16. V группа пс. Особенности химической связи в молекуле азота. Важнейшие соединения азота (аммиак, оксиды азота, азотная и азотистая кислота и их соли). Взаимодействие азотистой кислоты с Ме и неМе.

Атомы элементов группы VА имеют конфигурацию ns²np³. Имея пять электронов на внешней электронной оболочке, эти элементы характеризуются в целом как неметаллы и проявляют высшую степень окисления +5. Три неспаренных р - электрона участвуют в образовании трех ковалентных связей, при этом элементы проявляют степени окисления +3 и –3. По группе сверху вниз увеличиваются размеры атомов и ионов, уменьшаются энергии ионизации. Этим обусловлено нарастание металлических свойств.

Молекула N₂ образованапоэтому прочна, вследствие этого свободныйN₂ инертен при комнатной температуре, реагирует только с литием, все остальные реакции протекают в жестких условиях. С неМе:

Для водных р-ров аммиака характерны 2 вида равновесия

Аммиак реакционно способное в-во, характерны реакции: присоединении

Замещения

;

Окисление аммиака – горение в О₂, Сl₂

Аммиак сильный в-ль

Соли аммония растворимы в воде (гидролиз) и термически неустойчивы, при нагревании разлагаются на аммиак и к-ту:

Исключение нитрат аммония

;

нитрид аммония

;

дихромат аммония

Оксиды азота N₂O NO N₂O₃ NO₂ (N₂O₄) N₂O₅

NO₂ ангидрид 2х кислот

В щелочах

При пропускании NO₂ через воду в присутствии кислорода образуется только азотная к-та

Азотистая к-та HNO₂ – неустойчивая, разлагается при нагревании:

Соли – нитриты и азотистая к-та обладают окислительно-восс-ной двойственностью

Азотная к-та

1) Взаимодействие с Ме:

а) конц. Азотная кислота в обычных условиях не реагирует с Fe Al Cr:

б) с тяжелыми Ме конц. Азотная восстанавливается до NO₂, разбавленная до NO :

в) со щелочными и щелочно-земельными Ме конц. Азотная восстанавливается до N₂O, разбавленная – до аммиака или NH₄NO₃ :

2) Взаимодействие с неМе и сложными в-вами( конц. Азотная восстанавливается до NO₂, разбавленная до NO):

3) Разложение на свету

Соли нитраты при нагревании разлагаются:

В отличие от азотной к-ты ее соли нитраты проявляют сильные окислительные свойства, только при сплавлении за счет выделяющегося кислорода:

17. Элементы 6 группы пс. Кислород: оксиды, пероксиды. Строение и свойства озона. Сера: оксиды, кислоты, соединения серы с Ме и неМе.

Атомы элементов VI группы характеризуются двумя различными структурами внешнего электронного слоя содержащего либо шесть, либо одного или двух электронов. К первому типу, помимо кислорода, относится сера и элементы подгруппы селена (Se, Te, Po), ко второму — элементы подгруппы хрома (Cr, Mo, W).

Кислород - Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Образует 4 вида соединений – оксиды(О^2-), пероксиды (О₂^2-), надпероксиды (О₂^-), озониды (О₃^-). Молекулярные ионы О₂^- и О₃^- образуют только активные щелочные Ме. Различие свойств оксидов проявляется при их взаимодействии с водой, а также при взаимодействии оксидов разного типа друг с другом.

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ ; P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ ; 3CaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂

основный основании кислотный кислота соль

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, но могут реагировать с кислотами и щелочами. Состав кристаллических оксидов, в особенности d- элементов, часто переменный (нестехиометрический).

С водородом кислород образует два важных соединения – воду и пероксид водорода, который на свету и под действием катализатора (MnO₂) легко разлагается: 2 Н₂О₂ = О₂ + 2 Н₂О.

Н₂О₂ в кислой среде и пероксиды металлов в щелочной среде проявляют сильные окислительные и умеренные восстановительные свойства :

H₂O₂(ок-ль) + 2H⁺ +2е = 2H₂O ; Na₂O₂ + 2 H₂O + 2е = 4OH^– + 2 Na⁺

H₂O₂(в-ль) – 2е = O₂ + 2H^{+ ;} Na₂O₂ – 2е = O₂ + 2 Na⁺

Аллотропное видоизменение кислорода – озон O₃ . Молекула озона диамагнитна, имеет угловую форму, полярна. В технике озон получают в озонаторах действием тлеющего электрического разряда на кислород:

