Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы. I. общая характеристика элементов v группы главной подгруппы Элементы главной подгруппы 5 группы азот

Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И. Менделеева. В нее входят элементы: азот (N) ; фосфор (P) ; мышьяк (As) ; сурьма (Sb) ; висмут (Bi) . Общая электронная формула элементов подгруппы азота: ns2np 3 – на внешнем энергетическом уровне эти элементы содержат пять валентных электронов, на что указывает номер группы – два электрона на s-подуровне и три не-спаренных электрона на р-подуровне. Это р-эле-менты. У каждого последующего нижестоящего атома нарастает энергетический уровень (N – 2s2 2p3; P – 3s2 3p3; As – 4s2 4p3; Sb – 5s2 5p3; Bi – 6s2 6p3), в связи с чем увеличивается радиус атома, уменьшается энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства – усиливаются металлические.

Характерны следующие степени окисления: N – +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, -5; P – от +1 до +5 (кроме +2), 0, -2, -3; все остальные: +3, +5, -3. Характерные валентности: 3, 4, 5.

Азот пятивалентным быть не может – максимальная его валентность равна четырем, т. к. наивысшая валентность равна числу возможных квантовых ячеек на внешнем уровне – у азота их четыре (одна s– и три р-орбитали), следовательно, число ковалентных связей тоже четыре.

Итак, азот в невозбужденном состоянии имеет валентность три, а в возбужденном (при переходе электронов с s-подуровня) – четыре.

У фосфора и всех последующих элементов подгруппы имеется d-подуровень, куда могут переходить электроны с s– и р-подуровней, и в возбужденном состоянии они имеют валентность пять.

Водородные соединения элементов соответствуют формуле: RН3: NН3 – аммиак; РН3 – фосфин; AsН3 – арсин; SbН – стибин; BiН – висмутин. Все соединения – газы, химическая стойкость каждого последующего ослабевает, что связано с ростом порядкового номера элементов, ослабевания неметаллических свойств и усиления металлических.

Кислородные соединения подгруппы азота отвечают составу: R2О3, R2О5 , которые соответствуют кислотам типа: НRО2; НRО3; Н3RO4 – ортокислоты (азот ортокислоты не образует).

Характер оксидов элементов в направлении сверху вниз закономерно изменяется: N2О3, Р2О 3 обладают кислотными свойствами; As2О3, Sb2О3 имеют амфотерные свойства; Bi2О3 – основные свойства. R2О5 образуют только кислотные оксиды и соответствуют кислотам: НRО3, Н3RO4 (кроме азота). Сила кислот НRО3 сверху вниз убывает.

Резкие изменения наблюдаются и у простых веществ элементов подгруппы азота: азот, фосфор, мышьяк – неметаллы; сурьма и висмут – металлы.

Азот.

Азот (N) стоит во 2 периоде, V группе главной подгруппы. Порядковый номер – 7, Ar – 14,008. Строение молекулы::N = N: молекула N2 – самая прочная из всех двухатомных за счет наличия тройной связи малой длины (энергия связи – 946 кДж). Связь в молекуле ковалентная неполярная. Самая короткая и прочная, соединяющая центры атомов – ?-связь, расположенная на пересечении плоскостей рх– и рz– орбиталей, которые, перекрываясь, образуют 2, более длинные?-связи, расположенные в 2-х взаимно перпендикулярных плоскостях по отношению друг к другу.

Физические свойства: бесцветный газ, без запаха и вкуса; малорастворим в воде: в 1 л H2O растворяется 15,4 мл N2 при t° = 20 °C и p = 1 атм; t кипения =-196 °C; t плавления =-210 °C. Природный азот состоит из двух изотопов с атомными массами: 14 и 15.

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22 s22 p 3 – на внешнем уровне 5 валентных электронов. Характерная валентность – 3 и 4. Наиболее характерные степени окисления: -3, -2, -1, +2, +3, +4, +5, 0. Вобычных условиях N2 подобен инертному газу.

При обычной температуре азот реагирует только с литием: 6Li + N20= 2Li3N-3; с остальными металлами реагирует при высоких температурах: 3Mg + N20= MgЗN2-3; 2Аl + N2 = 2АlN.

В реакциях с металлами азот проявляет окислительные свойства: N20= 2N-3.

Реагирует c водородом (500 °C, kat, p):

N20+ 3H2 = 2N-3HЗ, здесь азот также окислитель.

При высокой температура (электрическая дуга, 3000–4000 °C) взаимодействует с кислородом воздуха: N20+ O2 = 2N+2O (в природе – во время грозы).

