S 3p 3d.

2s 2p

1s

Р

+15

элементы подгруппы азота – окислители и восстановители

ПР: окислитель - HNO₃

восстановитель - NH₃

валентность есть число хим.связей, которыми атом соединен с другими атомами

валентность обозначает число общих электронных пар, которыми атом связан с другими атомами,

в образовании хим.связей участвуют только неспаренные е-, это валентные электроны,

валентность определяется числом валентных электронов и числом орбиталей на энергетическом уровне,

валентность элементов меняется, потому что в атомах меняется число валентных е-:

у атомов в возбужденном состоянии валентных е- больше, чем в основном состоянии,

при возбуждении атома происходит распаривание электронов и их переход на другие орбитали

ПР: в СН₄ валентность С(IV)

если образуется донорно-акцепторная ковалентная связь, то валентность больше числа неспаренных е-

ПР: в NH₄⁺ валентность N(IV),

но высшая валентность не может быть больше числа орбиталей на энергетическом уровне

ПР: высшая валентность фосфора Р(V),

высшая валентность N(IV), больше IV высшей валентности быть не может,

причина - число орбиталей на втором эн.уровне 4,

N не имеет свободных орбиталей для распаривания е- при возбуждении

валентные электроны образуют общие пары е-

степень окисления - условный заряд атома в молекуле, если молекула состоит только из ионов

считают, что общая пара е- переходит к атомам с большей ЭО или делится между атомами равной ЭО,

степень окисления равна количеству отданных(принятых) е-,

в простых в-вах атомы имеют степень окисления 0,

в соединениях степень окисления меняется, потому что меняется количество неспаренных е-:

при возбуждении е- распариваются и переходят от s- или р-орбиталей на свободные d-орбитали(кроме N),

если образуется донорно-акцепторная ковалентная связь, то степень окисления больше числа неспаренных е-

ПР: в молекуле азотной кислоты НNО₃ степень окисления N +5

«элементы главных подгрупп проявляют сходную степень окисления»

(физ.смысл) элементы главных подгрупп отдают “s”-“р”e- внешнего эн.уровня,

имея общую структуру валентных е-, они проявляют сходную степень окисления,

ст.окисления азота 0 –3 –2 -1 +1 +2 +3 +4 +5

фосфора 0 –3 +1 +3 +5

номер группы, как правило, равен max(+)степени окисления хим.элементов данной группы

ПР: VА max(+)степень окисления +5

с ростом величины порядкового номера в главной подгруппе окислительные свойства элементов ¯

(физ.смысл) при увеличении количества энергетических уровней происходит рост размеров атомов,

размеры атомов ­, слабеет связь валентных е- с ядром атома, электроотрицательность ¯

ПР: «N - Bi»

водородные соединения и оксиды элементов подгруппы азота

водородные соединения

RH3	Tкип °C
NH3	-33	газ	растворы–слабые основания	восстановители
PH3		газ
AsH3		тв.
SbH3
BiH3

NH₃, PH₃ - летучие соединения с полярной ковалентной хим.связью,

связи N и P с водородом прочнее, чем у соединений подгруппы кислорода и галогенов,

в результате водные растворы NH₃ и PH₃ не имеют кислотных свойств,

NH₃, PH₃ реагируют с водой с образованием ионов ОН^- и проявляют свойства слабых оснований

ПР: NH₃ + H₂O Û NH₄⁺ + OH^-,

с ростом порядкового номера в главной подгруппе основные свойства водородных соединений ¯

(физ.смысл) при увеличении количества энергетических уровней происходит рост размеров атомов,

размеры атомов ­, электроотрицательность ¯,

реакция с водой идет менее активно и меньше образуется ионов ОН^-

с ростом порядкового номера в главной подгруппе восстановительные свойства водородных соединений­

(физ.смысл) размеры атомов ­,

уменьшается прочность водородных соединений и слабеет связь валентных е- с ядром атома

высшие оксиды

R2O5
N2O5	тв.	кислотный ® кислоту	кислоты-окислители
P2O5	тв.	кислотный ® кислоту
As2O5		амфотерный
Sb2O5		амфотерный
Bi2O5		основный

