Химия элементов VA группы
Распространение на Земле
Азот получение
Свойства
Аммиак
Аммиак
Азотная кислота
Азотная кислота
Азотная кислота
Азотная кислота
Оксида азота
Хим. свойства P, As, Sb, Bi
Хим. свойства P, As, Sb, Bi
Получение
Хим. свойства P, As, Sb, Bi
Хим. свойства P, As, Sb, Bi
Хим. свойства P, As, Sb, Bi
1.26M
Category: chemistrychemistry

Химия элементов VA группы

1. Химия элементов VA группы

2.

Здесь нет металлического
Простые вещества,
фосфора.
и основные
Есть «желтый»
степени
- смесь
окисления
красного и белого!
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева (длинная форма)
Группы
элементов
Химия
азота
богата на количество соединений
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
с
различными
степенями
окисления.
N
N≡N
VIIIB
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
P4 – белый фосфор (куб./ромб.), пары.
1 (1H)
1H +5.
2He
9 степеней окисления! От – 3 до
2 3Li 4Be
5B
6C
7N
8O
9F 10Ne
Pn – красный фосфор, черный фосфор.
3 11Na 12Mg
13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
-)
Основные:
+5
(нитраты

NO
4 19K 20Ca 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 31
Ga 332Ge
33As 34Se 35Br 36Kr
5 37Rb 38Sr 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru +4
45Rh(NO
46Pd 2
47)Ag 48Cd 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe
6 55Cs 56Ba 57La 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg 81Tl 82-Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn
+3 (нитриты – NO )
7 87Fr 88Ra 89Ac 104Db 105Jl 106Rf 107Bh 108Hn 109Mt 110 111 112 … 2…
s1
s2
d1
d2
d3
d4
d5
d6 +2
d7 (NO)
d8
d9
d10
p1
p2
p3
p4
p5
p6
s
d
p
+1 (N2O)
*Лантаноиды
0 (N2)
3
-3 65(NH
Tb 366)Dy 67Ho 68Er 69Tm 70Yb 71Lu
ns2np
58Сe 59Pr
60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd
**
Металлический фосфор
Актиноиды
10
При
8,3·10
Па чёрный
фосфор
переходит
ещё более плотную
Pa азота
Для
нет94Pu
валентности
- ? 98Cf 99вEsновую,
95Am 96Cm 97Bk
100Fm 101Md 192No 103Lr
90Th 91
92U
93Np
и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при
11 Па — ещё более
дальнейшем
повышении
до 1,25·10
5 не бывает!
Потому давления
что, валентность
это количество
уплотняется
и приобретает
кубическую
кристаллическую решётку, при
обобществленных
заполненных
орбиталей.
этомАего
плотность
возрастает
до 3,83 г/см³.
Металлический
фосфор
у азота
их только
4! Максимальная
валентность
4!
очень хорошо проводит электрический ток.
Пе
ри
од
ы
1
IA
2
IIA
3
4
IIIB 2IVB
*
**
5
VB
6
7
VIB VIIB

3.

Простые вещества, и основные степени окисления
ns2np3
+5
H3PO4, PF5
+3
Na2HPO3, PCl3
+1
KH2PO2
0
P4
-3
Ca3P2, PH3

4.

Простые вещества, и основные степени окисления
Asn, Sbn - полимеры.
As – мышьяк, arsenicum
Соли – арсениды, арсениты, арсенаты.
+5
H3AsO4, SbCl5
Sb – сурьма, stibium (лат), antimony (англ)
+3
AsCl3
0
Asn
Соли – стибиды,
стибиты,
стибаты.
-3
ns2np3
Na3Sb, AsH3
Неправильно – антимонаты.

5.

Простые вещества, и основные степени окисления
Bi – висмут, bismuthum.
Самый «тяжелый» нерадиоактивый металл.
ns2np3
+5
NaBiO3 (сильный окислитель в кислой среде)
+3
Bi2S3, BiOCl
0
Bi
-3
BiH3

6. Распространение на Земле

N
P
As
Sb
Bi
Место
18
13
51
59
60
Где
Содержится
Воздух,
биосфера,
Ca3(PO4)2 фосфорит
Ca5(PO4)3X
(X=F,OH)
– аппатит
As2S3
аурипигментит
FeAsS
арсенопирит
Sb2S3
антимонит
Bi2S3
висмутин
Bi2O3
бисмутит
С античных
времен
XV век
1. Мышь
2. Мужской
Мазь
Белая масса
2,2
1,8
1,7
Биоминералы
(капролиты).
Открыт
1772
Кавендиш
Азот –
ЭО
1669 Бранд С античных
Времен
Безжизненный
(греч) Лаувазье
Свет
несущий
3,1
2,1

7. Азот получение

Промышленное
Фракционная перегонка жидкого воздуха
Применение
Черный порох:
2KNO3 + 3C + S = N2 + 3CO2 + K2S

8.

Азот получение
Лабораторное
NH4NO2 → N2↑ + 2H2O + Q
K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4
(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
2NaN3 →(t) 2Na + 3N2↑
O2+ 4N2 (воздух)+ 2C → 2CO + 4N2
Очистка:
O2+ x N2 (воздух)+ Cu → 2CuO + 4N2

9. Свойства

• Азот 3-ий по ЭО после F и О! Но из-за
прочности молекулы N2 окислительные
способности плохо выражены.
• При комнатной температуре только:
3Mg + N2 = Mg3N2 и 6Li + N2 = 2Li3N
• Восстановительные свойства.
Реагирует со фтором и кислородом при
электрическом разряде:
N2 + 3F2 = 2NF3 и N2 + O2 = 2NO

10.