Азот при этом проявляет свойства восстановителя: N20?2N+2.

С кислородом азот образует несколько оксидов: N2O, NO, N2O3, N O2, N2O5 и NO3.

Получение.

1. В промышленности азот получают путем сжижения воздуха с последующим испарением и отделением азота от других газовых фракций воздуха. Полученный азот содержит примеси благородных газов (аргона).

2. В лаборатории получают чистый азот термическим разложением нитрата аммония:

Нахождение в природе: в природе азот встречается в основном в свободном состоянии. Основное природное содержание азота в воздухе – объемная доля его в воздухе?=78,09 %. В небольшом количество соединения азота находится в почве; азот входит в состав аминокислот, образующих через посредство пептидных связей белки; содержится в молекулах нуклеиновых кислот – ДНК и РНК – в составе азотистых оснований (нуклеотидов): гуанина, аденила, тимидила, цити-зила и уридила. Общее содержание азота в земной коре – 0,01 %.

Аммиак

Физические свойства: аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля аммиака в концентрированном растворе – 25 %. Раствор NH3 в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. При низкой температуре образует в растворе кристаллогидрат NH3 ? Н2О. Строение молекулы: характерна sp3-гибридизация. В образовании молекулы участвуют 3 неспаренных р-электрона азота и 1s – атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой стоят атомы азота, а в углах – водорода.

Химические свойства:

1) при растворении NH3 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4 = NH4НSO4;

3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;

4) в кислороде NH3 горит желтым пламенем: 4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;

5) кислородом воздуха NH3 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;

6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;

7) водород в NH3 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.

Нашатырь (хлорид азота).

Получение: в промышленности до концаХ1Х века аммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота.

В начале XX века были разработаны новые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или фиксации атмосферного азота.

В 1904 году появился циамидный способ, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция, образуя циамид кальция CaCN2, который при воздействии с водяным паром при давлении 0,6 МПа легко разлагается на аммиак и карбонат кальция:

Позднее появился другой способ получения аммиака – прямое взаимодействие азота и кислорода под воздействием электрических разрядов, но эта реакция была обратимой, пока для нее не нашли оптимальные условия. Этими условиями явились высокое давление и низкая температура, использование катализаторов – губчатого железа с добавками активаторов (оксиды алюминия, калия, кальция, кремния, магния).

Гидрази́н (диамид) H 2 N-NH 2 - Гидразин N2H4 - бесцветная жидкость, кипящая при 113,5°С, получается при действии гипохлорита натрия NaCIO на концентрированный раствор аммиака.

В молекуле гидразина атомы азота имеют неподеленные пары электронов. Это обусловливает способность гидразина к реакциям присоединения. Гидразин хорошо растворяется в воде, а при взаимодействии с кислотами присоединяет по донорно-акцепторному способу один или два иона водорода, образуя два ряда солей - например хлориды гидразония N 2 H 4 -HC1 и I^H^H"Cl. Таким образом, гидразин обладает основными свойствами.

Гидразин - хороший восстановитель. При его горении в атмосфере воздуха или кислорода выделяется очень большое количество теплоты, вследствие чего гидразин нашел применение в качестве составной части топлива ракетных двигателей. Гидразин.и всего производные сильно ядовиты.

Азо́тистоводоро́дная кислота́ , азоими́д , Азидоводород, или азотистоводородная кислота, HN 3 может быть получен действием азотистой кислоты HNO2 на водный раствор гидразина; он представляет собой бесцветную жидкость (темп. кип. 36 °С) с резким запахом.

Азидоводород принадлежит к числу слабых кисллот (К=3*10 -5). В водном растворе он диссоциирует на ионы Н + и N3. Анион азидоводорода N3 имеет линейное строение. Его электронную структуру можно выразить схемой:

Соли аммония

Соли аммония – сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+ и кислотные остатки.

Физические свойства: соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных металлов (калия) имеют примерно одинаковые радиусы. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород. Доказательством металлического характера аммония является наличие амальгамы аммония – сплав аммония с ртутью, схожего с таковой щелочных металлов. При обработке амальгамы аммония холодным раствором сульфата меди, амальгама вытеснит n-е количество меди:

Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:

1) являются сильными электролитами – подвергаются диссоциации в водных растворах, образуя катион аммония и анион кислоты:

2) подвергаются гидролизу (соль слабого основания и сильной кислоты):

среда кислая, рН<7, лакмус красный;

3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:

4) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония:

соли аммония определяют по запаху выделившегося в результате реакции аммиака, а также по синей окраске лакмуса;

5) разлагаются при нагревании:

Получение: NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.

Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH4)2SO4, нитрат аммония – NH4NO3, дигидрофосфат аммония – NH4Н2РO4 и гидрофосфат аммония – (NH4)2НРO4 используются в качестве минерального удобрения. Преимущество удобрения – повышенное содержание в нем аммиака. Используется хлорид аммония (NH4Cl) – нашатырь.

Круговорот азота в природе

Фиксация атмосферного азота в природе происходит по двум основным направлениям - абиогенному и биогенному. Первый путь включает главным образом реакции азота с кислородом. Так как азот химически весьма инертен, для окисления требуются большие количества энергии (высокие температуры). Эти условия достигаются при разрядах молний, когда температура достигает 25000 °C и более. При этом происходит образование различныхоксидов азота. Существует также вероятность, что абиотическая фиксация происходит в результате фотокаталитических реакций на поверхности полупроводников или широкополосных диэлектриков (песок пустынь).

Однако основная часть молекулярного азота (около 1,4×10 8 т/год) фиксируется биотическим путём. Долгое время считалось, что связывать молекулярный азот могут только небольшое количество видов микроорганизмов (хотя и широко распространённых на поверхности Земли): бактерии Azotobacter и Clostridium , клубеньковые бактерии бобовых растений Rhizobium , цианобактерии Anabaena , Nostoc и др. Сейчас известно, что этой способностью обладают многие другие организмы в воде и почве, например, актиномицеты в клубнях ольхи и других деревьев (всего 160 видов). Все они превращают молекулярный азот в соединения аммония (NH 4 +). Этот процесс требует значительных затрат энергии (для фиксации 1 г атмосферного азота бактерии в клубеньках бобовых расходуют порядка 167,5 кДж, то есть окисляют примерно 10 г глюкозы). Таким образом, видна взаимная польза от симбиозарастений и азотфиксирующих бактерий - первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают полученным в результате фотосинтеза «топливом» - глюкозой, вторые обеспечивают необходимый растениям азот в усваиваемой ими форме.

Азот в форме аммиака и соединений аммония, получающийся в процессах биогенной азотфиксации, быстро окисляется до нитратов и нитритов (этот процесс носит название нитрификации). Последние, не связанные тканями растений (и далее по пищевой цепи травоядными и хищниками), недолго остаются в почве. Большинство нитратов и нитритов хорошо растворимы, поэтому они смываются водой и в конце концов попадают в мировой океан (этот поток оценивается в 2,5-8×10 7 т/год).

Азот, включённый в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разложению содержащих азот сложных соединений с выделением аммиака и ионов аммония) и денитрификации, то есть выделению атомарного азота, а также его оксидов. Эти процессы целиком происходят благодаря деятельности микроорганизмов в аэробных и анаэробных условиях.

В отсутствие деятельности человека процессы связывания азота и нитрификации практически полностью уравновешены противоположными реакциями денитрификации. Часть азота поступает в атмосферу из мантии с извержениями вулканов, часть прочно фиксируется в почвах и глинистых минералах, кроме того, постоянно идёт утечка азота из верхних слоёв атмосферы в межпланетное пространство.

Азотная кислота

Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.

Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.

Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:

HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.

HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:

1) концентрированная HN03 , взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:

2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:

3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:

До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».

4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:

5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.

6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.

Промышленное получение азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO 3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO 3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) 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. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO 3 взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO 3

Разбавленная HNO 3

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

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO 2 , N 2 O, N 2 и NH 4 NO 3 .

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO 2:

и сложные вещества, например:

Некоторые органические соединения (например амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

Нитраты

HNO 3 - сильная кислота. Её соли - нитраты - получают действием HNO 3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты - нитраты - при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

г) нитрат аммония:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты - сильные окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O - при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Соли азотной кислоты - нитраты - широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Азотные удобрения - неорганические и органические азотосодержащие вещества, которые вносят в почву для повышения урожайности. К минеральным азотным удобрениям относят амидные, аммиачные и нитратные. Азотные удобрения получают главным образом из синтетического аммиака. Из-за высокой мобильности соединений азота его низкое содержание в почве часто лимитирует развитие культурных растений, поэтому внесение азотных удобрений вызывает большой положительный эффект.

Из всех типов удобрений азотные наиболее подвержены воздействию со стороны почвенных микроорганизмов. В первую неделю после внесения до 70 % массы удобрения потребляется бактериями и грибами (иммобилизуются), лишь после их гибели входящий в их состав азот может использоваться растениями. Большие потери азота удобрений происходят из-за выноса легкорастворимых нитратов и солей аммония из почвенного профиля, а также в ходе денитрификации (газообразные потери) и из-за нитрификации (образование нитратов и их вынос). В итоге коэффициент использования удобрений растениями редко достигает 50 %, их применение может вызывать эвтрофикацию близлежащих водоёмов. Образующийся в ходе денитрификации N 2 O является сильным парниковым газом.

