Головна | Про нас | Зворотній зв'язок
Зміна властивостей елементів у міру збільшення атом-ного радіуса (зверху вниз по підгрупі) відбувається го-раздо більш різко, ніж у головних підгрупах VII і VI груп. Перші два елементи (азот і фосфор) є типовими неметалами, миш'як вже проявляє при-знаки металличности, значно посилюються у сурь-ми і вісмуту, які належать до металів. Ці відмінності виявляються як у властивостях простих речовин, утворених елементами, так і у властивостях складних речовин, перш за все оксидів і гідроксидів.
Хімічні властивості елементів V-Aгруппи
Тільки з такими активними металами, як літій, кальцій, магній, Азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів Азот реагує при високій температурі і в присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки Азоту з киснем N2 O, NO, N2 O3. NO2 і N2 O5. З них при безпосередній взаємодії елементів (4000 ° С) утворюється оксид NO, який при охолодженні легко окислюється далі до оксиду (IV) NO2. У повітрі оксиди Азоту утворюються при атмосферних розрядах. Їх можна отримати також дією на суміш Азоту з киснем іонізуючих випромінювань. При розчиненні в воді азотистого N2 O3 і азотного N2 O5 ангідридів відповідно виходять азотистая кислота HNO2 і азотна кислота HNO3. утворюють солі - нітрити і нітрати. З воднем Азот з'єднується тільки при високій температурі і в присутності каталізаторів, при цьому утворюється аміак NH3. Крім аміаку, відомі й інші численні сполуки Азот з воднем, наприклад гідразин H2 N-NH2. діімід HN = NH, азотистоводородная кислота HN3 (HN = N≡N), октазон N8 H14 і інші; більшість з'єднань Азоту з воднем виділено тільки у вигляді органічних похідних. З галогенами Азот безпосередньо не взаємодіє, тому всі галогеніди Азоту отримують тільки непрямим шляхом, наприклад фтористий азот NF3 - при взаємодії фтору з аміаком. Як правило, нітрати Азоту - малостойкие з'єднання (за винятком NF3); стійкіші оксигалогеніди Азоту - NOF, NOCl, NOBr, NO2 F і NO2 Cl. З сірої також не відбувається безпосереднього з'єднання Азот; азотистая сірка N4 S4 виходить в результаті реакції рідкої сірки з аміаком. При взаємодії розпеченого коксу з Азот утворюється ціан (CN) 2. Нагріванням Азоту з ацетиленом С2 Н2 до 1500 ° С може бути отриманий ціаністий водень HCN. Взаємодія Азоту з металами при високих температурах призводить до утворення нітридів (наприклад, Mg3 N2).
При дії на звичайний Азот електричних розрядів [тиск 130-270 н / м 2 (1-2 мм рт. Cт.)] Або при розкладанні нітридів В, Ti, Mg і Са, а також при електричних розрядах в повітрі може утворитися активний Азот , що представляє собою суміш молекул і атомів Азоту, що володіють підвищеним запасом енергії. На відміну від молекулярного, активний Азот вельми енергійно взаємодіє з киснем, воднем, парами сірки, фосфором і деякими металами.
Азот входить до складу дуже багатьох найважливіших органічних сполук (аміни, амінокислоти, нітросполуки та інших).
Конфігурація зовнішніх електронів атома Фосфор 3s 2 3p 3; в з'єднаннях найбільш характерні ступені окислення +5, +3, і -3. Подібно азоту, Фосфор в з'єднаннях головним чином ковалентен. Іонних з'єднань, подібних фосфіду Na3 P, Са3 Р2. дуже мало. На відміну від азоту, Фосфор володіє вільними 3d-орбиталями з досить низькими енергіями, що призводить до можливості збільшення координаційного числа і утворення донорно-акцепторних зв'язків.
Фосфор хімічно активний, найбільшою активністю володіє білий фосфор; червоний і чорний Фосфор в хімічних реакціях набагато пассивнее. Окислення білого Фосфору відбувається за механізмом ланцюгових реакцій. Окислення Фосфору зазвичай супроводжується хемілюмінесценції. При горінні Фосфору в надлишку кисню утворюється оксид (V) Р4 O10 (або Р2 ПРО5), при нестачі - в основному оксид (III) Р4 ПРО6 (або Р2 О3). Спектроскопически доведено існування в парах P4 O7. Р4 O8. Р2 ПРО6. РВ та інших оксидів фосфору. Оксид Фосфору (V) отримують в промислового масштабах спалюванням елементарного Фосфору в надлишку сухого повітря. Подальша гідратація Р4 O10 призводить до отримання орто- (Н3 РО4) і полі- (Нn + 2 Рn О3n + 1) фосфорних кислот. Крім того, Фосфор утворює фосфористу кислоту Н3 РО3. фосфорноватую кислоту Н4 Р2 ПРО6 і фосфорноватистой кислоту Н3 РО2. а також надкислоти: надфосфорную Н4 Р2 О8 і мононадфосфорную Н3 РО5. Широке застосування знаходять солі фосфорних кислот (фосфати), в меншій мірі - фосфіти і гіпофосфіти.
Фосфор безпосередньо з'єднується з усіма галогенами з виділенням великої кількості тепла і утворенням тригалогенидов (РХ3. Де X - галоген), пентагалогенідов (РХ5) і оксигалогенідов (наприклад, РОХ3). При сплаві Фосфору з сіркою нижче 100 ° С утворюються тверді розчини на основі Фосфору і сірки, а вище 100 ° С відбувається екзотермічна реакція утворення крісталлічіческіх сульфідів P4 S3. P4 S5. P4 S7. P4 S10. з яких тільки P4 S5 при нагріванні вище 200 ° С розкладається на P4 S3 і P4 S7. а решта плавляться без розкладання. Відомі оксісульфіда фосфору: P2 O3 S2. P2 O2 S3. P4 O4 S3. P6 O10 S5 і P4 O4 S3. Фосфор в порівнянні з азотом менш здатний до утворення сполук з воднем. Фосфористий водень фосфін РН3 і дифосфин Р2 Н4 можуть бути отримані тільки непрямим шляхом. З сполук Фосфору з азотом відомі нітрид PN, P2 N3. P3 N5 - тверді, хімічно стійкі речовини, отримані при пропущенні азоту з парами Фосфору через електричну дугу; полімерні фосфонітрілгалогеніди - (PNX2) n (наприклад, полифосфонитрилхлорид), отримані взаємодією пентагалогенідов з аміаком при різних умовах; амідоімідофосфати - з'єднання, як правило, полімерні, що містять поряд з Р-О-Р зв'язками Р-NH-Р зв'язку.
Фосфор утворює численні фосфорорганічні сполуки.
Конфігурація зовнішніх електронів атома миш'яку 3d 10 4s 2 4p 3. B з'єднаннях Миш'як має ступеня окислення +5, +3 і -3. Сірий Миш'як значно менш активний хімічно, ніж фосфор. При нагріванні на повітрі вище 400 ° C Миш'як горить, утворюючи As2 O3. З галогенами Миш'як з'єднується безпосередньо; при звичайних умовах AsF5 - газ; AsF3. AsCl3. AsBr3 - безбарвні легко леткі рідини; AsI3 і As2 I4 - червоні кристали. При нагріванні миш'яку з сіркою отримані сульфіди: оранжево-червоний As4 S4 і лимонно-жовтий As2 S3. Блідо-жовтий сульфід As2 S5 осідає при пропущенні H2 S в охолоджуваний льодом розчин миш'якової кислоти (або її солей) в димить соляній кислоті: 2H3 AsO4 + 5H2 S = As2 S5 + 8H2 O; близько 500 ° C він розкладається на As2 S3 і сірку. Всі сульфіди миш'яку нерозчинні в воді і розбавлених кислотах. Сильні окислювачі (суміші HNO3 + HCl, HCl + KClO3) переводять їх в суміш H3 AsO4 і H2 SO4. Сульфід As2 S3 легко розчиняється в сульфіду і полісульфіди амонію і лужних металів, утворюючи солі кислот - тіомишьяковістой H3 AsS3 і тіомишьяковой H3 AsS4. З киснем Миш'як дає оксиди: оксид миш'яку (III) As2 O3 - миш'яковистий ангідрид і оксид миш'яку (V) As2 O5 - миш'яковий ангідрид. Перший з них утворюється при дії кисню на Миш'як або його сульфіди, наприклад 2As2 S3 + 9O2 = 2As2 O3 + 6SO2. Пари As2 O3 конденсуються в безбарвну склоподібну масу, яка з плином часу стає непрозорою внаслідок утворення дрібних кристалів кубічної сингонії, щільність 3,865 г / см 3. Щільність пари відповідає формулі As4 O6; вище 1800 ° C пар складається з As2 O3. У 100 г води розчиняється 2,1 г As2 O3 (при 25 ° C). Оксид Миш'як (III) - з'єднання амфотер-ве, з переважанням кислотних властивостей. Відомі солі (арсеніти), що відповідають кислотам ортомишьяковістой H3 AsO3 і метамишьяковістой HAsO2; самі ж кислоти не отримані. У воді розчинні тільки арсеніти лужних металів і амонію. As2 O3 і арсеніти зазвичай бувають відновниками (наприклад, As2 O3 + 2I2 + 5H2 O = 4HI + 2H3 AsO4), але можуть бути і окислювачами (наприклад, As2 O3 + 3C = 2As + ЗСО).
