Химия элементов V группы

ns²np³. В пятой группе появл наст металлы Sb, Bi, As-полупроводник. Двухатомная мол сущ только в сл азота – тройная св, уже для фосфора перекрыв р-орб оказ слишком мало. Фосфор образ три связи, но с разными атомами, его аллотропные модиф Р₄-белый фосфор – тетраэдрич мол, кр фосфор – гофрированные слои, в кот каждый атом связан с тремя другими. У сурьмы и висмута металлич реш. Особое знач азота – вся органика, раст, живые орг – аминосоед. Фосфор – содерж в мозгу, в скелете 2кг. Са₃(РО₄), белки атф, нукл к-ты. Инертность азота – ΔН_ат=943кДж/моль. Из мет азот реаг только при высоких темп с кат. В природе азот переводится в аммиак с помощью ферм нитрогеназа. Получение: Ca₃(PO₄)₂+3SiO₂+5C=3CaSiO₃+5CO+P. Реакция идет при 2000⁰С. As₂O₃+C→As+CO₂. В к-тах не раств, только в кислотах-окисл. P+HNO₃→H₃PO₄+NO. As+HNO₃→H₃AsO₄+NO. Sb+HNO₃→Sb₂O₅+NO (к-та не пол).

Водородные соединения ЭН₃.

Стабильность падает, угол связи прибл к 90⁰-уменьш гибр.Непоср из эл можно пол толькоаммиак и тот нах в равнов с реагентами. Получение: М₃Э+HCl→ЭН₃+МCl. Э₂O₃+Zn+HCl→ЭН₃+ZnCl₂+H₂. Кислотно-осн св-ва. Аммиак – слабое осн в воде NH₃·H₂O↔NH₄⁺+OH^-. K=2*10^-5. Может вести себя как кислота NH₃↔NH₂^-+Н⁺, давая соли: амиды – NaNH₂; имиды – Na₂NH; нитриды Na₃N. РН₃-как основание К=10^-26, как кислота К=10^-29. Тенд при движ по периоду справа налево: HF-сл к-та, H₂O – амф, NH₃-преим основ. Вос-ли. Аммиак окисл кислородом до азота или, на платине в кач-ве кат до NO, восст мет (медь), реаг с хлором Cl₂+NH₃→N₂+HCl. Аммиак – донор эл пары – осн Льюиса. При движ вниз по группе донорные св-ва ослаб-эл пара сохр практ s-хар.

Окисленные формы.

Наибольшее кол-во оксидов имеет азот. Они непрочны, т.к. для их получ нужно разорв св в мол азота. Из всех оксидов только N₂O₃, N₂O₅ –кисл, ост несолеобр. N₂O –весел газ, исп для наркоза. Легко разлаг, выд кислород. NO, NO₂-молекулы с несп эл – радикалы, могут димеризоваться. NO димериз плохо, 2NO₂↔N₂O₄-реакция экзотерм. N₂O₃. Получ: KNO₂+H₂SO₄→N₂O₃+H₂O+KHSO₄. Ангидрид сл азотистой к-ты. N₂O₅ – единств экзотерм оксид азота. В кристалле соль – нитрат нитрония NO₂⁺NO₃^-. Азот не может быть более чем4ех вал – нет эл и ор для этого. Связь в нитрат-ионе трехцентровая пор нецелочисл, но степ ок ост +5. Оксиды ост эл 5 гр. Э₂О₃ и Э₂О₅, на сам деле Э₄О₆ и Э₄О₁₀. При образв оксида фосф (111) происх внедр кислорода по св Р-Р в мол Р₄, а потом к атомам фосфора присоед еще по кисл к каждому. (Р₂О₃) Н₃РО_4. (As₂O₃) H₃AsO₃ As(OH)₃ амф. (Bi₂O₃) Bi(OH)₃ осн. НРО₃-мета, Н₄Р₂О₇ пирро, Н₃РО₄ орто. 1)окисл и восст формы. NO₃^-, но Н₃РО₄; SbO⁺ и ВiO⁺. 2) все вод соед, кроме аммиака разлаг воду 3)растет окисл акт высшей степ окисл – эффект инертной пары, стабил пром степ ок 4)HNO₂-неустойчива, диспропорц (до NO), сильно к-ль и мягкий восст. Стабил в щел ср. 5) фосфор диспропроц в щелочи Р+NaOH→PH₃+NaH₂PO₂. Множ-во фосф к-от, для окисл сост фосф типичеа sp³ гибр с остающейся d-орб для пи связи. При образов кислородных кислот из Р₂О₅ последов рвутся св Р-О, к Р присоед гидроксил от воды, а к О – Н. при этом фосфор всегда пыт сохр sp³ тераэдр из атомов кислорода вокруг себя. Присоед к себе непоср атом водорода, и этот водород уже не отщепл при ионизации. Азотная к-та может восст до N₂,NH₄⁺, NO, NO₂.до N₂ в р-ре восст не идет по кинетич сообр. Восст идет до того прод, чей потенц выше, потенц завис от конц. При конц HNO₃ 1моль/л пойдет восст до NO (наиб потенц). При больших конц восст до NO₂, при средних до NO, при большом разб до NH₄⁺. Галогениды эл 5 гр. У азота и фосфора это галогенангидриды, ковал, гидролиз нацело. Дальше вниз все более ионные галогениды, хотя и сильно гидролизующиеся. BiCl₃ – соль, в сильно разб р-ре гидролиз, давая оксокатион BiO⁺. Сульфиды мышьяка, сурьмы, висмута ПР.