Вопрос 94. Элементы подгруппы Германия. Общая характеристика. Устойчивость водородных соединений. Соединения с галогенами типа эг2 и эг4, поведение в водных растворах.

Ge(германий), Sn(олово) , Pb(свинец) слева направо уменьшение энергии ионизации и ЭО, увеличение радиуса, неметалические свойства ослабевают германий и олово устойчивы по отношению к воздуху и воде, а свинец окисляется на воздухе.

Ge получают путем переработки цинковых руд, а Sn и Pb – путем восстановления их из оксидов: PbS + O₂ = 2PbO + 2SO₂ (1)

PbO + C = Pb + CO (2) Типичные металлы, В масле олово более активное, чем железо. Вода на германий и олово не действует, но вода снимает оксидную пленку со свинца, и кислород взаимодействует со свинцом. Ge располагается между Cu и Ag в ряду напряженности, поэтому он не взаимодействует с кислотами. А олово и свинец реагируют с кислотами. Pb растворяет HNO₃, а Sn и Ge-царская водка (3 HCl : 1HNO₃) 3Sn + 12HCl + 4HNO₃ = 3SnCl₄ +4NO+8H₂O Все производные свинца сильные яды Pb+2HCl=PbCl₂↓ +H₂ На германий щелочь не действует, действует на олово и свинец. Sn+2NaOH=Na₂SnO + H₂ степень окисления +4 характерна всем элементам преход от +2 к +4 легче протекает в щелочной среде переход олова из +4 в +2 легче протекает в кислой среде. Ge(OH)_4, Sn(OH)₄, Pb(OH)₄ кислотные свойства уменьшаются слева направо Ge(OH)_2, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ основные свойства увеличиваются слева направо Соли германия, олова и свинца со степенью окисления +4 в водных растворах подвергаются сильному гидролизу. взаимодействие с водородом:

герман GeH4, станнан SnH4, плюмбан PbH4 Очень нестоек. Разлагается с выделением водорода. PbH4 = Pb + 2H₂ Взаимодействует с кислородом:

PbH4+2О2=PbО2+Н2О.

При нагревании взаимодействуют с галогенами с образованием PbГ2 . Все они малорастворимы в воде. Получены также галогениды PbГ4: тетрафторид PbF4 — бесцветные кристаллы и тетрахлорид PbCl4 — жёлтая маслянистая жидкость. Оба соединения легко разлагаются, выделяя F2 или Cl2; гидролизуются водой. Галогениды Ge,Sn, Pb способны образовывать комплексные соединения H₂[ЭГ₆]

Вопрос 97.Р -элементы V группы. Общ. Харак. Азот , фосфор мышьяк в организме, их биологическая роль

Электронная формула вал. Оболочки атомов элементов ns2np3. Атомы этих элементов имеют 5 валентных электронов наs и p- орбиталях внеш. Уровня. Из них

-

d-уровня. В возбужд. состоянии

СО +1,+2,+3,+4,+5,-3. Для азота СО +3,+5,-3, а также +2,+4.

В ряду N-P-As-Sb-Bi наблюдаются следующие закономерности. Увеличения радиуса. Уменьшение энергии ионизации и относительной электроотрицательности.Ослабление неметаллических св-в. N и P-неметалы, As и Sb-Амфотерные, Bi- метал.

кислотность уменьшается

ных и кислот , но в первую очередь, от содержания витамина Д. Целый ряд соединений фосфора используют в качестве лекарственных препаратов.

Мышьяк. По содер-

по реакции Марша

Этот пример определения можно взять в 104 вопросе. Коротко четко и ясно.

Вопрос 98 Азот. Общ. Характ. Многообразие соединений с различными степенями окисления азота. Причина Малой химической активности азота. Молекула азота как лиганд

Простое вещество азот  — достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N₂), из которого на три четверти состоит земная атмосфера. . В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха.. В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH₄Cl + NaNO₂ = N₂ + 2H₂O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN₃ = 2Na + 3N₂

_{Лабораторный способ получения} N4NO2------(t)N2+ 2H2O3 CuO+2NH3-----3Cu+3H2O+N2