с ростом порядкового номера в главной подгруппе сила кислородсодержащих кислот ¯

(физ.смысл) атомы О у центр.атома смещают е- плотность связи Н-О,

при увеличении количества энергетических уровней происходит рост размеров атомов,

размеры центр.атома ­, уменьшается смещение е- плотности, эл.диссоциация уменьшается

электронное строение атома азота, степени окисления

азот 2s 2p

1s

N

+7

ПС №7 2период VА

строение е-оболочек ₊₇N 1s²2s²р³, р-элемент,

азот – окислитель и восстановитель ПР: окислитель - HNO₃, восстановитель - NH₃

N ⁰ + 3e- ® N ^-3

N ⁰ - 2e- ® N ⁺²

N ⁰ - 5e- ® N ⁺⁵

ст.окисления 0 –3 –2 -1 +1 +2 +3 +4 +5

ПР: N₂ NH₃ N₂H₄ гидразин NН₂ОН гидроксиламин N₂О NО N₂О₃ NО₂ N₂О₅

получение и физ.свойства азота

строение молекулы азота, связь строения и хим.активности

хим.свойства азота

АЗОТ N₂

1.1. воздух(78%V N₂ 75%m)

1.2.*NH₄NO₂ ^T N₂­ + 2H₂O

4NH₃ + 3Br₂ 2N₂ + 6NH₄Br

1.3.*сжижение воздуха (TкипO2=-183°C TкипN2=-196°C)

2.(н.у.)газ газ без цвета–запаха-вкуса,¯растворим H₂O, TкипN2=-196°C

3.1. N₂ N º N(III) 0 хим.связь тройная неполярная ковалентная 1р-p s-связь + 2p-p p-связи

3. неметалл (неактивен из-за прочной тройной связи)

окислитель

*N₂ + 2Li 2Li₃N

N₂ + 3Mg ^Т Mg₃N₂ нитрид магния

N₂ + 3Н₂ ^{T p} Û ^Кt 2NH₃ + Q

восстановитель

*N₂ + О₂ ^3000°С Û 2NО - Q

физ.свойства аммиака, строение молекулы аммиака, характер связей

АММИАК NH₃

1.2. 2NH₄Cl + Ca(OН)₂избыток ^T CaCl₂ + 2NH₃­ + 2H₂O

1.3. N₂ + 3Н₂ ^{T p} Û ^{Fe + Al2O3 K2O} 2NH₃ + Q для смещения хим.равновесия T400-500°C р30-100 МПа

2.(н.у.) газ без цвета-резкого запаха, легче воздуха,­растворим H₂O, ТкипNH3=-33°C

3.1. NH₃ N(III) -3 хим.связь одинарная полярная ковалентная s (sp³ Ð107°) «пирамида»

образует водородные связи(имеет высокую Ткип)

хим.свойства аммиака

3. *реакция разложения

2NH₃ ^T N₂ + 3Н₂ N₂ + 3Н₂ ^{T p} Û ^{Fe + Al2O3 K2O} 2NH₃ + Q

восстановитель (min степень окисления)

*4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂О

4NH₃ + 5O₂ ^{T p Pt} 4NО + 6H₂О

4NH₃ + 3Br₂ 2N₂ + 6NH₄Br

*2NH₃ + 3CuO ^T 3Cu + N₂ + 3H₂O

окислитель

*2NH₃ + 2Na ^T 2NaNH₂ + H₂ амид натрия

*NH₃ + H₂O Û NH₃*H₂O гидрат аммиака Û NH₄⁺ + OH^- аммиачная вода(10% р-р аммиака есть нашатырный спирт)

водный раствор аммиака - слабое основание

*NH₃ + HCl NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ (NH₄)₂SO₄

AlCl₃ + 3NH₄OH Al(OH)₃¯ + 3NH₄Cl

CuSO₄ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄]SO₄

AgCl + 2NH₃ [Ag(NH₃)₂]Cl растворение в аммиачной воде

2NH₃ + СO₂ ^{T p} (NH₂)₂СO + H₂O карбамин или мочевина

применение аммиака

4. получение нашатырного спирта 10% NH₄OH

азотной кислоты HNO₃

азотных удобрений

свойства солей аммония, качественная реакция на ион аммония

соли NH₄⁺ соли аммония – соли аммиака ПР: NH₄Cl (NH₄)₃PO₄ NH₄H₂PO₄

1.2. 2NH₃ + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄

2NH₄OН + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

2. тв.кристал.,­растворим H₂O

3. соли

*электролитическая диссоциация

NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl^- ион аммония

реакции гидролиза

*NH₄Cl + H₂O ® NH₃*H₂O + H⁺ + Cl^-(рН<7)

реакции обмена с кислотами-основаниями-солями(условия необратимости реакции..)

