6 Завдання до самоконтролю

1 Як і чому змінюються властивості р-елементів IV групи від Оксигену до Полонію?

2 Назвіть, які з наведених нижче сполук є окисниками, відновниками або проявляють окисно-відновну двоїстість (Н₂SО_4конц., Н₂S, Н₂SО₃, Nа₂S₂О₃).

3 Напишіть реакції взаємодії NaCl, КВr, КІ з Н₂SО_4конц.

4 Закінчіть рівняння реакцій і зрівняйте методом електронного балансу:

а) Na₂S + Na₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = …

б) Са + Н₂SO₄ конц. = …

в) Н₂SО₄ + КМnО₄ + КОН = …

г) SeCl₂ + Н₂О = Se + H₂SeО₃ + HC1

д) SО₂ + SеО₂ = Sе + SО₃.

5 Назвіть продовольчі та непродовольчі товари, в яких міститься сірка.

7 Узагальнення за темою «р – елементи VI групи»

• Атоми всіх елементів підгрупи мають на зовнішній оболонці шість електронів, у сполуках Оксиген має ступінь окиснення -2 (крім сполук з флуором), інші елементи: -2,+2, +4,+6.

• При переміщенні по підгрупі зверху донизу властивості змінюються від неметалічних до металічних.

• О, S, Sе, Те мають декілька алотропних модифікацій, відмінних за властивостями.

• Кисень добувають з рідкого повітря.

• O₂, O₃ є сильними окиснювачами, далі, переходячи до нижньої частини групи, окиснювальні властивості зменшуються.

• Елементи підгрупи мають здатність до реакцій з воднем та реакційно здатними металами, утворюючи сполуки зі ступенем окиснення -2.

• Сполуки з Гідрогеном у S, Sе, Те є відновниками та при розчиненні у воді утворюють слабкі кислоти.

• SО₃, SeО₃, ТeО₃ мають кислотні та окиснювальні властивості і є ангідридами сильних кислот.

• Водні розчини SО₂,SеО_2. мають відновлювальні властивості.

• H₂SО₄, H₂SeО₄ (меншою мірою H₆ТeО₆) є сильними кислотами з сильними окиснювальними властивостями у концентрованому вигляді та мають властивості до гідратації.

Тема. Р - елементи V групи періодичної системи

1 Загальна характеристика р - елементів V групи.

2 Властивості, одержання Нітрогену та його сполук.

3 Властивості, одержання Фосфору та його сполук.

4 Властивості Арсену, Стибію, Вісмуту та їх сполук.

5 Завдання для самоконтролю.

6 Узагальнення за темою «р-Елементи V групи Періодичної системи».

Список рекомендованої літератури [2,3,4,8,13,14,15].

1Загальна характеристика р - елементів V групи

Маючи на зовнішньому енергетичному рівні п'ять електронів, Нітроген і його аналоги можуть приєднувати три електрони, утворюючи восьмиелектронну зовнішню оболонку, як у інертного газу. Здатність приєднувати електрони виражена слабше, ніж у р - елементів VI та VII груп. Сполуки Нітрогену, Фосфору та елементів підгрупи Арсену не мають кислотних властивостей.

У незбудженому стані всі елементи підгрупи Нітрогену мають валентність три, а у збудженому у всіх, крім Нітрогену, - п'ять.

У підгрупі V зверху вниз збільшується розмір атомів, зменшується енергія іонізації, що і зумовлює зростання металічних властивостей. Наприклад: N, Р ‑ типові неметали, As ‑ має ознаки металевих властивостей, Sb ‑ амфотерний метал, Ві ‑ металічні властивості переважають.

2 Властивості, одержання Нітрогену та його сполук

Нітроген є складовою частиною всіх білкових речовин.

Динітроген – азот (вільний азот), займає 78,2% об'єму повітря.

Вміст Нітрогену в земній корі 0,03%. Значні поклади неорганічних сполук Нітрогену знаходяться в Чилі (NaNO₃ - чилійська селітра). У складі білків Нітроген входить до складу всіх живих організмів.

Нітроген (N₂-азот) - газ без кольору, запаху і смаку, малорозчинний у воді.

У промисловості азот отримують з повітря. Для цього повітря під високим тиском переводять в рідкий стан, а потім шляхом випаровування відокремлюють азот від менш легкого компонента - кисню.

(t_кип азоту- 195,8°С, кисню - 183°С)

У лабораторії азот одержують термічним розкладом нітриту амонію:

NH₄NO₂ N₂ + 2Н₂О.

Молекула азоту дуже стійка завдяки потрійному зв'язку між атомами азоту. Навіть при 3000°С ступінь дисоціації молекулярного азоту сягає лише 0,1%.