Химическое строение молекулы азота характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Особая устойчивость молекулярного азота во многом определяет химию этого элемента. И кратность, и порядок связи в молекуле азота равны трем. Все это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости Молекула азота состоит из 2 атомов. Оба атома в молекуле азота крепко связаны. Этим объясняется малая химическая активность свободного азота. При обычных условиях азот не реагирует ни с металлами ( кроме лития), ни с металлоидами. При повышении температуры химическая активность азота увеличивается главным образом по отношению к металлам.  Молекула N2 прочна Е=9,49КДЖ/моль

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N₂ + 6Li = 2Li₃N,(СО -3) с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N₂ + 3Ca = Ca₃N₂. В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N₂+O₂ = 2NO(энергия разряд), (СО = +2) N₂ + 3F₂ =2NF₃.(СО= +3) Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

N₂ + 3H₂ = 2NH_3,

NH_3, , нитрид водорода(,амиак) при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта) выделяется при гнеении, проявляет оновные свойства

NН4Cl+ КОН-------t---- KCl+ NH4OH( разлагается NH3 и H2O)

NH_3,  +Н2О-------NH4OH

NH3H2O==========NH4 катион +OH анион К дис 1,7*10(-3)

Слабый кислотные св-ва

2NH3 +Na=====2NH3Na

Оксонитри́д азо́та(I) (оксид диазота, закись азота, окись азота, веселящий газ)  Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Закись азота является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом.

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла. Поэтому, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, так как при температурах более 300 °C нитрат аммония разлагается со взрывом:

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-й азотной кислотой: В химической промышленности закись азота является побочным продуктом и для её разрушения используют каталитические конвертеры, так как выделение в виде товарного продукта, как правило, экономически нецелесообразно. Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение. Смеси с эфиром,циклопропаном, хлорэтилом в определённых концентрациях взрывоопасны. В нормальных условиях N₂O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя:

При нагревании N₂O разлагается:

NO — несолеобразующий оксид азота. В нормальных условиях он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N₂O₂. Это непрочные соединения с ΔH° димеризации около 17 кДж/моль. Жидкий оксид азота(II) на 25 % состоит из молекул N₂O₂, а твёрдый оксид целиком состоит из них.

В лаборатории

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr₂O₃ (каккатализаторов):

Химические св-ва

N₂O₃ — жидкость синего цвета (при н. у.), бесцветный газ (при стандартных условиях), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже −4 °CПолучение

При пропускании электрического разряда через жидкий воздух N₂O₃ можно получить в виде порошка голубого цвета:

Хим. Св-ва

.Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N₂O₃ даёт азотистую кислоту: и её соли NO₂ — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость. Получение В лаборатории NO₂ обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

термическим разложением нитрата свинца

Кислотный оксид, ему соответствуют азотная и азотистая кислоты. NO₂ отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO₂ — окислитель:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

N₂O₅ — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив.

Получение Путём дегидратации азотной кислоты HNO₃ с помощью P₂O₅:

Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:

Хим. Св-ва Типичный кислотный оксид. N₂O₅ легко летуч и крайне неустойчив. Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин: Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией. HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

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:

При увеличение концентрации кислоты   увеличение активности металла

соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO₃⁻. Нитраты получают действием азотной кислоты HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты устойчивы при обычной температуре. Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причём продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

левее Mg (кроме Li) При разложении образуют нитриты и кислород;

от Mg до Cu (включая Li) Дают при разложении оксид металла, NO₂ и кислород.

после Cu Образуют свободный металл, NO₂ и кислород.

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры: Температура ниже 270°C: Температура выше 270 °C, или детонация: .

Вопрос №100. Соединения азота в положительных степенях окисления. Оксиды. Стерехимия и природа связи. Способы получения. КО и ОВ свойства. Азотная кислота и нитриты. КО и ОВ свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ характеристика. Царская водка. Азот – элемент с седьмым порядковым номером, относящийся к V главной подгруппе второго периода системы. Для азота наиболее характерны степени окисления +3, +5, -3, +2 и +4. В кислородных соединениях для азота характерны степени окисления +1, +2, +3, +4 и +5. Оксид азота N2O3 является кислотным ему соответствует кислота- азотистая HNO2

Способ получения Азотной кислоты: Способ получения Азотистой кислоты: или Царская водка Ца́рская во́дка (лат. Aqua Regia, Aqua Regis, A.R.) — смесь концентрированных азотной (65–68% масс.) и соляной (35–38 % масс.) кислот, взятых в соотношении 1:3 по объему (массовое соотношение, в пересчёте на чистые вещества, около 1:2) Свойства

Представляет собой жидкость жёлто-оранжевого цвета с сильным запахом хлора и диоксида азота. Только что приготовленная царская водка бесцветна, однако быстро приобретает оранжевый цвет.

