�ݺ�ߣ

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(

�ݺ�ߣ

лек. 16 va гр. азот

Recommended

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