Молекулярний азот - хімічно малоактивна речовина. При кімнатній температурі азот реагує лише з літієм, а при нагріванні - з багатьма металами.

NH₃ - (аміак) - безбарвний газ із характерним різким запахом. Аміак дуже добре розчиняється у воді: при кімнатній температурі в 1 об'ємі води розчиняється 700 об'ємів аміаку.

У лабораторії аміак одержують, нагріваючи хлорид амонію з гашеним вапном:

2NH₄C1 + Са(ОН)₂ СаСl₂ + 2NH₃ + 2Н₂О;

у промисловості:

N₂ + 3Н₂ 2NH₃;

Аміак добре горить в атмосфері кисню:

4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6Н₂O - без каталізатора;

4NH₃ + 5О₂ 4NO + 6Н₂О - з каталізатором.

аміак дуже добре взаємодіє з водою, утворюючи слабку основу:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + ОН^-;

у реакціях аміак проявляє основні властивості, наприклад:

NH₃ + НС1 = NH₄C1;

2NH₄OH + N₂О₅ = 2NH₄NО₃ + H₂O;

З деякими окисниками аміак проявляє відновні властивості, наприклад:

8NH₃ + 3С1₂ = N₂ + 6NH₄C1,

2NH₃ + 3СuО 3Сu + N₂ + 3Н₂О.

Атом Нітрогену в аміаку є донором електронної пари. Він утворює з іншими атомами або іонами четвертий ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом:

[Н⁺] + : NH₃ = NH₄⁺.

Солі амонію утворюються при взаємодії аміаку з кислотами, наприклад:

3NH₃ + Н₃РО₄ = (NH₄)₃PО₄.

Солі амонію можуть вступати в реакції з кислотами, лугами та солями, наприклад:

NH₄C1 + HNО₃ = NH₄NO₃ + НС1,

2NH₄C1 + Ba(OH)₂ = 2NH₃ + 2H₂O + BaCl₂,

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NН₄С1.

Солі амонію, в яких аніон не є окисником, при нагріванні розкладаються зворотно:

NH₄C1 = NH₃ + НС1,

(NH₄)₂ SO₄ = 2NH₃ + H₂SO₄.

Якщо аніон - окисник, то солі розкладаються незворотно:

NH₄NO₃ N₂О + 2Н₂О.

Дія лугу на солі амонію є характерною реакцією на катіон амонію в аналітичній хімії. Аміак, що виділяється внаслідок реакції, визначають за характерним запахом або за посинінням вологого лакмусового папірця.

Нітроген з Оксигеном утворюють п'ять оксидів, в яких азот проявляє ступінь окиснення від +1 до +5:

N₂⁺¹O, N⁺²O, N₂⁺³O₃, N⁺⁴O₂, N⁺⁵O₅.

Перші два оксиди – несолетвірні. Інші при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти – нітратну та нітритну. Всі оксиди азоту можна отримати при взаємодії металів різної активності з нітратною кислотою або розкладом нітратів при температурі.

N₂О - нітроген оксид (І) - прозорий газ із слабким запахом, у невеликих кількостях в суміші з киснем раніше застосовувався в медицині для наркозу. N₂O - оксид азоту (І) одержаний при нагріванні нітрату амонію:

NH₄NО₃ N₂О + 2H₂О,

З водою, кислотами та лугами N₂O не реагує.

При температурі електричної дуги (близько 4000°С) азот з'єднується з киснем:

N₂ + O₂ 2NO.

NO – Нітроген оксид (II) - прозорий, важко скраплюваний газ. Проявляє окиснювально ‑ відновну двоїстість:

2NO + О₂ = 2NО₂,

2NO + 2Н₂ = N₂ + 2Н₂О.

У першій реакції NO є відновником, а в другій - окисником. У лабораторії його можна отримати при дії розбавленої нітратної кислоти на мідні стружки:

3Сu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О.

Нітроген оксид (II) застосовується в промисловості як проміжний продукт для виробництва HNO₃.

Нітроген оксид (III) N₂O₃, або нітритний ангідрид - темно-синя рідина (Т_кип⁼ 3,5°С). Вже при низьких температурах розкладається на NO та NO₂:

N₂О₃ = NO + NO₂.

З водою N₂O₃ утворює нітритну кислоту:

N₂О₃ + Н₂О = 2HNO₂.

Нітроген оксид (IV) NO₂ - газ бурого кольору з характерним запахом. Одержати NO₂ можна при дії на мідь концентрованої нітратної кислоти або розкладом нітратів металів, що стоять в ряду напруг від магнію до міді:

Сu + 4HNO₃ = 2NO₂ + Cu(NО₃)₂ + 2H₂O,

2Pb(NО₃)₂ 2PbO + 4NO₂ + O₂.