*(NH₄)₂CO₃ + 2HCl ® 2NH₄Cl + H₂O + CO₂­

*NH₄Cl + NaOH ® NaCl + H₂O + NH₃­ запах аммиака качественная реакция

*(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ ® BaSO₄¯ + 2NH₄Cl

*реакции разложения

NH₄Cl ^T NH₃­ + HCl­

(NH₄)₂SO₄ ^T ® NH₃­ + 2NH₄НSO₄

реакции разложения и окисления

NH₄NO₃ ^T N₂O ­ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ ^T N₂­ + Cr₂O₅ + 4H₂O

оксиды азота, получение и свойства оксида азота(II) и оксида азота(IV)

ОКСИД АЗОТА (I) N₂О

1.2. NH₄NO₃ ^T N₂O­ + 2H₂O

2. газ без цвета, ­растворим H₂O

3. несолеобразующий оксид (не реагирует с водой-шелочами)

окислитель

*2N₂O + H₂ 2N₂­ + H₂O

*реакция разложения

2N₂O ^T 2N₂­ + O₂

ОКСИД АЗОТА (II) NО

1.2. 8HNO₃ + 3Cu 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

1.3. 4NH₃ + 5O₂ ^{T p Pt} 4NO + 6H₂O + Q

N₂ + O₂ ^гроза 2NO

3. несолеобразующий оксид (не реагирует с водой-шелочами)

окислитель

*2NO + SО₂ 2SO₃ + N₂

2NO + 2H₂O + 2SО₂ 2Н₂SO₄ + N₂

восстановитель

*2NO + О₂ 2NO₂

ОКСИД АЗОТА (III) N₂О₃

1.2. NО₂ + NО Û N₂О₃

3. кислотный оксид нестойкий(азотистая кислота нестойкая, соли нитриты стойкие)

*2KOH + N₂О₃ H₂O + 2KNO₂ нитрит калия

*реакции разложения

N₂О₃ Û NО₂ + NО

ОКСИД АЗОТА (IV) NО₂ и N₂О₄

1.2. 4HNO₃ конц + Cu Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂­бурый

2Cu(NO₃)₂ ^T 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

1.3. 2NO + О₂ 2NO₂

2. газ бурый-с резким запахом(ядовит)

3.1. мономер 2NО₂ ^-11°C Û N₂О₄ димер

3. кислотный оксид

*2NO₂ + Н₂О ^холод HNO₃ + HNО₂ реакция диспропорционирования

3NO₂ + Н₂О ^Т 2НNO₃ + NО

4NO₂ + 2Н₂О + О₂ 4НNO₃

*2NO₂ + 2NaOH NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

4NO₂ + 4NaOH + О₂ 4NaNO₃ + 2H₂O

окислитель

*2C + 2NO₂ 2CO₂ + N₂

2NO₂ + SО₂ SO₃ + NО

ОКСИД АЗОТА N₂О₅

1.2. 2НNO₃ + Р₂О₅ 2НРО₃ + N₂О₅

6НNO₃ + Р₂О₅ 2Н₃РО₄ + 3N₂О₅

2. тв.кристал

3. кислотный оксид

N₂О₅ + Н₂О 2НNO₃

*реакции разложения

2N₂О₅ 4NO₂ + О₂

строение молекулы азотной кислоты

получение азотной кислоты

физ.свойства азотной кислоты

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO₃

1.2. 2NaNO₃крист + H₂SO₄конц ^Т 2HNO₃­ + Na₂SO₄

1.3. контактный способ хим.процессы:

- в контактном аппарате

окисление аммиака до оксида азота(II)

4NH₃ + 5O₂ ^{T p Pt} 4NO + 6H₂O + Q

- в окислительной башне

окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV)