Свойства
• Бинарные соединения – нитириды.
• Делятся на ионные и ковалентные.
Примеры:
TiN
(ковалентный, куб. алмазоподоб.)
+H2O
AlN
(ионный, но бывает и вторая
модификация - ковалентный)
+H2O
Al(OH)3 + NH3

11.

Свойства

12.

Свойства
При нагревании:
6Ti + N2 → 2TiN,
Сложный в2B
исполнении,
но дешевый
+ N2 →2BN,
CaC2 + N2 → CaCN2 + C. (используется в пром.)
Связывание азота однаЗН
из2 великих
стоявших перед
+ N2—> проблем
2NН3
человечеством
и решенная
Катализатор
= Pt, Fe им.
Температура около 400° С и давление
300—400 атмосфер
Фриц Габер
Карл Бош
1913 год

13. Аммиак

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных
условиях — бесцветный газ с резким характерным
запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое
легче воздуха.
NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5
NaNH2 + H2O → NaOH + NH3
Катализатор = Pt

14. Аммиак

Комплексообразование
CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4
Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2
Соли аммония – б.ц., хорошо раств., термически нестойкие.
Кисл-основн.:
NH4Cl = NH3 + HCl
2NH4HCO3 = 2NH3 + H2O + CO2 (разрыхлитель теста)
ОВР:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 = N2O + 2 H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O

15. Азотная кислота

Производство:
До XX века:
KNO3 + H2SO4 → HNO3 + KHSO4
В XX веке и до… :
4NH3 + 5O2 (Pt) → 4NO + 6H2O
2NO + O2 → 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3.

16. Азотная кислота

• Применение
• в производстве минеральных удобрений;
• в производстве красителей и лекарств
(нитроглицерин)
• в военной промышленности (дымящая — в
производстве взрывчатых веществ, как
окислитель ракетного топлива,
разбавленная — в синтезе различных
веществ, в том числе отравляющих);
• в ювелирном деле — основной способ
определения золота в золотом сплаве;

17. Азотная кислота

Различные азотсодержащие продукты при взаимодействии азотной кислоты с
различными веществами:
увеличение концентрации кислоты
увеличение активности металла

18. Азотная кислота

Различные азотсодержащие продукты при взаимодействии азотной кислоты с
различными веществами:
увеличение концентрации кислоты
увеличение активности металла

19. Оксида азота


N2O – несолеобразующий
NO – несолеобразующий
N2O3 – кислый
NO2 – несолеобразующий
N2O5 – кислый
• Однако! 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

20. Хим. свойства P, As, Sb, Bi

• Степень окисления (– 3). PH3, AsH3,
SbH3, BiH3.
• 3Mg + 2P → Mg3P2
↓+Н2О
Mg(OH)2 +PH3 (устойчив к темп)
• 2AsH3 = (t) 2As + 3H2
• В отличии от NH3 не проявляет
кисл.-основ. свойств (размеры)

21. Хим. свойства P, As, Sb, Bi

• Степень окисление = 0.
Валентность = 5!
• Горение на воздухе:
Ортофосфорная кислота
4P + 5O2 → P4O10
2As(и др.) + 3O2 → As2O3
• С кислотами-не окислителями не реагируют
• С щелочами P по двум путям:
2P + NaOH +2H2O = PH3 + NaH2PO3 (+3)
2P + 4NaOH = H2 + 2Na2HPO2 (+1)
Фосфористая кислота
Фосфорноватистая кислота

22. Получение

• 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = P4 + 6CaSiO4 +10CO (>1200 ºC)
• 2Э2S3 + 9O2 = 2Э2O3 +6SO2 (Э=As, Sb, Bi)
Э2O3 + 3C = 2Э + 3CO
Е
P4 + 6CaO+10CO
Не выгодно! Реакция
запрещена термодинамически!
Добавим кварц!
6CaO + 6SiO2
2Ca3(PO4)2 + 10C
По закону Гесса! Пойдет!
P4 + 6CaSiO4 +10CO

23. Хим. свойства P, As, Sb, Bi

• Степень окисления +3.
• P4O6 + 6H2O → 4H3PO3 слаб. (или
HPO3)
• As2O3 +H2O → H3AsO3 слаб.(или HAsO2)
• As2O3 +H2O → H3AsO3 слаб.(или HAsO2)
• Sb2O3 +HCl → SbOCl +H2O
Sb2O3 +NaOH → Na[Sb(OH)4] амфотер.
• Bi2O3 + H+ → Bi3+ основной

24. Хим. свойства P, As, Sb, Bi


Степень окисления +5
P4O10 + 6H2O → 4H3PO4 (или HPO3)
As2O5 + H2O → H3AsO3 (или HAsO2)
Sb2O5 +HF → [SbF6]- +H2O
Sb2O5 +NaOH → Na[Sb(OH)6]
Sb2O5 +HCl → SbOCl +Cl2 +H2O (амфотерный,
окислитель)
• Bi2O5 + NaOH → NaBiO3 (сплавлен), (Сильный
окислитель, основной)
• Висмутат окисляет Mn2+ до MnO4-:
5NaBiO3 + 2Mn2+ + 14H+ → 5Bi3+ + 2MnO4- + 7H2O

25. Хим. свойства P, As, Sb, Bi

• Bi2O3 + 2Cl2 + 4KOH = Bi2O5 + 4KCl +2H2O (100 C)
• Sb2O3 + O2 (давл) = Sb2O5
Соединения с серой и тиосоли:
As2S3 + Na2S → NaAsS2 (Sb) кислый
As2S5 + 3Na2S → 2Na3AsS4 (Sb) кислый
Bi2S3 +Na2S → X
Bi2S5 – не существует.
English     Русский Rules