ЛЕКЦІЯ ТЕМА : елементИ V А групи

Скачати 122.3 Kb.

Назва	ЛЕКЦІЯ ТЕМА : елементИ V А групи
Дата	19.03.2013
Розмір	122.3 Kb.
Тип	Лекція

bibl.com.ua > Фізика > Лекція

ЛЕКЦІЯ
ТЕМА: елементИ V А групи

ПЛАН

Загальна характеристика атомів елементів V А групи. Нітроген, Фосфор та Арсен, поширення їх у природі. Загальна характеристика простих речовин.
Нітроген. Азот у природі. Добування. Фізичні та хімічні властивості азоту.
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.
Оксигеновмісні сполуки Нітрогену.Добування та властивості оксидів Нітрогену.
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

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.
Н

аступним 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:

NН₃ + 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:

2

NН₃ t N₂ + 3Н₂
NН₃ + 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.

NН₃ + HCl = NН₄Cl

NН₃ + H₃PO₄ = NН₄H₂PO₄

NН₃ + 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:

N

Н₄Cl 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:

N

H₄NO₃ N₂О + 2H₂O

N

H₄NO₂ N₂ + H₂O

Також при нагріванні розкладаються

(

NH₄)₂SO₄ NН₃ + 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^–,

N

H₄HSO₄ NH₄⁺ + HSO₄^-

З кислотами, лугами і солями вступають у реакції обміну

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + NH₄Cl

NН₄Cl + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ + HCl

NН₄Cl + 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

NН₄Cl – 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

N

H₄NO₃ ^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

2

N₂O 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

N

H₃ + 5O₂ Pt 4NO + 6H₂O

В лабораторії

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

N

₂O₃ NO + NO₂

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

N

₂ + 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

N

₂O₃ NO + NO₂

Добування

NO + NO₂ = N₂O₃

H

NO₂ 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 NO^2- 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