Материал: полезная метода
только в реакциях образования солей с сильными кислотами. AsH3, SbH3, BiH3 основными свойствами не обладают.
С кислородом элементы образуют оксиды типа R2O3 и R2O5 и соответствующие им кислоты. В пределах группы свойства оксидов и гидроксидов изменяются. Например, N2O3 и P2O3 - кислотные оксиды, As2O3 - амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств, Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств, Bi2O3 - основной оксид.
Таблица 1. Характеристики атомов и физические свойства элементов
Свойства
Атомная масса
Электронная конфигурация*
r (ат), нм
R (иона –3), нм
R (иона +3), нм
R (иона +5), нм
Энергия ионизации, эВ
Относительная
электроотрицательность
Возможные степени окисления
% (распространненость в природе)
Агрегатное состояние
(н. у.)
Цвет
Т пл, С
7N |
15P |
33As |
||
|
|
|
|
|
14.007 |
30.974 |
|
74.922 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2s2 2p3 |
3s2 3p3 |
4s2 4p3 |
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
0.075 |
0.106 |
|
0.120 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
0.148 |
0.186 |
|
0.192 |
|
0.016 |
0.044 |
|
0.058 |
|
0.013 |
0.017 |
|
0.046 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
14.5352 |
10.4867 |
|
9.815 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3.07 |
2.10 |
|
2.20 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
–3, –2, –1, |
–3, |
–3, |
||
+1, +2, +3, |
||||
+1, +3, +4, +5 |
|
+3, +5 |
||
+4, +5 |
|
|||
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3.1 |
0.95 |
|
10-6 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
газ |
Кристаллическое |
|
кристаллическое в-во |
|
|
в-ва: |
|
|
|
|
|
|
||
бесцветный |
белый, красный, |
Металлоподобное серое |
||
черный |
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
44,3 |
|
|
|
– 209,71 |
410 Под |
817 |
||
|
давлением |
|
||
|
|
|
|
|
Ткип, С |
– 195,6 |
280 |
616 (субл) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
1,82 |
|
Плотность, г/см3 |
1,2506 |
2,20 |
5,87 |
|
|
2,69 |
|
|
|
|
|
266
§2. Химические свойства элементов V A группы и их соединений.
Азот самый распространенный газатмосферы (78 об. %). В земной коре азота мало и большая часть содержится в виде органических соединений, из минералов известны селитры.
Получение азота: в промышленности - сжижением воздуха и его ректификацией. В лаборатории - нагреванием или окислением соединений азота:
1.NH4Cl + KNO2 = N2 + 2H2O + KCl
2.8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br
3.(NH4)2Cr2O7 = N2 + 4H2O + Cr2O3
4.2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O
5.2NH4Cl + K2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 2KCl + 4H2O
Газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде (до 1.5%). Молекула азота (N2) необычайно прочна. Длина связи 0,109 нм. Она представлена s- связью и двумя p-cвязями: NºN. Для разрыва связей требуются большие затраты энергии - ∆H = -946 кДж/моль. Поэтому молекулярный азот малоактивное вещество, подобное инертным газам. Он не взаимодействует с водой, галогенами, серой, углеродом, фосфором, щелочами, азотной, соляной и серной кислотой. Азот применяется для получение аммиака и создания инертной среды.
N2 + 3H2 2NH3 ∆H = -46,2 кДж/моль (расчет на 1 молекулу аммиака). Реакция катализируется губчатым железом с добавками оксидов калия и алюминия. Она обратима и ее проводят при давление до 1000 атмосфер. В соответствии с принципом Ле-Шателье это сдвигает равновесие в сторону образования аммиака. Синтез ведут при высокой температуре (500оС), хотя это и способствует разложению аммиака (т.к. прямая реакция экзотермична), однако высокая температура, как и катализатор, повышают скорость реакции, а неблагоприятное действие температуры компенсируется значительным повышением давления.
Литий и цезий образуют нитриды при обычной температуре, другие металлы (Mg, Ca, Ba, Zn, Al, Cr, Sn) – при нагревании. Нитриды нестойки и легко разрушаются водой и кислотами:
6Li + N2 = 2Li3N
3Zn + N2 = Zn3N2
2Al + N2 = 2AlN
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3
Mg3N2 + 8HCl = 3MgCl2 + 2NH4Cl
Взаимодействие с кислородом проиcходит при очень высокой температуре
N2 + O2 2NO (to = 3000оС, вольтова дуга, молнии)
267
При нагревании азота с карбидом кальция или коксом образуется цианамид кальция или дициан:
СаС2 + N2 = C + Ca(CN)2 (цианамид Ca) 2С + N2 = (CN)2 (дициан)
Промышленный способ получения аммиака - синтез из азота и водорода. Лабораторный - вытеснение аммиака из солей аммония и гидролиз нитридов:
N2 + 3H2 2NH3
NH4Cl + KOH = KCl + NH3 + H2O AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3
В аммиаке существуют 3 ковалентные связи между p-электронами азота и s-электронами водорода. Неподеленная пара s-электронов азота в образовании связей не участвует, но может предоставляться для образования донорно-акцепторной связи. Молекула аммиака представляет собой треугольную пирамиду с атомом азота в вершине.
|
N |
|
|
+ |
HH |
H |
N + H+ |
|
H |
|
N |
|||
|
H |
H |
H |
H |
|
10703' |
H |
|
H |
|
|
|
|
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха. Сжижается при температуре -33оС. При 8 атм переходит в жидкость без охлаждения. Аммиак хорошо растворим в воде (700 объемов на 1 объеме воды). 25% раствор называется нашатырным спиртом, аммиачной водой.
Аммиак будучи полярным соединением хорошо растворяется в воде. Водные растворы аммиака имеют щелочную рекцию (окрашивают фенолфталеин и пр.). Это связано с образованием щелочи – гидроксида аммония. Реакция аммиака с водой объясняется образованием донорноакцепторной связи, за счет неподеленной пары s-электронов азота и вакантной орбитали иона водорода.
Гидроксид аммония слабое основание, поскольку большая часть Гидроксид аммония слабое основание, поскольку большая часть аммиака находится в форме гидрата (NH3·H2O) и только 0,4% его молекул диссоциирует с образованием ионов аммония и гидроксид-ионов. Водный раствор аммиака более правильно называть гидратом аммиака, а не гидроксидом аммония (NH4OH), тем более что последний присутствует только в виде ионов аммония и гидроксид-ионов. Между свободным аммиаком, его гидратом, ионом аммония и гидроксид-ионом устанавливается подвижное равновесие. Оно смещено в сторону свободного аммиака и аммиак постоянно улетучивается из растворов.
Гидрат аммиака и сам аммиак взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей аммония
SO3 + 2 NH4OH = (NH4)2SO4 + H2O
268