Фосфор

Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Строение молекулы: способность образования?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами?-связями.

Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.

Химические свойства:

1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:

2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:

3) фосфор образует соединения с неметаллами:

Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:

Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.

Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(Р O4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.

Схема конспекта открытого урока по теме « V группа главная подгруппа»

Тип урока : урок изучения нового материала

Цели урока : Организация усвоения новых знаний и применение ранее приобретенных навыков и умений

Задачи:

Образовательные : способствовать усвоению новых знаний на основе имеющихся. Формирование умений и навыков составлять схему строения атома азота с указанием числа электронов в электронных слоях ; определять характерную валентность и степени окисления азота; рассматривать химические свойства азота в свете окислительно - восстановительных возможностей атома .

Развивающие : способствовать развитию самостоятельного мышления, памяти, умения сравнивать.

Воспитательные : создать условия для формирования личностных качеств обеспечивающих ответственность и добросовестность учащегося, его критичность и самокритичность, активность и внимательность при выполнении мыслительных процессов.

Методы проведения : объяснительно-иллюстративный, репродуктивный, частично-поисковый

Методика проведения : методика разноуровневого и дифференцированного обучения приём нахождения аналогии .

Дидактические материалы :

Справочный материал:

Периодическая система элементов;

Таблица электроотрицательности;

Материал к уроку

Учебник

Презентация

Раздаточный материал

Технические средства :

Мультимедиа

Этап урока. Задачи на каждый этап урока

Деятельность ученика

I .Организационный момент

Настраиваю на успешную работу.

Способствую воспитанию самоконтроля

Приветствие обучающихся и гостей урока. Отмечаю отсутствующих. Поверяю готовность к уроку.

Приветствие гостей и учителя, подготовка к уроку

II .Актуализация имеющихся знаний 1. Подвожу к теме урока.

На фоне ролика ведётся описание вещества с опорой на прошлый опыт (природоведение, 8 класс) не упоминая его названия

Смотрят, слушают. Предполагают тему урока после окончания ролика

2. Определяю основные задачи урока

Должны научиться давать характеристику элементам V группы главной подгруппы

Должны знать основную валентность азота

Должны знать основные степени окисления азота

Должны знать химические и физические свойства азота

Запись темы урока. Слушают и анализируют

3.Выбор дифференцированной цели

Первая цель – жёлтая требует только передачу тех знаний, которые Вы узнаете.

Вторая цель потребует умения логически мыслить. Умения объяснить те факты, которые узнает на уроке.

Третья цель потребует мобилизации всех Ваших знаний и не только по химии

Жёлтая цель (базовый уровень)- А

Зелёная цель (продвинутый уровень) - В

Красная цель (повышенный уровень)- С

Уметь давать характеристику элементов главной подгруппы, знать основную валентность и степени окисления азота. Знать физические и химические свойства азота.

А + Уметь объяснять изменения

свойств элементов в главной

подгруппе. Уметь объяснять окислительно-восстановительные свойства азота.

В + Уметь предполагать свойства

азота, давать обоснования своим выводам, применять знания на практике.

III .Изучение нового материала

Развиваю навыки работы с периодической системой Д.И. Менделеева, навыки логического мышления, умение сравнивать.

Воспитываю внимательность, аккуратность

1.Работа с учебником и справочным материалом (периодической системой элементов). Ответ на вопрос. Вопросы выводятся на экран и прочитываются. Ответы дублируются на экране для сверки.

Отвечают на вопрос и запись в тетрадях: 1.Какие элементы ходят в V группу главную подгруппу?.

2. Как изменяются свойства элементов в группе относительно друг друга сверху вниз?

Запись в тетрадях. Отвечают на вопрос: 1.Каково строение внешней электронной оболочки атомов V группу главную подгруппу? Ученик отвечает у доски.

2. Как ещё можно назвать элементы V группы главной подгруппы?

3. Почему увеличивается заряд ядра элементов в группе от азота к висмуту?

4. Почему увеличивается радиус атомов в группе от азота к висмуту?

Запись в тетрадях. Отвечают на вопрос: 1.Что объединяет все элементы данной группы? Ученик отвечает у доски.

2. Почему увеличивается атомная масса элементов в группе от азота к висмуту?

