Элементы VА группы

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 20 Февраля 2012 в 13:39, реферат

Описание

Атомы этих элементов имеют по пять валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона.
При возбуждении атомов происходит распаривание s-электронов и преход одного из них на d- подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют низколежащего d-подуровня).

Работа состоит из  1 файл

реф.docx

— 31.62 Кб (Скачать документ)

            1. Общая характеристика элементов VА группы

   К главной подгруппе VА группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Период

Группа

n

2

7N

3

15P

4

33As

5

51Sb

6

83Bi


 

   Атомы этих элементов имеют по пять валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона.

   При возбуждении атомов происходит распаривание s-электронов и преход одного из них на d- подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют низколежащего d-подуровня).

 

                          Таблица. Свойства атомов элементов VА группы

Характеристика

7N

15P

33As

51Sb

83Bi

Валентные электроны

2s2 2p3

3 s23 p3

4 s24 p3

5 s25 p3

6 s26 p3

Молярная масса, г/моль

14,0

31,0

74,9

121,8

209,0

Ковалентный радиус атома, пм

71

130

148

161

182

Условный кристаллический радиус иона Э5+,пм

15

35

47

62

74

Условный кристаллический радиус иона

 Э3-,пм

148

186

192

208

213

Энергия ионизации атома, кДж/моль (Э0+)

1402

1011

947

834

703

Относительная электроотрицательность

3,1

2,2

2,1

1,8

1,7


 

 

 

                Таблица. Свойства элементных веществ VA группы

Характеристика

N

P

As

Sb

Bi

Температура плавления, К

63

317*

субл.**

904

544

Температура кипения, К

77

548

субл.**

1914

1833

Стандартный электронный потенциал (Э3++3е=Э0 ),В

----

----

+0,30

+0,21

+0,32

Координационное число

4

4,5,6

4,5,6

4,5,6

4,5,6


 

   Атомы элементов этой группы способны образовывать больше четырех ковалентных связей. Исключение составляет атом азота, который не может образовывать больше четырех ковалентных связей. В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1,+2,+3,+4,+5,-3. Для азота наиболее характерны степени окисления +3,+5,-3, а также +2 и +4.

    В организме человека азот находится в биомолекулах: аминах, амидах, аминокислотах в степени окисления -3, фосфор - в виде солей и сложных эфиров ортофосфорной кислоты и полифосфорных кислот в степени окисления +5.

   С увеличением радиусов атомов от азота к висмуту закономерно уменьшается энергия ионизации и относительная электроотрицательность. Этим обусловлено ослабление неметаллических свойств в ряду N-P-As-Sb-Bi. Азот и фосфор - типичные неметаллы. Мышьяк амфотерен, хотя неметаллические свойства сильнее выражены, чем металлические. Сурьма амфотерна, неметаллические и металлические свойства выражены примерно одинаково. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

   В кислородных соединениях все элементы VA группы проявляют степени окисления +3 и +5. Оксиды азота N2O3 и фосфора P2O3 являются кислотными и им соответствуют кислоты – азотистая HNO3 и фосфористая H3PO4. Оксиды мышьяка As2O3 и сурьмы Sb2O3 проявляют амфотерные свойства, причем у мышьяка (III) оксида преобладают кислотные свойства. Соответствующие им гидроксиды амфотерны.

 

         2.Окислительно-восстановительные реакции с участием азота.

   Азот в различных реакциях может проявлять окислительно-восстановительные свойства, то есть выступать в роли окислителя или восстановителя. По электроотрицательности азот уступает только фтору и кислороду, поэтому для него характерны ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА.

   С металлами он образует нитриды при нагревании:

                          3Mg + N2 = Mg3N2

                           2Al + N2 = 2AlN

   И только с литием азот соединяется при обычных условиях:

                           6Li + N2 = 2Li3N

   Многие нитриды легко гидролизуются:

                 Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

   В реакции с водородом азот выступает также в роли окислителя и обратимо взаимодействует с ним при высокой температуре и давлении в присутствии катализатора:

                              N2 + 3H2 = 2NH3

   В качестве катализатора применяют железо с добавками оксидов калия и алюминия.

   В реакциях с кислородом и фтором азот выступает в роли ВОССТАНОВИТЕЛЯ:

                                N2 + O2 = 2NO

                                N2 + 3F2 = 2NF3

   Азот не реагирует ни с кислотами, ни с щелочами.

