Группа V a (ns2np3)

Возможные степени окисления от (-3) до (+5).

Соединения со степенью окисления элементов (-3).

Аммиак NH₃, ион аммонияNH₄⁺, нитриды, фосфиды, арсениды и т.д.

Нитридыобразуются при взаимодействии металлов и неметаллов с азотом при высоких температурах (хотя в обычных условиях азот инертен):

Na₃N, Mg₃N₂, AlN, BN, Si₃N₄, Ge₃N₄, S₄N₄, Cl₃N и др.

^{}

t_пл2000-3000⁰С

диэлектрики, полупроводники

BN – твердый как алмаз

Соединения с водородом.

NH₃ - аммиак

PH₃– фосфин очень ядовитые газы, некоторые с чесночным запахом;

AsH₃– арсин устойчивость молекул уменьшается

SbH₃- стибин

BiH₃- висмутин

Получение аммиака. 1) В промышленности:N₂+ 3H₂= 2NH₃,

T400-500⁰C,P= 3000 атм, катализатор сложного состава

2) В лабораторных условиях: любая соль аммония и щелочь

NH₄⁺+OH^-tNH₃+H₂O

Свойства аммиака. Хорошо растворяется в воде за счет образования водородных связей

NH₃H₂O H O

H N  H H

H

В растворе - ассоциаты (NH₃)_х, например,H

HNH

HNH

H

Водный раствор аммиака проявляет свойства слабого основания:

NH₃+H₂O=NH₄⁺+OH^-,K_{основности}= 1,7510^-5

Как любое основание, раствор аммиака взаимодействует с кислотами (реакция нейтрализации) и осаждает из растворов солей металлов труднорастворимые гидроксиды:

NH₃H₂O+HCl=NH₄Cl+H₂O

соли аммония

хорошо раств. в воде

AlCl₃+ 3NH₃H₂O=Al(OH)₃+ 3NH₄Cl

Гидроксиды некоторых металлов растворяются в избытке аммиака вследствие комплексообразования: Cu(OH)₂+ 4NH₃H₂O= [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Аммиак и соли аммония проявляют восстановительные свойства за счет N(-3).

Термическое разложение солей аммония.

(NH₄)₂Cr₂O₇=Cr₂O₃+N₂ + 4H₂O

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O  ОВ - реакции

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O 

NH₄Cl=NH₃+HCl

Соединения с положительными степенями окисления.

Степени окисления

+1 +2 +3 +4 +5

N₂ONON₂O₃NO₂N₂O₅

Веселящий газ азотистый ангидрид (бурый газ) азотный ангидрид

H₂N₂O₂ HNO₂ 2NO₂+H₂O= HNO₂+HNO₃ HNO₃

Азотноватистая азотистая азотная

Очень неустойчивая слабая сильная

Соли соли

Нитриты нитраты

 

ОВ – двойственность Только окислит.

Свойства

Азотная кислота.

Получение. 4NH₃+ 5O₂= 4NO+ 6H₂O(при определенных Т, Р, в присутствии катализатора)

2NO + O₂ = 2NO₂

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃ (раствор кислоты с 50-55%).

Азотная кислота является сильным окислителем в любой концентрации за счет N(+5). В реакциях с металлами и неметаллами азот восстанавливается доNO₂,NO,N₂O,N₂,NH₄⁺(водород практически не выделяется), неметаллы окисляются до высших степеней окисления и дают соответствующие кислоты, металлы растворяются с образованием нитратов.

В реакциях с участием концентрированной кислоты образуется бурый газ NO₂.

HNO_{3 конц.} + Me  / NO₂, Me(NO₃)_x /

HNO_{3 конц.} + P, S, As  / NO₂, H₃PO₄, H₂AsO₄, H₃AsO₄ /

В реакциях с участие разбавленной азотной кислоты азот восстанавливается до NO,N₂O,N₂,NH₄⁺в зависимости от активности восстановителя:

HNO_{3 разб.}+ неметаллы, малоактивные Ме (Cu)/NO, ………./

HNO_{3 разб.} + активные Ме (Zn, Fe)  / N₂O, N₂, Me(NO₃)_x /

HNO_{3 очень разб.}+ очень активный Ме (Mg)/NH₄NO₃,Mg(NO₃)₂/

Соли азотной кислоты (нитраты) также способны проявлять окислительные свойства:

Нитрат (NO₃^) + очень активный Ме + щелочная среда/NH₃,Me(OH)_x/