлении 380 кПа и температуре 27 °С. Вычислите массу азота, находящегося в сосуде.
2. Вычислите объем азота (нормальные условия), который может прореагировать с магнием массой 3 г.
3. Азот объемом 56 л (нормальные условия) прореагировал с водородом (водород в избытке). Массовая доля выхода аммиака составила 50 %. Рассчитайте массу полученного аммиака.
4. Рассчитайте массовую долю азота в следующих веществах: N₂O, NO₂, Cu(NO₃)₂ и NH₄NO₂. В каком соединении массовая доля азота самая большая,
5. Аммиак объемом 20 л растворили в воде массой 400 г (объем газа приведен к нормальным условиям). Определите массовую долю аммиака в полученном растворе.
6. Рассчитайте массу аммиака, который потребуется для получения азотной кислоты массой 3,15 т.
При расчете учтите, что производственные потери веществ составляют 15%.