3. Почему увеличиваются металлические свойства элементов в группе от азота к висмуту?

4. Почему уменьшается электроотрицательность элементов в группе от азота к висмуту?

Активизация внимания, познавательной деятельности, любопытства. Межпредметная связь

Краткий очерк о открытии азота и его названии

Запись в тетрадях, слушают.

Запись в тетрадях, слушают. Отвечают по вопросу валентности и степени окисления азота

Запись в тетрадях, слушают. Отвечают на противоречивость названия и свойств азота

Активизация познавательного интереса. Развиваю навыки работы с учебником, умение самостоятельного получения обучающимися необходимой информации, путём создания минимальных условий развития индивидуальной наблюдательности, способствую развитию

2.Определение валентностей и степени окисления азота на основе графической записи строения внешней электронной оболочки

Запись в тетрадях

Работа у доски. Запись в тетрадях

Работа с учебником. Пояснение и запись в тетрадях

3.Первичное закрепление пройдённого материала

Какие элементы входят в V А группу?

Какова основная валентность азота?

Каковы основные степени окисления азота?

Что означает запись N -3 ?

Что означает запись N +3 ?

Что означает запись N 0 ?

Составить соединения, в которых азот будет проявлять степень окисления

Создаю условия для развития памяти, способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать, умение делать выводы и обосновывать их.

строение молекулы простого вещества азот.

Разрешается хоровой ответ

Запись в тетрадях

Химические свойства азота

Азот окислитель.

Азот восстановитель

Запись в тетрадях

С какими элементами будет вступать в реакции азот как окислитель?

Запись в тетрадях

Предположите, в какие химические реакции вступает азот?

Создаю условия для развития памяти (уроки природоведения, повторение материала 8 класса), способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать, делать выводы и обосновывать их.

Физические свойства азота

Запись в тетрадях. Ответ на вопрос о физических свойствах азота на основе просмотренного опыта и ленного опыта

Запись в тетрадях

IV .Закрепление материала

Создаю условия для развития памяти, для формирования личностных качеств обеспечивающих ответственность и добросовестность учащегося, его критичность и самокритичность. Способствую развитию навыка логического мышления, умение сравнивать.

Как проявляет себя азот в химических реакциях?

С чем вступает азот в реакции как окислитель?

С чем вступает азот в реакции как восстановитель?

Помогают жёлтой команде при ответах

Какую роль играет азот в воздухе, если рассматривать воздух как раствор?

V . Подведение итогов

Напутственное слово. Создание условий для самооценки своей работы на роке

Кто набрал три жетона одного цвета?

Кто набрал больше трёх жетонов?

У кого есть жетоны другого цвета?

На обратной стороне своих жетонов напишите фамилию и сдайте в конце урока.

Сдают жетоны после звонка с уроке

VI .Домашнее задание

Создаю условия для развития познавательной деятельности учащихся, памяти

Здание выводится на экран

Запись Д/З

§ 15 стр.52 №1

Письменно ответить на два вопроса:

Что я узнал на пройдённой теме?

Что я бы хотел узнать (на какой вопрос не получил ответ на уроке)?

Запись Д/З

§ 15 стр.52 №1 составить кроссворд по теме урока из 5 слов

Запись Д/З

§ 15№1

Составить пять реакций превращения азота

VII .Рефлексия

Определение эмоционального настоя класса после урока

Дерево «осень-весна»

Оформление дерева «осень-весна»

Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены . Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация п s 2 п p 3 ).

В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.

Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает.

Незакономерность изменения свойств (T пл и Т кип) обусловлена особенностью строения кристаллической решетки. Если азот – это газ, то последний элемент группы находится в твердом агрегатном состоянии.

В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван дер Ваальса), а так как они очень слабы, то белый фосфор легко распадается на молекулы под влиянием различных воздействий (температуры, растворителя). По этой причине он легко плавится при 44°С в бесцветную жидкость, при 275°С кипит.

Для элементов, не проявляющих металлических свойств стандартные электронные потенциалы отсутствуют.

Электронное строение внешних энергетических уровней атомов азота и фосфора следующие:

У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.

У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти.

Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН 3 , в которых степень их окисления -3.

NH 3 аммиак

PH 3 фосфин

AsH 3 арсин

SbH 3 стибин

BiH 3 висмутин

AsH 3 , SbH 3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты.

В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э 2 О 5 и гидроксиды НЭО 3 или Н 3 ЭО 4 , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э 2 О 3 и соответствующие гидроксиды НЭО 2 или Н 3 ЭО 3 , у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.