При взаимодействии HCl и HNO3 образуется сложная смесь высокоактивных продуктов, в том числе ассоциатов и свободных радикалов. Наличие среди продуктов взаимодействия хлорида нитрозила NOCl и атомарного хлора in statu nascendi в сильнокислой среде делает царскую водку одним из сильнейших окислителей. Смесь готовят непосредственно перед её применением: при хранении она разлагается с образованием газообразных продуктов (именно выделение диоксида азота придаёт царской водке окраску) и теряет окислительные свойства. Эффективность царской водки как окислителя в значительной степени связана с уменьшением потенциала окисления металлов вследствие образования хлоридных комплексных соединений. Комплексообразование в сильнокислой окислительной среде делает возможным растворение уже при комнатной температуре даже таких малоактивных металлов, как золото, платина и палладий: Скорость растворения (травления) золота в царской водке составляет примерно 10 мкм/мин. Рутений растворяется в царской водке только в присутствии кислорода воздуха, образуя комплексное соединение — гексахлорорутениевую кислоту[9]. Родий и иридий в компактном состоянии устойчивы, но растворяются при нагревании в виде высокодисперсных порошков (черни)[9].

Серебро не растворяется в царской водке из-за пассивации поверхности образующейся плёнкой хлорида серебра. Пассивация поверхности металла кислотоустойчивыми оксидами является причиной устойчивости к царской водке хрома, титана, тантала, циркония, гафния и ниобия.

Царская водка применяется как реактив в химических лабораториях, для очистки стеклянной посуды от следов органических веществ (например, в ЯМР-спектроскопии), в пробирном анализе благородных металлов и их сплавов, при аффинаже золота и платины, получении хлоридов металлов и другого. Стереохимия и природа связи Природа связи-ковалентная неполярная связь Стереохимия: Cтроение молекул оксидов азота

Молекула NO. Строение предположить достаточно просто: у кислорода два неспаренных электрона, у азота три – образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке... Непросто ответить на вопрос, почему такая «нестандартная» молекула устойчива. Кстати, стоит заметить, что устойчивые свободные радикалы – молекулы с неспаренными электронами – в природе достаточно редки. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать удвоенную, или димерную, молекулу ONNO. Таким образом удается решить проблему неспаренного электрона.

Молекула NO2. Казалось бы, чего проще – к молекуле NО по неспаренному электрону присоединился атом кислорода. (На самом деле присоединяется не атом, а молекула, и не к NО, а к димеру ОNNO. Поэтому-то и уменьшается скорость присоединения с повышением температуры – димер разваливается на половинки.) И теперь уже у кислорода появился неспаренный электрон – молекула оксида азота(IV) тоже свободный радикал. Однако известно, что при соединении двух молекул NО2 и образовании молекулы N2O4 связь осуществляется через атомы азота, значит, именно у азота и должен бы быть этот самый неспаренный электрон. Как это можно осуществить?

Ответ нетрадиционен, но вполне в «характере» азота – донорно-акцепторная связь. Используя логику, рассмотрим электроны, которые есть у атома азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом – всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Вот именно ее и занимает пара электронов атома азота, а неспаренный электрон в этой связи оказывается совершенно ни при чем Стоит упомянуть еще один момент – раз пара электронов, находящаяся на s-орбитали, «пошла на связь», она была просто обязана подвергнуться гибридизации – очень сложно предложить второму атому в общее пользование пару электронов, равномерно распределенную по поверхности первого атома. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp2-гибридизации. Молекула NO2 угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что один электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) Молекула NO₂ — вид «сверху» Молекула NO₂ – вид «сбоку», со стороны донорно-акцепторной связи. (Второй атом кислорода не виден за орбиталями атома азота. Заштрихованные кружки – это гибридизованные орбитали атомов, направленные к читателю.)