ЛЕКЦІЯ ТЕМА : елементИ V А групи


Скачати 122.3 Kb.
НазваЛЕКЦІЯ ТЕМА : елементИ V А групи
Дата19.03.2013
Розмір122.3 Kb.
ТипЛекція
bibl.com.ua > Фізика > Лекція
ЛЕКЦІЯ
ТЕМА: елементИ V А групи

ПЛАН





  1. Загальна характеристика атомів елементів V А групи. Нітроген, Фосфор та Арсен, поширення їх у природі. Загальна характеристика простих речовин.

  2. Нітроген. Азот у природі. Добування. Фізичні та хімічні властивості азоту.

  3. Сполуки Нітрогену: амоніак, добування його, фізичні та хімічні властивості, техніка безпеки та заходи першої допомоги під час роботи з ним; солі амонію, їх фізичні та хімічні властивості. Застосування амоніаку та солей амонію в медицині.

  4. Оксигеновмісні сполуки Нітрогену.Добування та властивості оксидів Нітрогену.

  5. Кислоти нітритна та нітратна, їх солі. Добування, фізичні та хімічні властивості. Техніка безпеки та заходи першої допомоги під час роботи з нітратною кислотою. Якісні реакції на нітрит-іони та нітрат-іони.



До VА групи періодичної системи належать два типових елементи — Нітроген N і Фосфор P, а також три їх електронні аналоги — елементи великих періодів: Арсен As, Стибій Sb і Бісмут Bi. Елементи VA групи на зовнішньому енергетичному рівні містять п’ять електронів у стані ns2np3, тому належать до р-елементів.

Однакова будова зовнішнього рівня зумовлює подібні властивості елементів VА групи: валентність, ступінь окиснення, однакові формули вищих оксидів (R2O5) і водневих спо­лук (RH3).

В ряду N – P – As – Sb – Bi, тобто із збільшенням порядкового номеру, закономірно зростає атомний радіус, а відповідно посилюються металічні і відновні властивості; електронегативність, енергія іонізації і спорідненість до електрона закономірно зменшуються, а отже послаблюються неметалічні та окисні властивості. Так, N і P типові неметали, а Ві – типовий метал. Відповідно змінюються властивості оксидів і гідроксидів — від кислотних (N, P) через амфотерні до основних.

У своїх сполуках елементи VA групи мають широкий діапазон ступенів окиснення від –3 до +5.

Порівняємо будову атому Нітрогену із будовою інших атомів даної підгрупи.

2p

2s



1s



У атома Нітрогену три неспарених електрони. Тому валентність Нітрогену в основному стані дорівнює трьом.

Так, при утворенні молекули азоту N2, три неспарених електрони кожного атома утворюють дуже міцний потрійний зв'язок між атомами Нітрогену. Для розриву такого зв'язку потрібна значна енер­гія, тому молекулярний азот виявляє хімічну пасивність і вступає в хімічні реакції при нагріванні, у присутності каталізатора, при підвищеному тиску.

Оскільки Нітроген елемент ІІ періоду, то не має на зовнішньому рівні d-підрівня, його електрони розпаровуватись не можуть, атом не може переходити у збуджений стан і п'ятивалентним Нітроген бути не може. Однак атом може віддати із 2s-підрівня один електрон або спарену пару електронів і матиме валентність чотири.

Найбільш характрні ступені окиснення Нітрогену: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5 і валентності І, ІІ, ІІІ і IV.

Наявність валентних d-орбіталей у атомів інших елементів цієї підгрупи обумовлює можливість переходу s-електронів на d-підрівень, завдяки чому ці елементи виявляють валентність 5, яка відповідає номеру групи.

Найбільш характе­рні для Фосфору ступені окиснення -3, 0, +3, +5; валетності ІІІ і V.

Найбільш характе­рні для ступені окиснення Арсену -3, 0, +3, +5 і валетності ІІІ і V.

У VA групі, як і в інших головних підгрупах періодичної системи, із збільшенням заряду ядра стабілізується нижчий позитивний ступінь окиснення (+3). Так, для арсену характерні с.о. +3 і +5, для Бісмуту мало характерний ступінь окиснення +5, лише +3.
На самостійне вивчення згідно тематики виноситься: поширення цих елементів в природі, добування, фізичні та хімічні властивості азоту. – розділ 7, підручник Левітін.
Наступним пунктом плану є вивчення сполук Нітрогену, а саме амоніаку та солей амонію.

У молекулі амоніаку NНз атомні орбіталі Нітрогену знаходяться у sp3-гібридизованому стані та утворюють три σ-зв’язки з трьома атомами Гідрогену, які займають три вершини тетраедра. Четверта вершина містить неподілену електронну пару Нітрогену.

