Презентация "Элементы v группы, главной подгруппы периодической системе элементов Д.И Менделеева" – проект, доклад

Элементы V группы, главной подгруппы периодической системе элементов Д.И Менделеева

Выполнил студент группы х-116 Орлов Максим Руководитель: к.х.н., доц. НХ и ХТ Перегудов Ю.С. Кафедра неорганической химии и химической технологии

Воронежский Государственный Университет Инженерных Технологий

Азот (N) 2s22p3 Фосфор (P) 3s23p3 Мышьяк (As) 3d104s24p3 Сурьма (Sb) 4d105s25p3 Висмут (Bi) 4f145d106s26p3

Электронное строение:

уменьшаются

Степени окисления элементов

АЗОТ

В лабораториях его можно получать 1) по реакции разложения нитрита аммония: NH4NO2 → N2↑ + 2H2O 2) нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям: K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4 (NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O Самый чистый азот можно получить разложением азидов металлов: 2NaN3 →(t) 2Na + 3N2↑ Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом: O2+ 4N2 + 2C → 2CO + 4N2

ПОЛУЧЕНИЕ

При нормальных условиях азот это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде,плотность 1,2506 кг/м³ (при н.у.). В жидком состоянии (темп. кипения −195,8 °C) — бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. Плотность жидкого азота 808 кг/м³. При контакте с воздухом поглощает из него кислород. При −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид: 6Li + N2 = 2Li3N При нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды: 3Mg + N2 → Mg3N2, 2B + N2 →2BN Взаимодействии азота с водородом при нагревании, повышенном давлении и присутствии катализатора образуется аммиак: N2 + 3H2 = 2NH3 С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азота (II): N2 + O2 = 2NO

Азот способен образовывать химические соединения, находясь во всех степенях окисления от +5 до -3. Соединения в положительных степенях окисления азот образует с фтором и кислородом, причем в степенях окисления больше +3 азот может находиться только в соединениях с кислородом. Соединения, в которых имеет степень окисления - 3, называются нитридами.

НИТРАТЫ - соли азотной кислоты HNO3, твердые хорошо растворимые в воде вещества. Традиционное русское название некоторых нитратов щелочных и щелочноземельных металлов и аммония -- селитры (аммонийная селитра NH4NO3, калийная селитра КNO3, кальциевая селитра Са(NO3)2 и др. НИТРИДЫ - химические соединения азота с более электроположительными элементами. Нитриды алюминия, бора, кремния, вольфрама, титана (AlN, BN, Si3N4, W2N, TiN) и многие другие - тугоплавкие, химические стойкие кристаллические вещества. ОКСИДЫ: гемиоксид N2O и монооксид NO (бесцветные газы), сесквиоксид N2O3 (синяя жидкость), диоксид NO2 (бурый газ, при обычных условиях смесь NO2 и его димера N2O4), оксид N2O5 (бесцветные кристаллы). N2O и NO -- несолеобразующие оксиды, N2O3 с водой дает азотистую кислоту, N2O5 -- азотную, NO2 -- их смесь. Все оксиды азота физиологически активны. N2O -- средство для наркоза («веселящий газ»), NO и NO2 -- промежуточные продукты в производстве азотной кислоты, NO2 -- окислитель в жидком ракетном топливе, смесевых ВВ, нитрующий агент.

ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ

Нефть, газ, химия .Применение газообразного азота для освоения скважин. Это наиболее перспективное направление методов снижения уровня в скважинах. Металлургия .Азот участвует в защите черных и цветных металлов во время отжига, нейтральной закалке, цианировании, пайке твердым припоем, спекании порошковым металлом. Горно-добывающая промышленность. Азот используется для пожаротушения в угледобывающих шахтах Фармацевтика. В фармацевтической промышленности азот используется при: - упаковке препаратов в инертной среде Медицина. Азот необходим для лабораторных исследований: N2 используется либо в чистом виде, либо в смесях для проведения различных больничных анализов. Пищевая промышленность. Хранение, перевалка и упаковка пищевых продуктов (масло, сыры, соки, газированные напитки, йогурты, кофе, орехи, картофельные чипсы и др ) с использованием азота позволяет увеличить срок хранения продукта, сохранить его вкусовые качества, существенно увеличивая конкурентоспособность продукции.