2NO + O₂ 2NO₂

- в поглотительной башне

поглощение оксида азота(IV) водой в присутствии избытка кислорода

3NO₂ + H₂O 2HNO₃ + NO

4NO₂ + 2H₂O + O₂ Û 4HNO₃ + Q для смещения хим.равновесия ­р

2.(н.у.) жидкость без цвета или желтая(конц)-запаха-дымит, ­растворима H₂O в любых соотношениях,

3.1. HNO₃ O

//

H - O - N(IV) +5 хим.связи полярные ковалентные

три ковалентные связи образуются за счет неспаренных е-

O четвертая – донорно-акцепторная связь за счет неподеленной пары е- атома азота

(третий атом кислорода образует свободную р-орбиталь при возбуждении)

связи с атомами кислорода, связанные только с азотом, равноценны

хим.свойства азотной кислоты, взаимодействие неорганическими и органическими веществами

3.2. сильная кислота

*электролитическая диссоциация

HNO₃ ® H⁺ + NO₃^-

*рН<7 цвет индикаторов лакмус + H⁺ фенолфталеин + H⁺ метилоранж + H⁺

реакции обмена с основными оксидами

*2HNO₃ + CuO H₂O + Cu(NO₃)₂

2H⁺ + CuO Cu²⁺ + H₂O

реакции обмена с основаниями-солями(условия необратимости реакции..)

*HNO₃ + NaOH NaNO₃ + H₂O реакция нейтрализации H⁺ + OH^-® H₂O

сильные кислоты вытесняют слабые и летучие из их солей

*Na₂CO₃ + 2HNO₃ 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­ HNO₃

*реакция разложения ряд к-т H₂SO₄,HCl,H₂SO₃,H₂CO₃,H₂S,H₂SiO₃

4HNO₃ ^T 4NO₂­ + O₂­ + 2H₂O(или на свету) H₃PO₄

* окислитель (max степень окисления)

не реагирует с Au-Pt-Os-Ir-W..

+5 HNO3 конц

металлы «Ni-Н-Ag» и неметаллы ® +4 NO2­ металлы «Al,Zn,Fe» ® +4 NO2­ металлы «Li–Mg» ® +1 N2O­

+5 HNO3 разбавл

металлы «Ni-Н-Ag» и неметаллы ® +2 NO­ металлы «Al,Zn,Fe» ® +2 NO­ -3 NH4NO3 металлы «Li–Mg» ® -3 NH4NO3

8HNO₃ + 3Cu 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

4HNO₃ конц + Cu Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­бурый + 2H₂O качественная реакция

2HNO₃ + S H₂SO₄ + 2NO­

6HNO₃ конц + S H₂SO₄ + 6NO₂­ + 2H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O 3H₃PO₄ + 5NO­

5HNO₃ конц + P H₃PO₄ + 5NO₂­ + H₂O

4HNO₃ + 3C 3CO₂­ + 4NO­ + 2H₂O

4HNO₃ конц + C CO₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O

10HNO₃ + 3I₂ 6HIO₃ + 10NO­ + 2H₂O

8HNO₃ конц + ZnS ZnSO₄ + + 8NO₂­ + 4H₂O

2HNO₃ конц + 6HCl 2NO + 4H₂O + 3Cl₂­

«царская водка»(3V HCl конц/1V HNO₃ конц) HNO₃ конц + 3HCl + Au AuCl₃ + NO­ + 2H₂O­

4HNO₃ конц + 12HCl + 3Pt 3PtCl₄ + 4NO­ + 8H₂O

*реакции нитрирования алканов-бензола-толуола-фенола-глицерина-целлюлозы

*реакции нитрирования алканов Коновалов

С₆Н₁₄ + НО-NO₂ ^Т ® C₆H₁₃-NO₂ + H₂О

нитрогексан

*реакции нитрования бензола-толуола-фенола

NO₂ NO₂ NO₂

| | |

+ HО-NO₂ ^Т ® ^{H2SO4 конц} + Н₂O + HNO₃ ^Т ® ^{H2SO4 конц} + Н₂O

-NO₂

нитробензол

CH₃ CH₃

| |

-NO₂

+ HNO₃ ® ^H2SO4 + Н₂O

OH OH

| |

NO₂- -NO₂

+ 3HO-NO₂ ® + 3H₂O

|

NO₂ 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота)