Валентний кут у молекулі амоніаку менший за тетраедричний і складає 107,3°, молекула має форму тригональної піраміди.

Електронна формула молекули амоніаку:

.Н.

H : N :

˙Н˙

Структурна формула амоніаку:

Н
H N :

Н

Хімічний зв’язок N – Н полярний: позитивний заряд зосереджений на атомі Гідрогену, негативний – на атомі Нітрогену. Внаслідок цього між молекулами амоніаку утворюються водневі зв’язки:

.Н. .Н.

H : N : . . H : N :

˙Н˙ ˙Н˙

водневий зв’язок

Добування амоніаку

в лабораторних умовах

Слабким нагріванням суміші амоній хлориду з гашеним вапном:

2NН4Cl + Са (ОН)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O.

в промисловості

синтез його з азоту і водню. Реакція екзотермічна і оборотна:

n2 + ЗН2 = 2NH3 + 92,4 кДж.

Вона відбувається лише при наявності каталізатора — металіч­ного заліза з домішками алюміній і калій оксидів ,Т 450-500С і тискові 30МПа.

За н.у. амоніак — безбарвний газ з характерним різким запахом, майже у два рази легший за повітря – 17/29 = 0,59. При охолодженні до –33,4 °C аміак скраплюється, а при –77,8 °C твердіє. Перевести у рідкий стан аміак можна і при звичайній температурі, але при високому тиску. Легкість переходу газоподібного амоніаку в рідкий стан пояснюється полярністю зв’язків N—H в його молекулі і дією міцних міжмолекулярних водневих зв’язків. Завдяки значній полярності молекул рідкий аміак є відмінним неводним розчинником. Так, у рідкому амоніаку добре розчиняються лужні та лужноземельні метали, фосфор, йод, сірка, більшість солей і кислот.


При реакції взаємодії амоніаку з водою до молекули амоніаку NН3 приєднується іон водню Н+ води, внаслідок чого утворюється ка­тіон амонію NH4+. Хімічний зв'язок у катіоні амонію ковалентний, утворений за донорно-акцепторним механізмом.

У молекулі амоніаку Нітроген має неподілену пару електронів (двохелектронна хмара):

.Н.

H : N :

˙Н˙

В іона Гідрогену вільна (незаповнена) ls-орбіталь, її можна по­значити як Н+. При зближенні двохелектронна хмара Нітрогену стає спільною як для атома Нітрогену, так і для атома Гідрогену, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. А отже, виникає четвертий ковалентний зв'язок. Процес утворення іона амонію можна представити схемою:

.Н.

H : N : + Н+

˙Н˙

Отже, в іоні амонію, що утворився, є чотири ковалентних зв’язки: три атоми гідрогену приєднані до нітрогену звичайним ковалентним зв’язком, а четвертий – ковалентним зв’язком, який утворився за донорно-акцепторним механізмом. Але, незважаючи на це, всі чотири зв’язки рівноцінні.

Звертаю увагу на те, що іони амонію існують тільки в розчині і виділити амоній гідроксид як самостійну сполуку неможливо.

Амоніак – основний продукт природного гниття органічних залишків. Незначний вміст в атмосферному повітрі (0,5% за об’ємом) призводить до подразнення слизових оболонок. При вдиханні значних кількостей амоніаку відбувається подразнення слизових оболонок очей та органів дихання, може спостерігатись задишка і запалення легень.

Засоби першої допомоги при отруєнні амоніаку: свіже повітря, промивання очей великою кількістю води, вдихання водяної пари.

Концентрований водний розчин аміаку містить 25 % (мас.) NH3 і має густину 0,91 г/см3.

У медичній практиці для збудження дихання і виведення з непритомності застосовують розчин амоніаку з массовою часткою 10 % під назвою нашатирний спирт або аміачна вода.

Іноді застосовують всередину в якості блювотного засобу (по 5—10 крапель на 100 мл води); зовнішньо у вигляді примочок при укусах комах.

Розчин амоніаку 1:10 (10%) є стандартною фармакопейною рідиною, яку завжди знайдете у бюрековій системі.

Також амоніак застосовують:

  • виробництво нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди за аміачним методом;

  • у холодильній справі як хладоагент – так як він легко зріджується, а потім випаровується з поглинанням теплоти;

  • у побуті (для прання, виведення плям, чистки килимів, ювелірних виробів, виробів з скла, кришталю.)

Хімічні властивості амоніаку

Хімічно активний. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості.

На повітрі не горить, але в атмосфері кисню він окиснюється до вільного азоту:

4NH3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
Суміш амоніаку з повітрям в інтервалі від 15,5 до 27,5% за об’ємом NH3 вибухонебезпечні.