ПРИМЕНЕНИЕ

-бесцветный газ с резким запахом, температура плавления –80° С, температура кипения – 36° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода. В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений. ПОЛУЧЕНИЕ: в лабораторных условиях : NH4Cl+KOH=KCl+H2O+NH3 в промышленности : N2+3H2=2NH3

АММИАК

Для аммиака характерны реакции присоединения , замещения и ОВР. NH3+H2O=NH4OH NH3+HCL=NH4Cl Cоли аммония термически неустойчивы: NH4NO2=N2+2H2O (NH4) 3 PO4=3NH3+H3PO4 (NH4)2CO3=NH3+NH4HCO3 NH4HCO3=NH3+CO2+H2O NH4Cl=NH3+HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с жидким аммиаком и образуются аммиды: 2NH3+2Na=2NaNH2+H2 2NH3+Ca=Ca(NH2) 2+H2 При замещении двух атомов водорода в молекуле NH3 образуются имиды (Na2NH, Na3N) Кроме того в молекуле NH3 атомы водорода могут замещаться атомом неметалла: NH3+Cl2=NH2Cl+HCl В чистом кислороде аммиак сгорает: NH3+3O2=2Na+6H2O На воздухе в присутствии платины: NH3+5O2=4NO+6H2O

ПОЛУЧЕНИЕ: 4NH3+5O2=4N0+6H2O 2NO+O2=2NO2 4NO2+O2+2H2O=4HNO3

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

с основными и амфотерными оксидами: с основаниями: вытесняет слабые кислоты из их солей: При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Концентрированная HNO3 Разбавленная HNO3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

ФОСФОР

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту: 4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам.

Белый фосфор, фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P4 = 2P2. При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы. ! Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма. Красный фосфор имеет формулу (Р4)n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb). Чёрный фосфор — это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник.

Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода), 4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода). Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: 2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2. Фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Не взаимодействует с водородом. Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует: 8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит кальция Са3(РО4) 3, апатиты (фторапатит 3Са3 (РО4 ) 3 ·СаF2, или, Ca5 (PO 4 )3F), монацит,бирюза. Фосфор входит в состав всех живых организмов.

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Оксид фосфора(V), P2O5 или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P4O10 При взаимодействии P2O5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO3: P4O10 + 2H2O = 4НРO3 а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H3PO4: НРO3 + H2O = H3PO4 Оксид фосфора(III), P2O3 - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P4O6. С водой образует фосфористые кислоты. Ортофосфористая кислота, H3PO3 - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород: H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2 Фосфиновая кислота, H3PO2, бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде.В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH)2 или Ba(OH)2. Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты. Трихлорид фосфора, PCl3 - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl3. Пентахлорид фосфора, PCl5 - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение [PCl4+][PCl6-]. Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl3 с хлором или S2Cl2: 3PCl3 + S2Cl2 = PCl5 + 2PSCl3.

Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н3РО4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб. Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений Спичечном производстве Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.

ПРИМИНЕНИЕ

МЫШЬЯК СУРЬМА ВИСМУТ

МЫШЬЯК получают, в основном, как побочный продукт переработки медных, свинцовых, цинковых и кобальтовых руд, а также при добыче золота. В промышленности нагреванием мышьякового колчедана: FeAsS = FeS + As СУРЬМА .Для получения чаще используют пирометаллургич. процессы - осадить плавку с железом или окислить обжиг с возгонкой Sb2О3, Который далее подвергают восстановить плавке. ВИСМУТ получают сплавлением сульфида с железом: Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeS, или последовательным проведением процессов: 2Bi2S3 + 9O2 = 2Bi2O3 + 6SO2↑; Bi2O3 + 3C = 2Bi + 3CO↑.

Мышьяк — серое с металлическим блеском хрупкое вещество (a-мышьяк) с ромбоэдрической кристаллической решеткой, a = 0,4135 нм и a = 54,13°. Плотность 5,74 кг/дм3. При нагревании до 600°C As сублимирует. При охлаждении паров возникает новая модификация — желтый мышьяк. Выше 270°C все формы As переходят в черный мышьяк. Расплавить As можно только в запаянных ампулах под давлением. Температура плавления 817°C при давлении его насыщенных паров 3,6МПа. Структура серого мышьяка похожа на структуру серой сурьмы и по строению напоминает черный фосфор.

Сурьма известна в кристаллической и трех аморфных формах (взрывчатая, черная и желтая). Взрывчатая Сурьма (плотность 5,64-5,97 г/см3) взрывается при любом соприкосновении; образуется при электролизе раствора SbCl3; черная (плотность 5,3 г/см3) - при быстром охлаждении паров Сурьмы; желтая - при пропускании кислорода в сжиженный SbH3. Желтая и черная Сурьма неустойчивы, при пониженных температурах переходят в обыкновенную Сурьму. Наиболее устойчивая кристаллическая Сурьма

Сурьма и ее соединения ядовиты. Отравления возможны при выплавке концентрата сурьмяных руд и в производстве сплавов Сурьмы. При острых отравлениях - раздражение слизистых оболочек верхних дыхательных путей, глаз, а также кожи. Могут развиться дерматит, конъюнктивит и т. д.

Знаете ли Вы…?

Висмут имеет ромбоэдрическую решетку с периодом а=4,7457 Å и углом а = 57°14'13". Плотность 9,80 г/см3; tпл 271,3 °С; tкип 1560 °С. Удельная теплоемкость (20 °С) 123,5 Дж/(кг·К) [0,0294 кал/(г·°С)]; термический коэффициент линейного расширения при комнатной температуре 13,3·10-6; удельная теплопроводность (20 °С) 8,37 вт/(м·К) [0,020 кал/(см·сек·°С)]; удельное электрическое сопротивление (20° С) 106,8·10-8 ом·м (106,8·10-6ом·см). Висмут - самый диамагнитный металл.

Мышьяк, сурьма, висмут реагируют с кислородом, серой, галогенами, металлами: 4As + 3O2 = As2O3; 2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3; 2Bi + 3S = Bi2S3; 2As + 3Mg = Mg3As2 С разбавленными кислотами не взаимодействуют, концентрированные кислоты - окислители растворяют мышьяк и сурьму: Sb + 5HNO3 (конц) = H3SbO4 + 5NO2  + H2O Висмут концентрированной азотной кислотой пассивируется, а в разбавленной растворяется: Bi + 4HNO3 (разб) = Bi(NO3)3 + NO  + 2H2O В щелочах висмут не растворяется. Мышьяк и сурьму можно перевести в растворимое состояние окислительным сплавлением: 2As + 2NaOH + 5KNO3 = 5KNO2 + 2NaAsO3 + H2O

С кислородом образуют два ряда оксидов. As2O3, Sb2O3, Bi2O3 – порошки, плохо растворимые в воде, получаются при сгорании в кислороде. Оксиды мышьяка и сурьмы проявляют амфотерные свойства: As2O3 + 6NaOH = 2Na3AsO3 + 3H2O Sb2O3 + 3H2SO4 = Sb2(SO4)3 + 3H2O Оксид висмута – основного характера, растворим только в кислотах: Bi2O3 + 3H2SO4 = Bi2(SO4)3 + 3H2O

Сурьма в небольших количествах отмечается в галенитах, сфалеритах, висмутинах, реальгарах и других сульфидах. Летучесть сурьмы в ряде её соединений сравнительно невысокая. Наиболее высокой летучестью обладают галогениды сурьмы SbCl3. В гипергенных условиях (в приповерхностных слоях и на поверхности) антимонит подвергается окислению примерно по следующей схеме: Sb2S3 + 6O2 = Sb2(SO4)3. Возникающий при этом сульфат окиси сурьмы очень неустойчив и быстро гидролизирует, переходя в сурьмяные охры — сервантит Sb2O4, стибиоконит Sb2O4 • nH2O, валентинит Sb2O3 и др. Главное промышленное значение имеет антимонит Sb2S3 (71,7 % Sb). Сульфосоли тетраэдрит Cu12Sb4S13, бурнонит PbCuSbS3, буланжерит Pb5Sb4S11 и джемсонит Pb4FeSb6S14 имеют небольшое значение.

