Главная подгруппа V группы. Азот.

1. Общая характеристика группы 2. Азот 3. Аммиак и его соли 4. Оксиды азота.

Главную подгруппу V группы составляют р - элементы : азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне по 5 электронов, из которых два спаренных находятся на s- подуровне, а три неспаренных на р - подуровне. Таким образом, строение внешнего электронного слоя представляется следующим образом :

Высшая степень окисления в соединениях равна +5; низшая степень окисления равна 3 ( кроме Sb и Bi). В связи с этим высшие оксиды имеют общую формулу R 2 0 5, а водородные соединения RH 3. Из промежуточных степеней окисления +3 является общей для всех элементов. Изменение свойств элементов по мере увеличения атомного радиуса ( сверху вниз по подгруппе ) происходит гораздо более резко, чем в главных подгруппах VII и VI групп.

Первые два элемента ( азот и фосфор ) являются типичными неметаллами, мышьяк уже проявляет признаки металличности, значительно усиливающиеся у сурьмы и висмута, которые принадлежат к металлам. Эти различия проявляются как в свойствах простых веществ, образуемых элементами, так и в свойствах сложных веществ, прежде всего оксидов и гидроксидов :

Аналогичные соединения со степенью окисления элементов +5 имеют более кислотный характер, но их устойчивость снижается с увеличением порядкового номера элемента так, что для сурьмы и висмута они вообще не являются характерными.

Азот первый и наиболее важный элемент главной подгруппы V группы, неметалл семейства р - элементов. В связи с отсутствием на втором энергетическом уровне d- подуровня число неспаренных электронов не может увеличиваться за счет перехода атома в возбужденное состояние. Таким образом, максимальная валентность азота ограничена числом валентных атомных орбиталей и не может быть выше IV. По величине относительной электроотрицательности азот уступает лишь фтору и кислороду и в соединениях с ними проявляет положительные степени окисления ( от +1 до +5). В соединениях с менее электроотрицательными элементами ( металлами, водородом ) азот имеет степень окисления 3.

Элемент азот образует одно простое вещество N 2 ( молекулярный, или свободный азот ), а также входит в состав сложных неорганических и органических веществ. Из неорганических соединений азота наиболее важными являются следующие вещества :

В природе основная часть азота находится в свободном состоянии (N 2 ). Из неорганических соединений азота только натриевая селитра ( нитрат натрия NaN0 3 ) в виде пластов имеется на побережье Тихого океана в Чили. В составе сложных органических соединений ( белков, нуклеиновых кислот ) азот присутствует во всех живых организмах.

Физико - химические свойства свободного азота Молекулы азота N 2 состоят из двух атомов, связанных между собой тройной ковалентной неполярной связью : Эта связь, очень прочная, разрывается лишь при очень высоких температурах (> 3000 ° С ). При обычных условиях он представляет собой бесцветный газ, не имеющий запаха и мало растворимый в воде. Азот является главной составной частью воздуха, в котором содержится его в количестве 78,2 % по объему.

Получение молекулярного азота Промышленное получение азота из воздуха осуществляется с помощью физического способа разделения газов, основанного на различии в температурах кипения ( фракционная перегонка воздуха ). Свободный азот в лабораторных условиях получают путем термического разложения азотсодержащих соединений, например :

Молекулярный азот химически малоактивное вещество. При обычной температуре азот взаимодействует только с литием ; остальные реакции протекают при высоких температурах и в большинстве случаев являются обратимыми. При взаимодействии с активными металлами образуются нитриды :

Нитриды в водных растворах подвергаются необратимому гидролизу, в результате которого выделяется аммиак : Взаимодействие азота с водородом происходит только при высокой температуре в присутствии катализатора : Химические реакции, в которых азот выступал бы в качестве восстановителя, практически не осуществляются. Так, азот непосредственно не взаимодействует с галогенами. Эндотермическая реакция с кислородом протекает очень обратимо при температуре искровых разрядов :

Физические свойства При обычных условиях аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом, легче воздуха, очень хорошо растворимый в воде. Раствор NH 3 в воде называют аммиачной водой, или нашатырным спиртом.

Химические свойства В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисления (3), поэтому может отдавать электроны и является сильным восстановителем.

Кислотно - основные свойства аммиака Аммиак проявляет основные свойства. Причины этого заключается в способности молекул аммиака присоединять к себе протон Н + по донорно - акцепторному механизму. В состоянии равновесия в растворе образуется некоторый избыток гидроксид - ионов ОН -, среда приобретает щелочной характер ( рН > 7). По этому же механизму происходит взаимодействие аммиака с кислотами с образованием солей аммония :

Соли аммония Разложение солей аммония при нагревании 1 Не окислительно - восстановительное разложение ( АНИОН НЕ является окислителем ): 2. Окислительно - восстановительное разложение ( анион является окислителем ).

Гидролиз солей аммония Так как соли аммония образованы слабым основанием NH 4 OH, то они в водных растворах подвергаются гидролизу по катиону, который описывается общим сокращенном ночным уравнением : Вследствие этого растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Соли, образованные аммиаком и слабыми кислотами, подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону, например. Среда растворов таких солей близка к нейтральной.

Качественные реакции на катион NH При добавлении щелочи к водному раствору соли аммония происходит взаимодействие гидроксильных ионов с ионами аммония : При нагревании раствора аммиак улетучивается за счет уменьшения его растворимости, что легко определяется по характерному запаху аммиака или по посинению влажной лакмусовой бумаги. 2. Реактив Несслера образует с катионами аммония красно - бурый осадок : NH 4 Cl+ 2 К 2 [HgI 4 ] + 4 КОН = [OHg 2 NH 2 ]I + KCI + 7KI + 3H 2 O

Применение солей аммония NH 4 C1 ( нашатырь ) применяется в медицине. NH 4 N0 3, NH 4 H 2 P0 4, (NH 4 ) 2 HP0 4 и другие соли используются в сельском хозяйстве в качестве азотных удобрений.

Азот единственный элемент в своей подгруппе, образующий 5 оксидов, различных по физическим и химическим свойствам. Основные краткие сведения об этих соединениях приводятся в таблице.

Диоксид a з oma N0 2 Способы получения 1. Взаимодействиие концентрированной азотной кислоты с тяжелыми металлами, например : 2. Термическое разложение нитратов тяжелых металлов, например :

Химические свойства В отсутствие кислорода происходит диспропорционирование N +4 в молекуле N0 2 ( самоокисление самовосстановление ):