*реакции нитрования глицерина

СН₂-ОН СН₂-О-NO₂

| |

СН-ОН + 3НОNO₂ ^H2SO4 ® СН--O-NO₂ + 3H₂O

| |

СН₂-ОН СН₂-О-NO₂ нитроглицерин

*реакции нитрования целлюлозы

/ ОН / О – NO2

(C₆Н₇О₂)- ОН + 3nHO-NO₂ ® (C₆Н₇О₂)- О – NO2 + 3nH₂O

\ ОН n \ О – NO2 n

применение азотной кислоты

4. получение азотных удобрений

красителей

лекарств

взрывчатых в-в

свойства нитратов

соли NO₃^- нитраты - соли азотной кислоты ПР: NaNO₃, KNO₃, NH₄NO₃

1.2. 8HNO₃ + 3Cu 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

2HNO₃ + CuO H₂O + Cu(NO₃)₂

Na₂CO₃ + 2HNO₃ 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­

HNO₃ + NaOH NaNO₃ + H₂O

HNO₃ + NH₃ NH₄NO₃

2. тв.кристал,­растворимы H₂O

3. соли

*электролитическая диссоциация

КNO₃ ® К⁺ + NO₃^-

*реакции замещения растворов солей с более активными металлами

*реакции обмена с кислотами-основаниями-солями(условия необратимости реакции..)

*гидролиз солей

*реакции разложения

+5 Me NO3

«Li,K,Na,Ba» ® Me NO2 + O2­ «Ca,Mg-Cu» ® Me O + NO2­ + O2­ «Hg-Au» ® Me + NO2­ + O2­

2NaNO₃ ^T 2NaNO₂ + O₂­

2Cu(NO₃)₂ ^T 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

2AgNO₃ ^T 2Ag + NO₂­ + O₂­

NH₄NO₃ ^T N₂O­ + 2H₂O

применение нитратов, азотные удобрения

4. получение азотных удобрений

минеральные удобрения

*1840 Ю.Либих "теория минерального питания растений"

- для питания растений необходимы питательные в-ва, содержащие макро и микроэлементы

ПР: макроэлементы(C-O-H-N-P-K-S-Ca), микроэлементы(Fe-Mn-B-Cu-Zn-Mg-Co..)

- источник С есть СО₂, источник Н-О есть Н₂О, источник остальных элементов есть в-ва почвы

- растения используют питательные в-ва почвы в виде ионов: K+, NH₄+… и NO₃-, HPO₄-…

- при недостатке питательных в-в у растений развиваются болезни

ПР: при недостатке N ® задержка роста, окрашивание бледно-зелёное или жёлтое

при недостатке P ® задержка развития цветков плодов

при недостатке K ® задержка накопления углеводов в плодах

- при недостатке питательных в-в нужно вносить в почву минеральные удобрения,

различают макроудобрения(содержат макроэлементы N-P-K..) и микроудобрения(содержат микроэлементы..),

различают удобрения простые(содержат 1 пит.элемент) и комплексные,

комплексные удобрения содержат 2-3 пит.элемента

ПР: сложное удобрение аммофос N H₄H₂ P O₄+(N H₄)₂Н P O₄

азотные

Na N O₃ натриевая селитра

1.3. месторождения Ю.Америки

при производстве НNO₃ путем пропускания NO-NO₂ ч/з Na₂CO₃

Na₂CO₃ + 2NO₂ ® NaNO₃ + NaNO₂ + CO₂­

K N O₃ калиевая селитра

месторождения Ср.Азии

KCl + NaNO₃ ^T Û NaCl + KNO₃(нагревание Т100°С)

N H₄ N O₃ аммиачная селитра

NH₃ + HNO₃ ® NH₄NO₃

(N H₄)₂SO₄ сульфат аммония

2NH₃ + H₂SO₄ ® (NH₄)₂SO₄

CO(N H₂)₂ мочевина

CO₂ + 2NH₃ ^T ® CO(N H₂)₂ + H₂O(нагревание, ­р)

электронное строение фосфора, степени окисления и валентности

---

Дата добавления: 2015-07-25