Характерно также образование галидов типа ЭГ 3 (тригалиды), которые (за исключением NF 3) гидролизуются по схеме:

ЭГ 3 + 3Н 2 О = Н 3 ЭО 3 + 3НГ

ЭCl 3 + 3H 2 O = H 3 ЭО 3 + 3НCl

но в присутствии галоводородной кислоты галиды сурьмы и висмута гидролизуются с образованием галоксидов, например

SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl

Группу SbO + называют антимонилом, а соединение SbOCl – хлоридом антимонила. Для фосфора, мышьяка и сурьмы известны пентафториды ЭF 5 , а для фосфора и сурьмы пентахлориды ЭCl 5 .

Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.

Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As 3+ (AsH 3 - арсин).

Химия азота

Азот (лат. nitrogenium) в свободном состоянии газ без цвета и запаха. Азот – основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему или 75,6% по массе, всего около 4·10 15 т). Мы живем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом и в малых количествах другими химическими элементами.

В космосе он занимает 4-е место вслед за водородом, гелием и кислородом. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ.

Азот относится к органогенам, наряду с углеродом, водородом и кислородом – элементы, которые чаще всего содержатся в органических веществах. Все важнейшие части клеток (протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Свободный азот несколько легче воздуха. Он плохо растворим в воде. Прочность молекулы азота велика. Даже при 3300°С только одна из тысяч молекул N 2 распадается на атомы. Поэтому свободный азот в обычных условиях инертен к подавляющему большинству веществ. Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул путем нагревания, облучения, действие катализатора или другими способами.

Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

С Na, Ca, Mg реакция идет только при нагревании. С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере) при температуре около 3000 0 С:

N 2 + O 2 = 2NO

С водородом реакция идет при нагревании (t ≈ 450-500 0 С), под давлением и в присутствии катализатора (оксидов металлов)

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Пропуская азот через раскаленный кокс можно получить (дициан) – соединение азота с углеродом N ≡ C - C ≡ N. С другими неметаллами кроме бора свободный азот не реагирует.

Причина инертности молекулярного азота – крайне прочная ковалентная неполярная связь. Два атома в молекуле удерживаются одной σ - связью и двумя π- связями. Т.е. связи в молекуле азота неравноценны. На разрушение молекулы азота на атомы затрачивается довольно большое количество энергии:

N 2 = 2N ∆H 0 = 946 кДж/моль

Строение молекулы N 2

Получение N 2

В промышленности – сжижением воздуха с выделением фракций азота.

В лаборатории разложением нитрита аммония или азида натрия

NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O

2 NaN 3 = 3 N 2 + 2 Na

или 2NH 3 + 3Br = N 2 + 6 HBr

Водородные соединения азота

С водородом азот образует два соединения: аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 (H 2 N – NH 2). Наибольшее значение имеет аммиак. Известен также гидроксиламин NH 2 OH.

В лаборатории получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом натрия:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 ∆ Н 0 = - 82,4

(Катализатор Pt; t = 450 - 500 0 С; Р = 250 атм)

Равновесие обратимой реакции смещается вправо действием высокого давления ≈ 30МПа.

NH 3 – бесцветный газ с резким характерным запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Молекула NH 3 поляризована – общие электронные пары сдвинуты к азоту. Кроме того, у атома азота остается неподеленной пара электронов. Это дополнительно увеличивает полярность и обуславливает многие свойства аммиака. Жидкий аммиак, подобно воде, хороший растворитель ионных соединений. Молекулы в жидком аммиаке ассоциированы за счет образования водородных связей.

Расположение связей в аммиаке тетраэдрическое, причем неподеленная пара электронов атома азота занимают одну из вершин тетраэдра.

Аммиак – очень реакционно-способное вещество. Для него характерны реакции окисления и присоединения (благодаря неподеленной паре электронов). Наличие неподеленной пары определяет основные свойства аммиака, который может присоединять протон, образуя ион аммония NH 4 + .

NH 3 очень хорошо растворим в воде, но максимальная концентрация ω(NH 3)= 25%. В растворе имеют место равновесия:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O NH 3 H 2 O ↔ NH 4 OH

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – K д NH 4 OH = 1,8 10 - 5

Основная масса NH 3 в растворе находится в виде гидрата аммиака NH 3 · H 2 O. Поэтому, хотя NH 4 OH диссоциирует почти нацело, его условно считают слабым основанием. Поскольку азот в NH 3 имеет низкую степень окисления –3, аммиак является восстановителем в ряде реакций.

В кислороде аммиак окисляется без катализатора:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6 H 2 O,

а в присутствии катализатора платины протекает процесс

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются растворы солей аммония, содержащие ион NH 4 + .