У присутності каталізатора (пропущення над розпеченою платиною) амоніак окиснюється до нітроген (ІІ) оксиду:

4NH3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О

Амоніак виявляє відновні властивості також у реакціях з іншими окисниками. Так, розчин амоніаку при нагріванні знебарвлює розчин калію перманганату:

3 + KMnO4 + H2SO4 = N2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

При нагріванні амоніак відновлює купрум (ІІ) оксид, а сам окиснюється до вільного азоту:

2NН3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

Розкладається при нагріванні:

23 t N2 + 3Н2
3 + СО2 = Н2О + СО(NН2 )2

сечовина або карбамід

Амоніак вступає також в реакції заміщення. Відомі похідні NH3, в яких атоми Гідрогену заміщені на метал, галоген, групу ОН або органічний залишок.

При розчиненні в NH3 лужних металів утворюються відповідні аміди:

2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2

натрію амід

Аміди лужних металів при кімнатній температурі гідролізуються:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

Наступною властивістю амоніаку є здатність утворювати комплексні сполуки – аміакати. Наприклад: [Ag(NH3)2]OH, [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl2.

Одна з найважливіших властивостей амоніаку — здатність утворювати солі амонію. При взаємодії аміаку з протоном утворюється іон амонію NH4+. Як і в молекулі NH3, в іоні амонію атомні орбіталі азоту знаходяться у стані sp3-гідридизації та утворюють чотири рівноцінні зв’язки, один з яких утворений за донорно-акцепторним механізмом:



З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре розчинні речовини – солі амонію: NH4Cl – амонію хлорид, (NH4)2SO4 – амонію сульфат, NH4NO3 – амонію нітрат.

3 + HCl = NН4Cl

3 + H3PO4 = NН4H2PO4

3 + HNO3 = NH4NO3

Особливістю солей амонію, порівняно із солями лужних металів, є їх низька термічна стійкість і леткість ряду солей. Продукти термічного розкладу солей амонію визначаються природою аніона. Якщо сіль амонію утворена кислотою неокисником, її нагрівання не супроводжується окисно-відновними реакціями.

При підвищеній температурі амонію хлорид дисоціює оборотно, утворюючи леткі продукти NH3 i HCl, які при охолодженні знову стають NH4Cl:

NН4Cl NН3 + HCl

Реакція розкладання амонію карбонату та гідрокарбонату може відбуватися навіть при кімнатній температурі:

(NH4)2CO3 2NH3 + H2O + CO2.

Амонію гідрокарбонат NH4HCO3 використовують в хлібопекарстві. Його застосування засновано на тому, що при незначному нагріванні одержують NH3 i CO2, які розпушують тісто.

Не супроводжується окиснювальними реакціями і нагрівання амонію гідрофосфатів:

(NH4)2HPO4 → 2NH3 + H3PO4,

NH4H2PO4 → NH3 + H2O + HPO3.

Якщо сіль амонію утворена кислотою окисником, має місце окиснювання Нітрогену катіона амонію, наприклад:

NH4NO3 N2О + 2H2O

NH4NO2 N2 + H2O

Також при нагріванні розкладаються

(NH4)2SO43 + NH4HSO4

2(NH4)2SO4 2NН3 + Н2О + (NH4)2S2O7

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O - вулкан

Cолі амонію є сильними електролітами, в розчинах вони дисоціюють на катіони амонію та кислотні залишки. При цьому внаслідок гідролізу катіона NH4+, їх розчини мають кислу реакцію:

NH4Cl → NH4+ + Cl,

NH4HSO4 NH4+ + HSO4-

З кислотами, лугами і солями вступають у реакції обміну

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + NH4Cl

4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + HCl

4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O – якісна реакція на солі амонію.

Застосування солей амонію

(NH4)2SO4 , NН4H2PO4, (NН4)2HPO4 – як добрива

NH4NO3 – як добриво, для вибухових робіт

4Cl – для виробництва сухого гальванічного елементу, в фарбах, для паяння. Нашатир – діуретичний засіб для лікування набряків серцевого походження.

(NH4)2СO3 – як розрихлювач тіста
Оксигеновмісні сполуки Нітрогену.
Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступені окиснення від +1 до +5: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. З цих оксидів N2O і NO – несолетворні оксиди, інші – солетворні (кислотні).

Нітроген (І) оксид – закис азоту, сміховий газ.

Добування

NH4NO3 t N2O + 2H2O

Це безбарвний газ, з слабким запахом і солодкуватий за смаком, розчинний у воді.

N

О

N

Хімічні властивості

Несолетворний.

При 700°С розкладається

2N2O 2N2 + O2

Окиснює речовини, що реагують з киснем:

N2O + Н2 = N2 + Н2О

N2O + СН4 = СО2 + Н2О + N2

З водою, кислотами і лугами не реагує.

Застосування:

- суміш (20% N2O і 80% O2) має наркотичну дію – для наркозу без тривалих наслідків – збуджує НС – “сміховий газ”.