NO₂ - можна вважати змішаним ангідридом нітратної та нітритної кислот:

NО₂ + Н₂О = HNО₂ + HNО₃.

Нітритна кислота нестійка і швидко розкладається згідно з реакцією

3HNO₂ HNO₃ + 2NO + Н₂О.

Взаємодію NO₂ з водою можна записати таким рівнянням:

6NO₂ + 2Н₂О = 4HNO₃ + 2NO.

NO - здатний окиснюватися киснем повітря до NO₂, тому єдиним продуктом взаємодії NO₂ з водою за наявності надлишку повітря є нітратна кислота. Ця реакція використовується для одержання нітратної кислоти у промисловості:

4NО₂ + О₂ + 2Н₂О = 4HNO₃.

Нітроген оксид (V) N₂O₅ - нітратний ангідрид — біла тверда кристалічна речовина (t_пл = 32°С). При підвищеній температурі розкладається до нітрогену оксиду (ІІ) та кисню:

2N₂О₅ 4NО₂ + O₂.

N₂O₅ - є кислотним оксидом, тому при взаємодії з водою утворює нітратну кислоту, а з лугами утворює її солі – нітрати, сильний окисник, бурхливо реагує з багатьма органічними сполуками:

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃,

N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O.

Одержати N₂O₅ можна при дії фосфор ангідриду на безводну нітратну кислоту:

2HNO₃ + Р₂О₅ = 2НРО₃ + N₂O₅.

HNO₂ - нітритна кислота - слабка, нестійка кислота, існує лише в розбавлених розчинах, з підвищенням температури розкладається:

3HNО₂ = HNО₃ +2NO + Н₂О.

Нітритна кислота проявляє окиснювально-відновну двоїстість.

HNO₃ - нітратна кислота (ρ = 1,5 г/см³, t_кип = 86°С ) - безбарвна рідина, "димить" на повітрі, при температурі розкладається з виділенням NO₂, який забарвлює її у жовтий колір:

4HNO₃ 4NO₂ + О₂ + 2Н₂О.

Вперше нітратну кислоту отримав У. Ф. Глаубер, діючи сірчаною кислотою на селітру:

NaNO₃ + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HNO₃.

У промисловості одержання нітратної кислоти (аміачний спосіб) супроводжується такими реакціями:

4NH₃ + 5О₂ → 4NO + 6Н₂О,

2NO + О₂ = 2NO₂,

4NO₂ + 2Н₂О + О₂ 4HNО₃.

Нітратна кислота - сильний електроліт і сильний окисник. Але концентрована нітратна кислота з деякими металами взагалі не взаємодіє, а з деякими металами як концентрована, так і розбавлена кислота виступає в ролі окисника, і Нітроген відновлюється до різних ступенів окиснення залежно від активності металу і концентрації кислоти.

П ри взаємодії неметалів (С, S, Р, Si) з концентрованою нітратною кислотою Нітроген відновлюється до NO₂, а з розбавленою азотною кислотою - до NО, наприклад:

5НNО_3(конц) + Р = Н₃РО₄ + 5NО₂ + Н₂О,

5НNО_3(розв) + 3Р + 2Н₂О = 3Н₃РО₄ + 5NO.

Суміш, яка складається з 1 об'єму нітратної і 3 об'ємів концентрованої соляної кислоти називається "царською водкою". У "царській водці" розчиняються навіть благородні метали, які з нітратною кислотою не взаємодіють:

Аu + HNO₃ + 4НС1 = Н[АuСl₄] + NО + 2Н₂О,

3Pt + 4HNO₃ + 18НС1 = 3Н₂[PtCl₆] + 4NO₂ + 8Н₂О.

Солі нітратної кислоти – нітрати - добре розчиняються у воді, але при температурі розкладаються з виділенням кисню. Нітрати лужних та лужноземельних металів розкладаються до нітритів:

2NaNO₃ 2NaNO₂ + О₂.

Нітрати металів, що стоять в ряду напруг від Mg до Сu, розкладаються до оксиду металу, нітрогену діоксиду і кисню:

2Pb(NО₃)₂ 2РbО + 4NO₂ + O₂.

Нітрати найменш активних металів (наприклад, срібла, золота, платини) розкладаються при нагріванні до вільного металу, нітроген діоксиду і кисню:

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + О₂.

Нітрати калію, натрію, амонію, кальцію на практиці називають селітрами. Нітратна кислота вступає в реакцію з карбонатами, що містяться в ґрунті, утворюючи нітрати:

2HNО₃ + СаСО₃ = Са (NO₃)₂ + СО₂ + Н₂О.