Группа V a (ns2np3)

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

Соединения со степенью окисления элементов (-3).

Аммиак NH₃, ион аммония NH₄⁺, нитриды, фосфиды, арсениды и т.д.

Нитриды образуются 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

H N  H

H  N H

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

N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₅

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 до NO₂, 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 /