Нітроген (ІІ) оксид – окис азоту

Безбарвний газ, без запаху, погано зріджується, погано розчинний у воді, його можна збирати у циліндр, перевернутий догори дном з зануреними у воду краями.

Добування

В промисловості

NH3 + 5O2 Pt 4NO + 6H2O

В лабораторії

3Cu + 8HNO3 розв= 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

N2O3 NO + NO2

Утворюється з азоту і кисню при сильних електричних розрядах під час грози (в полум’ї електричної дуги) – 3000-4000°С

N2 + O2 2NO

Хімічні властивості

Несолетворний.

Має чудову властивість безпосередньо сполучатись з киснем повітря, утворюючи бурий газ:

2NO + O2 = 2NO2

2NO + 2SO2 = 2SO3 + N2

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O – при рівних об’ємах – вибухає

NO + NO2 = N2O3

Використовують як вихідну сполуку для отримання нітратної кислоти.

Нітроген (ІІІ) оксид – кислотний оксид, ангідрид нітритної кислоти

Це синя рідина, яка кипить при +3С і розкладається

N2O3 NO + NO2

Добування

NO + NO2 = N2O3

HNO2 N2O3 + H2O

Хімічні властивості

N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O

N2O3 + H2O = HNO2

Нітроген (IV) оксид – кислотний оксид. Бурий газ із специфічним запахом, важчий за повітря, подразнює дихальні шляхи, дуже отруйний.

Утворюється при окисненні NO:

2NO + O2 = 2NO2.

У невеликих кількостях в лабораторіях добувають взаємодією міді з концентрованою нітратною кислотою:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Будову молекули NO2 можна представити у вигляді кутової форми:

Порядок зв’язку дорівнює 1,5. Один неспарений електрон, локалізований на атомі Нітрогену, обумовлює парамагнітні властивості молекули NO2. Як і всі молекули з непарним електроном, NO2 легко димеризується.

Рівновага між парамагнітним мономером і діамагнітним димером регулюється температурою:



Нітроген (IV) оксид– сильний окисник, більшість речовин (вугілля, сірка, фосфор) згоряють в ньому:






Далі Левітін стор.352-355
Якісна реакція на нітрати:

дифеніламін в сульфатній конц. Кислоті з нітратами дає синє забарвлення.

Якісна реакція на нітрити:

До 1 мл розчину додати 5-6 краплин розчину КІ, 1-1,5 мл бензолу та 3-5 краплин оцтової кислоти СН3СООН. Суміш перемішати збовтуванням. У присутності NO2- органічний шар набуває рожево-фіалкового забарвлення.

Схожі:

Лекція №7 Тема: Соціальні групи
Мета вивчення: розкрити сутність соціальної групи, яка має психологічну основу; відзначити, що вона ґрунтується на активізації психічних...
Лекція Р Тема: Мова програмування PASCAL
Мета: Ознайомити з мовою програмування PASCAL, розглянути основні структурні елементи, стандартні функції
Лекція: Інтерфейс Microsoft Word 2007: версія для друку і PDA Лекція...
Описані способи роботи з елементами управління : кнопками, списками та ін. Показані можливості налаштування панелі швидкого доступу....
ЛЕКЦІЯ №8 ТЕМА: МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ ПО ФОРМУВАННЮ ФІЗИЧНОГО ТА...
МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ ПО ФОРМУВАННЮ ФІЗИЧНОГО ТА ПСИХОЛОГІЧНОГО СТАНУ ТУРИСТИЧНОЇ ГРУПИ
Лекція №9: “Застосування феритів в техніці надвисоких частот ”
Для надання хвилі, що поширюється хвилеводом, корисних власти­востей у порожнину хвилеводу розміщують феритові елементи
Методи навчання інформатики
Проблемне навчання належить до проміжної групи, оскільки воно рівною мірою передбачає як засвоєння готових знань, так і елементи...
Лекція 9 Облік готової продукції
Продукція є результатом виробництва. Всі елементи виробничого процесу сировина, матеріали, які перебувають на різних його стадіях...
Лекція Р 4 Тема: Вказівка повторення (цикли)
Вказівка повторення з передумовою – while призначена для організації багатократного виконання групи вказівок (тіло циклу) до тих...
УРОК 2 Тема. Розв'язування задач на комбінації призми та піраміди з циліндром і конусом
Формули для обчислення площ поверхонь та об'ємів многогранників і тіл обертання. Формувати вміння виконувати зображення комбінацій...
6 клас Тема. Групи прикметників за значенням: якісні, відносні, присвійні Мета
Обладнання: Таблиці “Прикметник як частина мови“, “Групи прикметників зазначенням” алгоритм, індивідуальні диференційовані картки,...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка