химический каталог




Курс общей химии

Автор Э.И.Мингулина, Г. Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов

металличности атомов:

N Р As Sb Bi

Энергия ионизации, Э!>-+Э+,

эВ 14,53 10,48 9,81 8,64 7,29

У атомов р-элементов V группы во внешнем электронном слое пять электронов (,..ns2np3)y поэтому для них характерна степень окисления —3, устойчивость соединений с этой степенью окисления в ряду N—Р—As—Sb—Bi заметно уменьшается. Так, например, гидрид азота NH3 (аммиак) вполне устойчив; далее устойчивость гидридов ЭН3 понижается, a Bibb обнаружен только в виде следов.

Степень окисления атома N и его аналогов в соединениях с более электроотрицательными элементами положительна и может меняться в пределах от +1 до +5. В соответствии с электронной конфигурацией атомов (...ns2np3) более устойчивы соединения со степенью окисления рассматриваемых элементов +3, + 5.

Азот — газ (т. кип. —195,8 °С; т. пл. —210 °С) без цвета и запаха; он плохо растворим в воде и других растворителях. Основная масса азота входит в состав атмосферы в виде простого вещества.

Молекулы азота N2 очень прочны. Даже при 3000 °С степень диссоциации молекул N2 на атомы достигает всего лишь 0,1 %. По методу валентных связей прочность молекулы N2 можно объяснить образованием трех ковалентных связей (одной о и двух л), поскольку в каждом атоме азота на энергетическом 2р-подуровне есть три неспаренных электрона (см. рис. П.З). При невысоких температурах азот химически инертен. Именно поэтому в природе устойчивы молекулы N2. При температуре более 300 °С азот энергично взаимодействует с литием, образуя нитрид Li3N. При более высоких температурах — с магнием, алюминием и некоторыми другими металлами и неметаллами, образуя нитриды (см. § IX.3).

Из ковалентных нитридов наибольшее практическое значение имеет аммиак NH3. Широко используется и гидразин N2H4, например в процессе водоподготовки для количественного связывания остаточного кислорода.

Аммиак и особенно гидразин ядовиты!

Азот образует оксиды N20, NO, N2O3, N02 и N2O5. Диоксид азота N02 способен димеризоваться. Оксид азота N203 существует только при низких температурах (ниже температуры плавления). При температуре —100 °С это светло-синие кристаллы, N2O3 — кислотный оксид, легко взаимодействует со щелочами:

N203 + 2NaOH = 2NaN02 + Н20

Образующиеся соли азотистой кислоты (HNO2) называют нитритами.

Диоксид азота N02 — газ бурого цвета, токсичен. Реакция димеризации N02 идет с выделением теплоты (Д#298 = = — 55 кДж/моль), поэтому мономер N02 устойчив при повышенных температурах (выше +135 °С), а димер — при пониженных:

2NCWN2O4

Диоксид азота N02, растворяясь в воде, образует две кислоты:

Н20 + N02 + N02 HNO3 + HN02

Степень окисления азота в азотной кислоте HNO3 равна +5. Ей соответствует ангидрид N2O5 — белое кристаллическое вещество, которое при температуре 33 °С возгоняется.

Азотная кислота отличается от большинства других кислот

тем, что окисляет металлы за счет N, а не за счет Н+. Поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами выделяются либо оксиды азота со степенью окисления N меньшей +5, либо N2, либо, наконец, NH3. Для наглядности сравним взаимодействие Mg с разбавленными HNO3 и H2S04:

Mg + H2SO4 = MgS04 + Н2 4Mg + 9HN03= 4Mg(N03) 2 + NH3 + 3H20

Фосфор P. Атом фосфора отличается от атома азота так же, как атом кремния от атома углерода. В атомах кремния и фосфора во внешнем электронном слое есть вакантные З-орби-тали, а в атомах углерода и азота на валентном (внешнем) слое вакантных d-орбиталей нет. Разница в структуре валентного слоя атомов Р и N откладывает отпечаток на свойства веществ, образуемых этими элементами, которые в сходных соединениях заметно отличаются друг от друга. Так, например, молекула N2 чрезвычайно прочна, так как а-связь в этой молекуле дополнена двумя л-связями. В парах при температурах ниже 1000 °С, а также в жидком состоянии устойчивы четырехатомные молекулы Р4. При конденсации паров образуется белый фосфор — вещество с молекулярной кристаллической решеткой, в узлах которой находятся молекулы Р4. Белый фосфор плавится при температуре ~45 °С и легко растворяется в органических растворителях (CS2 и др.). Белый фосфор ядовит.

При хранении белого фосфора вследствие малой прочности гомосвязей в молекуле Р4 образуются более стабильные полимерные модификации, например:

Р (белый)—Р (красный), ДЯЦэв = —18,4 кДж/моль.

Красный фосфор устойчивее белого, но еще более стабилен черный фосфор:

Р (белый)—Р (черный), ДЯгэв= —42 кДж/моль.

Однако самопроизвольное течение этой реакции затрудняется из-за высокой энергии активации.

Фосфор — окислитель в реакциях с металлами. При нагревании фосфор окисляет почти все металлы, образуя фосфиды. По структуре и свойствам фосфиды близки к нитридам.

С водородом фосфор практически не взаимодействует. Гидрид фосфора РН3 — фосфин — получают косвенным путем.

Восстановительные свойства фосфора проявляются в реакциях с кислородом и галогенами. В зависимости от количества окислителя образуются соединения со степенью окисления +5 или +3:

2Р + 5С12 (изб.) = 2Р

страница 132
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210

Скачать книгу "Курс общей химии" (2.81Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
пректор на прокат
Фирма Ренессанс потолочная лестница - всегда надежно, оперативно и качественно!
стул посетителей самба
где дешевле складировать вещи на время

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(10.12.2016)