   Среди реакций со сложными веществами отметим взаимодействие азота с карбидом кальция, в результате которого  образуется цианамид кальция:

                           CaC2 + N2 = CaCN2 + C

   Цианамид разлагается водой с образованием аммиака:

                        CaCN2 +   3H2O = CaCO3 + 2NH3

 

АММИАК

   Аммиак за счет азота также может проявлять окислительно-восстановительные свойства.

   Аммиак взаимодействует с кислотами:

                              HCl + NH3 = NH4Cl

                          H2SO4 + NH3 = NH4HSO4

                          H2SO4 + NH3= (NH4)2SO4

   Аммиак выступает во множество реакций комплексообразования, так как за счет неподеленной электронной пары у атома азота его молекулы являются прекрасными лигандами:

                             Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

   Аммиак за счет азота в степени окисления -3 проявляет сильные восстановительные свойства. Так, он горит:

                              4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O  (без катализатора)

                              4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O   (с катализатором)

   Восстановительные свойства аммиак проявляет и при взаимодействии с оксидами металлов:  

                              3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

   За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать и в несвойственной ему роли окислителя, например в реакциях с активными металлами:

                                   2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2

                                    2Na + NH3 = Na2NH + H2

                                   6Na + 2NH3 = 2Na3N + 3H2

   Аммиак вступает в реакции с органическими веществами. Эти реакции используют в первую очередь для получения аминов или аминокислот из углеводородного сырья:

                              C2H5Br + 2NH3 =C2H5NH2 + NH4Br

                  CH2Cl-COOH + 3NH2 = H2N-CH2-COONH4 + NH4Cl

 

ОКСИДЫ АЗОТА

Оксид азота (I) N2O

   Бесцветный газ со слабым своеобразным запахом, обладает наркотическим действием («веселящий газ»).

                             N2O + Cu = N2 + CuO

                             2N2O + S = SO2 + 2N2

                         3N2O + 2NH3 = 3N2 + 4H2O

Оксид азота (II) NO

   Бесцветный газ, без запаха, токсичен, почти нерастворим в воде.

 

                                2NO + Cl2 = 2NOCl

                                 2NO + O2 = 2NO2

                            2NO + 2Mg = 2MgO + N2

                           6NO + 4NH3 = 5N2 + 6H2O

Оксид азота (III) N2O3

   Темно-синяя жидкость, растворяется  в воде.

                                4NO + O2 = 2N2O3

                              N2O3 + H2O = 2HNO2

Оксид азота (IV) NO2

   Токсичный бурый газ.

                          NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

                          3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO2

                          4NO2 + O2 + 2 H2O = 4HNO3

                    3NO2 + 2NaOH = 2NaNO3 + NO +H2O

                          2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 +4H2O

                             2SO2 + NO2 = 2SO3 + NO

                               2S + 2NO2 = N2 + 2SO2

Оксид азота (V) N2O5

   Бесцветные кристаллы при температуре до 33,3°.

                                 2N2O5 = 4NO2 + O2

                                   2NO + O3 = N2O5

                         2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

                               2N2O5 + S = 4NO2 + SO2

 

 

 

  3. Свойства соединений азота (нитриды, гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота)    

   Азот - основной компонент воздуха, где его объемная доля равна 78,2% и массовая доля 76%. Неорганические соединения азота встречаются в природе в незначительных количествах. Массовая доля азота в земной коре составляет 0,04%.

   Азот все время извлекается  из почвы растениями. В результате  этого почва истощается и становится  менее плодородной. В связи  с необходимостью вносить в  почву азотные удобрения уже  в начале 20 века были предприняты  усилия по использованию атмосферного  азота для получения азотистых  соединений, так называемая азотфиксация.

   В виде сложных органических  соединений – белков – азот  входит в состав всех живых  организмов. Превращения, которым подвергаются белки в клетках растений и животных, составляют основу всех жизненных процессов. Без белка нет жизни.

   При полном замещении  водорода металлом в аммиаке  образуются соединения, называемые НИТРИДАМИ:

                                             3Mg + N2 = Mg3N2

   При соприкосновении с водой многие нитриды полностью гидролизуются с образованием аммиака и гидроксида металла:

                              Mg3N2 + 6H2O = 3 Mg (OH)2 + 2NH3

   Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при действии хлора на концентрированный раствор хлорида аммония получается НИТРИД ХЛОРА, или ХЛОРИСТЫЙ АЗОТ, NCl3 в виде тяжелой маслянистой жидкости:

                                       NH4Cl + 3Cl2 = NCl3 + 4HCl

Информация о работе Элементы VА группы