Оксид миш'яку (V) отримують нагріванням миш'якової кислоти H3 AsO4 (близько 200 ° C). Він безбарвний, близько 500 ° C розкладається на As2 O3 і O2. Миш'якову кислоту отримують дією концентрованої HNO3 на As або As2 O3. Солі миш'якової кислоти (арсенат) нерозчинні у воді, за винятком солей лужних металів і амонію. Відомі солі, що відповідають кислотам ортомишьяковой H3 AsO4. метамишьяковой HAsO3 і піромишьяковой H4 As2 O7; останні дві кислоти у вільному стані не отримані. При сплаві з металами Миш'як здебільшого утворює сполуки (арсеніди).
Конфігурація зовнішніх електронів атома Sb 5s 2 5p 3. У з'єднаннях проявляє ступені окислення головним чином +5, +3 і -3. У хімічному відношенні Сурма малоактивна. На повітрі не окислюється аж до температури плавлення. З азотом і воднем не реагує. Вуглець незначно розчиняється в розплавленої сурми. Метал активно взаємодіє з хлором і інших галогенами, утворюючи галогеніди сурми. З киснем взаємодіє при температурі вище 630 ° С з утворенням Sb2 О3. При сплаві з сіркою виходять сульфіди сурми, так само взаємодіє з фосфором і миш'яком. Сурма стійка по відношенню до води і розбавлених кислот. Концентровані соляна і сірчана кислоти повільно розчиняють Сурму з утворенням хлориду SbCl3 і сульфату Sb2 (SO4) 3; концентрована азотна кислота окисляє Сурму до вищого оксиду, що утворюється у вигляді гідратованого з'єднання xSb2 O5 · уН2 О. Практичний інтерес представляють важкорозчинні солі сурьмяной кислоти - антімонати (MeSbO3 · 3H2 O, де Me - Na, К) і солі не виділеної метасурьмяністой кислоти - метаантімоніти (MeSbO2 · 3H2 O), що володіють відновними властивостями. Сурма з'єднується з металами, утворюючи антімоніди.
Вісмут в сухому повітрі стійкий, у вологому спостерігається його поверхневе окислення. При нагріванні вище 1000 ° С згорає блакитним полум'ям з утворенням оксиду Bi2 O3. В ряді напруг Вісмут стоїть між воднем і міддю, тому в розведеною сірчаної та соляної кислоти розчиняється; розчинення в концентрованих сірчаної та азотної кислоти йде з виділенням SO2 і відповідних оксидів азоту.
Вісмут проявляє валентність 2, 3 і 5. З'єднання Вісмуту нижчих валентностей мають основний характер, вищих - кислотний. З кисневих з'єднань вісмуту найбільше значення має оксид Bi2 O3. при нагріванні змінює свій жовтий колір на червоно-коричневий. Bi2 O3 застосовують для отримання вісмутових солей. У розведених розчинах вісмутові солі гідролізуються. Хлорид BiCl3 гідролізується з випаданням хлороксида BiOCl, нітрат Bi (NO3) 3 - з випаданням основний солі BiONО3 · BiOOH. Здатність солей Вісмут гидролизоваться використовується для його очищення. З'єднання 5-валентного Вісмуту виходять з працею; вони є сильними окислювачами. Сіль КВiO3 (відповідна ангідриду Bi2 O5) утворюється у вигляді буро-червоного осаду на платиновому аноді при електролізі киплячого розчину суміші КОН, КСl і суспензії Bi2 O3. Вісмут легко з'єднується з галогенами і сіркою. При дії кислот на сплав вісмуту з магнієм утворюється вісмутін (вісмутістий водень) BiH3; на відміну від арсину AsH3. вісмутін - з'єднання нестійке і в чистому вигляді (без надлишку водню) ніхто не почув. З деякими металами (свинцем, кадмієм, оловом) Вісмут утворює легкоплавкіевтектики; з натрієм, калієм, магнієм і кальцієм - интерметаллические з'єднання з температурою плавлення, що значно перевищує температури плавлення вихідних компонентів. З розплавами алюмінію, хрому та заліза Вісмут не взаємодіє.