Элементы VА группы

            1. Общая характеристика элементов VА группы

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

Период	Группа
n	VА
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-Э+)	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

                                N_{2 +} 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)

                              4NH_{3 +} 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