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4

В этих реакциях ион аммония подобен ионам одновалентных металлов. При замещении в молекуле аммиака 3-х атомов водорода получаются нитриды , содержащую группу N -3 , 2-х атомов водорода – имиды NН -2 , одного атома водорода - амиды NН 2 - .

2 NH 3 + 6Na = 2Na 3 N +3H 2 нитрид натрия

NH 3 +2Na = Na 2 HN + H 2 имид натрия

2 NH 3 +2Na = 2NaH 2 N + 3H 2 амид натрия

NH 3 всегда - восстановитель, окисляется до N 2 или NO.

3CuO + 2NH 3 → 3Cu +N 2 + 3H 2 O

На этом свойстве основано применение NH 3 и его солей в процессе пайки металлов – снятие оксидной пленки с поверхности.

3CuO + 2NH 4 Cl = 3Cu +N 2 +2HCl + 3H 2 O

3CuO + 2NH 4 Cl = 2Cu + 2CuCl 2 + 2H 2 O +NO

Общая характеристика. Азот, фосфор, мышьяк в организмах, их биологическая роль. Азот. Причины малой активности молекулярного азота. Химические свойства. Аммиак. Электронное строение. Равновесие в системе «аммиак-вода». Химические свойства. Восстановительные свойства аммиака, влияние природы окислителя на глубину окисления аммиака. Гидразин, химические свойства. Гидроксиламин, ОВД. Оксиды азота, их электронное строение, химические свойства. Азотистая кислота, нитриты, их ОВД. Азотная кислота, ее электронное строение, образование трехцентровой электронной связи, ковалентность азота. Взаимодействие с металлами и неметаллами.

Фосфор. Химические свойства, реакция диспропорционирования. Фосфин. Соединения фосфора с положительными степенями окисления. Фосфорные кислоты, их химические свойства. Строение фосфорноватистой кислоты, фосфористой кислоты, их ОВД, реакции диспропорционирования.

Ди гидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты, гидролиз.

Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика. Усиление металлических свойств в ряду фосфор - висмут. Взаимодейсвие с кислотами. Соединения с отрицательными СО. Определение мышьяка по методу Марша. Кислородные соединения. Кислотно-основные свойства гидроксидов. Мышьяковистая и мышьяковая кислоты, арсениты, арсенаты. ОВР арсенитов, арсенатов. Сурьмяная кислота и ее соли. Соли висмута (III и V) в ОВР. Неустойчивость СО (+5) у висмута.

Элементы VI а группы

Общая характеристика. Сера, ее химические свойства. ОВД, реакция диспропорционирования. Соединения серы (II). Сероводород, получение, кислотные и восстановительные свойства. Сульфиды металлов и неметаллов, их растворимость и гидролиз. Соединения серы (VI). Серный ангидрид, его

способность к реакциям присоединения. Серная кислота. Кислотные и окислительные свойства. Тиосульфат, получение, восстановительные свойства, качественная реакция на тиосульфат-ион.

Элементы viiа группы

Общая характеристика. Особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде. Кислотные и восстановительные свойства. Галиды металлов, их растворимость, отношение к кислотам, аммиаку. Ионы галогенов как лиганды в комплексных соединениях. Галогены с положительными СО. Оксиды хлора и соответствующие им кислоты. Соли кислородосодержащих кислот. Гипохлорит, его восстановительные свойства. Хлорная известь. Хлораты, броматы, иодаты, их окислительные свойства, реакция диспропорционирования. Термическое разложение хлоратов. Хлорная кислота. Перхлораты.

Раздел VI. Перечень практических вопросов. (Вопрос №3 экзаменационного билета)

Какая величина является критерием самопроизвольного протекания процесса? Как ее рассчитать? Приведите пример.

Изотоничны ли 2N растворы глюкозы и хлорида кальция? Почему?

Как практически усилить и подавить ионизацию раствора слабого электролита?

Как приготовить 100 см 3 5% раствора хлорида натрия, имея 1% и 20% растворы?

Действием каких факторов можно сместить равновесие в системе гидратированного аммиака?

Как подавить ионизацию в растворе уксусной кислоты?

Как практически приготовить водный раствор хлорида олова (II), хлорида висмута (III) из сухой соли?

Какими реакциями можно доказать окислительно-восстановительную двойственность пероксида водорода?

С помощью ряда реакций докажите окислительные свойства дихромата калия

Как влияет изменение pH (реакция среды) на окислительные свойства перманганата калия?

Можно ли растворить в аммиаке Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , AI(OH) 3 ?

