Презентация "Общая характеристика элементов VA-группы. Азот" по химии – проект, доклад

Общая и неорганическая химия. Лекция 21

Общая характеристика элементов VА-группы. Азот

Элементы VA-группы

Элементы VА-группы

Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3

Степени окисления: –III, 0, +III, +V

Валентные возможности: N – 3, 4; P, As, Sb, Bi – 3  6

Простые в-ва N2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т)

N2 + HNO3(конц)  P4 As + HNO3(конц) H3PVO4 H3AsVO4 + NO2 + H2O Sb + HNO3(разб) Sb2IIIO3 ·n H2O Sb2VO5 ·n H2O + … Bi + HNO3(разб, конц) BiIII(NO3)3 + … Фосфор Сурьма Висмут Мышьяк

Водородные соединения

NH3 – уст. PH3 – неуст. AsH3 – SbH3 – (BiH3)

Устойчивость убывает

очень неуст.

ЭН4+ + H2O  ЭН3 + H3O+ NН4+ + H2O  NН3 + H3O+ Kк  10–10 PН4+ + H2O  PН3 + H3O+ AsН4+ + H2O  AsН3 + H3O+

Аномалии свойств аммиака: водородные связи NH3 ··· NH3 ··· NH3 ···

Гидроксиды, кислоты

Э+III Э+V N P As Sb Bi HNO2 HNO3 H2(PHO3) H3PO4, (HPO3)x H3AsO3 H3AsO4 Sb2O3 ·n H2O Sb(NO3)3 K[Sb(OH)4] Sb2O5 ·n H2O H[Sb(OH)6](р) Bi(OH)3, BiO(OH) Сильная кислота

Амфотерный гидроксид

Оксиды

Степени окисления

Ст.ок. +V: P, As, Sb N(+V), Bi(+V) – сильные окислители Ст.ок. +III: P, As, Sb, Bi N(+III) – активный окислитель и восстановитель Ст.ок. 0: N

Распространение в природе

12. P – 0,09 масс.% 16. N – 0,03 масс.% 47. As – 5·10–4 масс.% 62. Sb – 5·10–5 масс.% 66. Bi – 1·10–5 масс.%

Азот атмосферы N2 (самородный)

Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 Нашатырь NH4Cl

Нашатырь Нитратин

Апатит 3Ca3(PO4)2·Ca(Cl,OH,F)2 Фосфорит Ca3(PO4)2 Фторапатит 3Ca3(PO4)2·CaF2

Апатит Фосфорит Фторапатит Азот, фосфор

Мышьяк, сурьма, висмут

Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3

Арсенопирит Аурипигмент Реальгар

Редкие минералы Анимикит (Ag, Sb) Арсенопалладинит Pd3As Геверсит PtSb2 Стибиопалладинит Pd3Sb

Антимонит (стибин)

История открытия элементов

Азот: 1772 г., Д. Резерфорд, Г.Кавендиш, 1769-1771 гг., К.Шееле, А.Л. Лавуазье Фосфор: 1669 г., Хённиг Бранд Мышьяк: XIII в., Альберт Великий, XVI в., Парацельс, 1735 г., Г. Брандт Сурьма: 3000 лет до н.э.; XVI в., Парацельс, Василий Валентин, 1735 г., Г. Брандт Висмут: XV-XVI вв., Агрикола, Василий Валентин, 1739 г., И.Потт

Фосфор. Джозеф Райт («Райт из Дерби») (1734-1797)

Азот. Шкала степеней окисления

N2O5, NO3, HNO3, NaNO3, AgNO3 NO2, N2O4 N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3 NO, N2O2 H2N2O2 N2 NH2OH, NH3OH+ N2H4, N2H5+, N2H62+

NH3, NH4+, NH3·H2O, NH4Cl, Li3N, Cl3N

Свойства азота

N2 – бесцветный газ, без запаха и вкуса, т.пл. –210,0 С, т.кип. –195,8 С малорастворим в воде и орг. р-рителях энергия связи в молекуле N2 равна 945 кДж/моль, длина связи 110 пм.

N2 + F2  N2 + 6Li = 2 Li3N нитрид лития (катализатор – вода)

Баллоны с азотом

Получение и применение азота

В промышленности: фракционная дистилляция сжиженного воздуха (жидкий кислород остается в жидкой фазе). В лаборатории: термич. разл. NH4NO2 (расплав, конц. водн. р-р): NH4NO2 = N2 + 2H2O; NH4+ + NO2 = N2 + 2H2O окисление аммиака (без катализатора): 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O Применение Синтез аммиака (… азотная к-та, нитраты и т.д.) Создание инертной атмосферы (металлургия и др.)

Водородные соединения азота

Аммиак

NH3 – бесцветный газ с резким запахом. Ядовит. Автопротолиз NH3 + NH3  NH2– + NH4+; Ks  10–33 (–50 С) NH3 – активный акцептор протонов.

sp 3 –гибридизация  = 2,46 Д

Аммиак в водном растворе

Высокая растворимость в воде (в 1 л воды 700 л NH3) Гидратация и протолиз: NH3 + H2O = NH3·H2O NH3 · H2O + H2O  NH4+ + OH + H2O; pH  7 Kо = 1,75 · 10–5

Получение аммиака. «Фонтан» (видео)

Соли аммония

Гидролиз NH4Cl= NH4+ + Cl– NH4+ + 2H2O  NH3·H2O + H3O+; pH  7 KK = 5,59 · 10–10 Термическое разложение NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 NH4NO3 = N2O + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O

Хлорид аммония

Окислительно-восстановительные свойства

Горение 4 NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без кат.) 4 NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (кат. Pt, Cr2O3) В водном растворе pH  7: 2 NH3·H2O + 6OH 6e = N2 + 8H2O;  = –0,74В pH  7: 2NH4+ 6e = N2 + 8H+;  = +0,27В 8 NH3·H2O 6e = N2 + 8H2O + 6NH4+;  = +0,23В Примеры: 8 NH3·H2O + 3Br2 = N2 + 8H2O + 6 NH4Br 2 NH3·H2O + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 4H2O + 2KOH

Получение аммиака

В промышленности N2 + 3H2  2NH3 + Q (300-500 С, 300 атм, катализатор: Fe, Pt) В лаборатории (при нагревании) NH4Cl + NaOH = = NaCl + H2O + NH3 NH3·H2O = H2O + NH3

Получение аммиака в лаборатории

Синтез аммиака в промышленности

Гидразин N2H4

N2H4 – бесцветная, сильно дымящая на воздухе жидкость. Автопротолиз: N2H4 + N2H4  N2H3– + N2H5+; Ks  10–25 N2H4 неограниченно растворим в воде, образует гидрат гидразина N2H4·H2O (т.пл. –52 °С, т.кип. +118 °С) Протолиз в водном растворе: N2H4 + H2O  N2H5+ + OH ; pH > 7; Kо = 1,70 · 10–6

 = 1,85 Д

sp 3, sp 3 –гибридизация

Протоноакцепторные свойства

N2H4 – акцептор протонов (две неподеленные пары электронов): N2H4 + H3O+ = N2H5+ + H2O катион гидразиния(1+) N2H4 + 2H3O+ = N2H62+ + 2H2O катион гидразиния(2+) Соли: [N2H5]Cl, [N2H5]2SO4, [N2H6]SO4 (получ. в изб.к-ты)

Окислительно-восстановительные свойства гидразина

Гидразин как восстановитель рН  7: N2H4·H2O + 4OH 4e  = N2 + 5H2O;  = –1,12В рН  7: N2H5+ 4e  = N2 + 5H+;  = –0,23 В Гидразин как окислитель рН  7: N2H4·H2O + 3H2O + 2e  = 2 NH3·H2O + 2OH;  = +0,03 В рН  7: N2H5+ + 3H+ + 2e  = 2NH4+;  = +1,27 В Восстановительные свойства гидразина ярче выражены в щелочной среде, а окислительные – в кислотной. Пример: N2H4 + 2I2 = N2 + 4 HI (pH  7) Получение: 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O

Гидроксиламин NH2OH

NH2OH – бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы; т.пл.+32 °С, т.разл.  100 °С. Хорошо растворим в воде, образует NH2OH · H2O. Протолиз в водном р-ре: NH2OH + H2O  NH3OH+ + OH pH > 7; Kо = 1,07 · 10–8 Катион гидроксиламиния NH3OH+ образует соли типа (NH3OH)Cl, (NH3OH)2SO4 …

sp 3,sp 3 –гибридизация

Окислительно-восстановительные свойства гидроксиламина

Гидроксиламин как восстановитель рН  7: 2(NH2OH·H2O) + 2OH 2e  = N2 + 6H2O;  = –3,04 В рН  7: 2NH3OH+ 2e  = N2 + 4H+ + 2H2O; = –1,87 В Гидроксиламин как окислитель рН  7: (NH2OH·H2O) + H2O +2e  = NH3·H2O + 2OH;  = +0,52 В рН  7: NH3OH+ + 2H+ + 2e  = NH4+ + H2O;  = +1,35 В Получение: пропускание смеси NO и H2 через суспензию катализатора (Pt) в разб. HCl

Азидоводород HN3

HN3 – бесцветная летучая жидкость, неограниченно растворимая в воде (при содержании в растворе свыше 3% масс. – взрывоопасен). Протолиз в водн. р-ре: HN3 + H2O  N3 + H3O+ рН  7; KK = 1,90 · 10–5 Азид-анион N3 имеет линейную форму. Соли MN3 подвергаются гидролизу (рН  7). Соли MN3 (M = Ag, Cu…) взрывоопасны (разл. на металл и N2).



тип гибридизации sp 2, sp

, ,, 

тип гибридизации sp, sp

Таутомерия  = 0,85 Д

Восстановительные свойства азидоводорода в растворе обусловлены легкостью превращения его в молекулярный азот: 2HN3 2e  = 3N2 + 2H+;  = –3,10 В Азидоводород – окислитель по отношению к веществам с сильными восстановительными свойствами: HN3 + 3HI = N2 + NH4I + I2