Мышьяк — рассеянный элемент. Содержание в земной коре 1,7·10−4% по массе. В морской воде 0,003 мг/л[4]. Это вещество может встречаться в самородном состоянии, имеет вид металлически блестящих серых скорлупок или плотных масс, состоящих из маленьких зернышек. Известно около 200 мышьяксодержащих минералов. В небольших концентрациях часто содержится в свинцовых, медных и серебряных рудах. Довольно часто встречаются два природных соединения мышьяка с серой: оранжево-красный прозрачный реальгар AsS и лимонно-желтый аурипигмент As2S3. Минерал, имеющий промышленное значение — арсенопирит (мышьяковый колчедан) FeAsS или FeS2•FeAs2 (46 % As), также добывают мышьяковистый колчедан — лёллингит (FeAs2) (72,8 % As), скородит FeAsO4 (27 — 36 % As). Большая часть мышьяка добывается попутно при переработке мышьяксодержащих золотых, свинцово-цинковых, медноколчеданных и других руд.

Содержание Висмута в земной коре 2·10-5% по массе. Висмут встречается в природе в виде многочисленных минералов, из которых главнейшие - висмутовый блеск Вi2S3, висмут самородный Bi, бисмит Bi2O3 и другие. В большем количестве, но в малых концентрациях Висмут встречается как изоморфная примесь в свинцово-цинковых, медных, модибденово-кобальтовых и олово-вольфрамовых рудах. Около 90% мирового потребления покрывается попутной добычей Висмута при переработке полиметаллических руд.

Сурьма всё больше применяется в полупроводниковой промышленности при производстве диодов, инфракрасных детекторов.Является компонентом свинцовых сплавов, увеличивающим их твёрдость и механическую прочность. Область применения включает: батареи антифрикционные сплавы типографские сплавы стрелковое оружие и трассирующие пули оболочки кабелей спички лекарства, противопротозойные средства пайка — некоторые бессвинцовые припои содержат 5 % Sb использование в линотипных печатных машинах

ПРИМЕНЕНИЕ СУРЬМЫ

приготовления легкоплавких сплавов, содержащих свинец, олово, кадмий, которые применяют в зубоврачебном протезировании, для изготовления клише с деревянных матриц, в качестве выплавляемых пробок в автоматических противопожарных устройствах, при напайке колпаков на бронебойные снаряды и т. д. расплавленный Висмут может служить теплоносителем в ядерных реакторах. соединения Висмут применяются в стекловарении (увеличивают коэффициент преломления) и керамике (дают легкоплавкие эмали). !!! Растворимые соли Висмута ядовиты, по характеру воздействия аналогичны ртути.

ПРИМЕНЕНИЕ ВИСМУТА

небольшие добавки мышьяка вводят в свинец, служащий для производства ружейной дроби мышьяк особой чистоты (99,9999 %) используется для синтеза ряда ценных и важных полупроводниковых материалов — арсенидов и сложных алмазоподобных полупроводников. сульфидные соединения мышьяка — аурипигмент и реальгар — используются в живописи в качестве красок и в кожевенной отрасли промышленности в качестве средств для удаления волос с кожи. В пиротехнике реальгар употребляется для получения «греческого», или «индийского», огня, возникающего при горении смеси реальгара с серой и селитрой (ярко-белое пламя). многие из мышьяковых соединений в очень малых дозах применяются в качестве лекарств для борьбы с малокровием и рядом тяжелых заболеваний

ПРИМЕНЕНИЕ МЫШЬЯКА