3 O₂ = 2 O₃ (ΔН⁰ > 0)

Озон – сильнейший окислитель. Действием озона почти все металлы переводятся в оксиды, сульфиды окисляются им в сульфаты, аммиак – в азотистую и азотную кислоты. В реакциях с участием озона обычно образуется кислород:

2 Ag + O₃ = Ag₂O + O₂ ;

PbS + 2 O₃ = PbSO₄ + O₂

Для количественного определения озона используют реакцию его взаимодействия с раствором KI:

2 KI + O₃ + H₂O = O₂ + I₂ + 2 KOH

Сера. Химически активна при нагревании, реагирует с кислородом, водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем и со всеми Ме кроме золота, платины. Подвергается дисмутации в кипящей воде и кипящих растворах щелочей:

Сульфиты при избытке серы переходят в тиосульфаты:

Сероводород. Сульфиды.

Получают взаимодействием серы с водородом:

Или действием разбавленных кислот на сульфид железа:

Сероводород горит на воздухе:

Для качественного анализа обнаружения сероводорода, используют пропитанную р-ром Pb(NO₂)₂ и затем высушенную фильтровальную бумагу в присутствии сероводорода или сульфидов – бумага чернеет из-за образования

PbS:

Р-р сероводорода в воде –слабая 2х основная к-та, диссациирует незначительно

Растворимы лишь соли щелочных и щ/з Ме. Многие сульфиды не растворяются в разбавленных кислотах. Поэтому получают по обменным реакциям:

Сероводород и сульфиды сильные восстановители, сероводород и растворимые сульфиды окисляются обычно до серы или при действии очень сильных окислителей до сульфат иона. Нерастворимые сульфиды окисляются до сульфатов:

Диоксид серы. Получение сернистого газа при сжигании серы или сероводорода

Обжигом сульфидных руд

Диоксид серы хорошо растворяется в воде с образованием кислой среды

SO₂ кислотный оксид при взаимодействии его со щелочами образуются соли сульфиты SO₃^2- и гидросульфиты HSO₃^- Оксиды обладают сильными восстановительными св-ми и слабыми окислительными:

Триоксид серы. SO₃ получают каталитическим окислением диоксида серы кислородом воздуха:

SO₃ – серный ангидрид разлагается при высоких температурах, взаимодействует с щелочами и галогенводородами, с водой образует серную к-ту:

H₂SO₄ сильная 2х основная кислота, гигроскопичная. HSO₄^- Ггидросульфаты, SO₄^2- сульфаты. Катион Ва используется для обнаружения сульфат ионов:

Взаимодействие серной к-ты с Ме протекает по разному в зависимости от концентрации к-ты и активности Ме. Разбавленая к-та взаимодействует только с Ме в ряду активности до Н:

Конц. К-та является сильным окислителем за счет S⁶⁺ она окисляет Ме в ряду по Ag, продуктами ее взаимодействия м/б разные в-ва в зависимости от активности Ме и условий реакции:

1. Конц. холодная к-та не взаимодействует с FeAlCr

2. С малоактивными Ме к-та восстанавливаеся до SO₂

3. С активными Ме продукты восстановления м/б SO₂SH₂S

4. Окислительные св-ва конц. К-ты проявляются и при взаимодействии с другими восстановителями. Она окисляет HBrHI(но не соляную) и их соли до свободных галогенов а также СSH₂SР:

Полисерные к-ты H₂SO₄*nSO₃ олеул. Образуется при растворении SO₃ в серной к-те. При н=1 образуется H₂S₂O₇ дисерная к-та – окислитель, разлагается при нагревании и при взаимодействии с горячей водой и щелочами:

Ее соли дисульфаты образуются при нагревании гидросульфатов:

Пироксокислоты H₂SO₅ или H₂SO₃(O₂) пироксосерная к-та.

Пироксосерная кислота

Пироксодисерная кислота

К-ту H₂S₂O₈ получают электролизом серной к-ты или гидросульфатов:

К-та H₂SO₅ образуется при действии 100% пероксида водорода на H₂S₂O₈

Обе к-ты разлагаются при нагревании и сами к-ты и их соли сильные окислители:

Подвергаются гидролизу:

Тиосерная к-та H₂S₂O₃ сильная но неустойчивая:

Структура

Ее соли тиосульфаты образуются при кипячении сульфитов серой:

И к-та и ее соли сильные восстановители:

Политионовые к-ты H₂S_nO₆ – сильные к-ты в свободном виде не выделены. Существуют только в р-ре,, образуются в качестве промежуточных продуктов при взаимодействии сероводорода с полигидратом SO₂*nH₂O.

При слабом нагревании разлагаются:

Проявляют окислительно-восстановительную двойственность