Как разрушить комплексный ион ?

Как перевести в раствор AgCI? Ответ мотивируйте сопоставлением соответствующих констант.

Можно ли разрушить комплексный ион + ? Ответ обоснуйте

Какими реакциями можно получить из CuS0 4:

а) оксид меди (I)

б) оксид меди (II)

в) иодид меди (I)

Как предотвратить раствор железа (II) от окисления?

Какие химические реакции показывает уменьшение восстановительных свойств в ряду Fe(OH) 2 -Co(OH) 2 - Ве(ОН) 2

Как получить Fе(ОН) 3 , Со(ОН) 3 ,Ni(ОН) 3 из Э(ОН) 2 ?

Какими реакциями можно обнаружить в растворе ионы железа (II), железа (III).

32.0кислительно-восстановительные свойства диоксида марганца.

Что происходите раствором КМп0 4 при стоянии?

Как относится КМп0 4 к прокаливанию?

Какие продукты получаются при восстановлении перманганата калия в зависимости от реакции среды?

Какими способами можно получить борную кислоту?

Как получить буру?

Качественная реакция на борат-ион.

Как получить золь, гель кремниевой кислоты? Что такое силикагель?

В чем заключается дезинфицирующее действие хлорной извести?

Как удалить пятно йода с белой ткани?

В чем можно растворить кристаллический йод?

Как получить тиосульфат натрия?

Что происходит с тиосульфат-ионом на воздухе?

С помощью каких реакций можно доказать восстановительные свойства тиосульфата натрия?

Качественная реакция на тиосульфат-ион.

Как отличить S0 4 2- от S0 3 2-

Как изменяется степень окисления аммиака в зависимости от природы окислителя? Приведите примеры уравнения реакций.

Какие металлы пассивируютсяконц.НN0 3 ? В чем заключается химизм этого процесса?

Почему HN0 3 относится к сильным кислотам-окислителям?

Как практически приготовить водный раствор Snl 4 . В ICI 3 , Pb(N0 3) 2 из сухой соли?

Почему при открывании склянка с сухой солью SnCI 4 во влажном воздухе «дымит»?

Почему при нанесении конц. H 2 S0 4 на сахар наблюдается почернение и вспучивание последнего?

Как взаимодействует разб. иконц. H 2 S0 4 с металлами?

Возможно ли получение HCI, НВг, HI реакцией обмена между соответствующей солью и серной кислотой? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

Почему при растворении хрома в соляной кислоте получается хлорид хрома (II), а не хрома (III)?

Почему водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию среды?

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева.
На наружном энергетическом уровне атомы этих элементов содержат пять электронов, которые имеют конфигурацию ns2np3 и распределены следующим образом:

Поэтому высшая степень окисления этих элементов +5, низшая -3, характерна и +3.
Наличие трех неспаренных электронов на наружном уровне говорит о том, что в невозбужденном состоянии атомы элементов имеют валентность 3. Наружный уровень атома азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2р. У атомов же остальных элементов этой подгруппы на наружных энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня. Следовательно, один из s-электронов наружного уровня может при возбуждении перейти на d-подуровень того же уровня, что приводит к образованию 5 неспаренных электронов.

внешняя электронная оболочка фосфора (невозбужденный атом)

внешняя электронная оболочка возбужденного атома фосфора.

Таким образом, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут в возбужденном состоянии имеют 5 неспаренных электронов, и валентность их в этом состоянии равна 5.
В атоме азота возбудить электрон подобным образом нельзя вследствие отсутствия d-подуровня на втором уровне. Следовательно, пятивалентным азот быть не может, однако он может образовать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары 2s2. Для атома азота возможен и другой процесс. При отрыве одного из двух 2s-электронов азот переходит в однозарядный четырехвалентный ион N+.

От азота к висмуту радиусы атомов увеличиваются, а ионизационные потенциалы уменьшаются. Восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются от N к Bi, а окислительные ослабевают (см. табл. 21).
С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения RH3, проявляя отрицательную степень окисления -3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В этих соединениях связи элементов с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 - кислотный оксид; Р4О6 - слабокислотный оксид; As2O3 - амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2O3 - основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента.
Как видно из табл. 21, внутри подгруппы от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. У сурьмы эти свойства выражены одинаково, у висмута преобладают металлические, у азота - неметаллические свойства. Фосфор, мышьяк и сурьма образуют несколько аллотропных соединения.

Азот.

Получение

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Ещё один лабораторный способ получения азота - нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ - сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

Один из лабораторных способов - пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.