Caractéristiques générales. Azote, phosphore, arsenic dans les organismes, leur rôle biologique. Azote. Raisons de la faible activité de l'azote moléculaire. Propriétés chimiques. Ammoniac. Structure électronique. Équilibre dans le système ammoniac-eau. Propriétés chimiques. Propriétés réductrices de l'ammoniac, influence de la nature du comburant sur la profondeur d'oxydation de l'ammoniac. Hydrazine, propriétés chimiques. Hydroxylamine, OVD. Oxydes d'azote, leur structure électronique, leurs propriétés chimiques. Acide nitreux, nitrites, leur OVD. Acide nitrique, sa structure électronique, formation d'une liaison électronique à trois centres, covalence de l'azote. Interaction avec les métaux et les non-métaux.
Phosphore. Propriétés chimiques, réaction de dismutation. Phosphine. Composés du phosphore avec des états d'oxydation positifs. Acides phosphoriques, leurs propriétés chimiques. La structure de l'acide hypophosphoreux, de l'acide phosphoreux, leurs OVD, les réactions de dismutation.
Phosphates dihydrogène, hydrophosphates et phosphates, hydrolyse.
Éléments du sous-groupe Arsenic. caractéristiques générales. Renforcement des propriétés métalliques dans la série phosphore - bismuth. Interaction avec les acides. Connexions avec CO négatifs. Détermination de l'arsenic par la méthode Marsh. Composés oxygénés. Propriétés acido-basiques des hydroxydes. Acides arsénique et arsénique, arsénites, arséniates. OVR des arsénites, arséniates. Acide d'antimoine et ses sels. Sels de bismuth (III et V) en OVR. Instabilité du CO (+5) dans le bismuth.
Éléments du groupe VIa
Caractéristiques générales. Le soufre, ses propriétés chimiques. OVD, réaction de disproportion. Composés soufrés (II). Sulfure d'hydrogène, production, propriétés acides et réductrices. Sulfures de métaux et non-métaux, leur solubilité et hydrolyse. Composés soufrés (VI). Anhydride sulfurique, son
capacité à subir des réactions d'addition. Acide sulfurique. Propriétés acides et oxydantes. Thiosulfate, préparation, propriétés réductrices, réaction qualitative à l'ion thiosulfate.
Éléments du groupe VII
Caractéristiques générales. Propriétés particulières du fluor en tant qu'élément le plus électronégatif. Substances simples, leur activité chimique. Composés d'halogènes avec de l'hydrogène. Solubilité dans l'eau. Propriétés acides et réductrices. Halogénures métalliques, leur solubilité, relation avec les acides, ammoniac. Ions halogènes comme ligands dans des composés complexes. Halogènes à CO positifs. Oxydes de chlore et acides correspondants. Sels d'acides contenant de l'oxygène. Hypochlorite, ses propriétés réductrices. Poudre blanchissante. Chlorates, bromates, iodates, leurs propriétés oxydantes, réaction de dismutation. Décomposition thermique des chlorates. Acide perchlorique. Perchlorates.
Section VI. Liste de questions pratiques. (Question n°3 de la fiche d'examen)
Quelle est la valeur du critère d'apparition spontanée du processus ? Comment le calculer ? Donne un exemple.
Les solutions 2N de glucose et de chlorure de calcium sont-elles isotoniques ? Pourquoi?
Comment améliorer et supprimer pratiquement l’ionisation d’une solution électrolytique faible ?
Comment cuisiner 100 cm 3 5% solution de chlorure de sodium, ayant 1% et 20% de solutions ?
Par l’action de quels facteurs l’équilibre du système d’ammoniac hydraté peut-il être modifié ?
Comment supprimer l'ionisation dans une solution d'acide acétique ?
Comment préparer pratiquement une solution aqueuse de chlorure d'étain (II), de chlorure de bismuth (III) à partir de sel sec ?
Quelles réactions peuvent prouver la dualité redox du peroxyde d’hydrogène ?
À l’aide d’une série de réactions, prouver les propriétés oxydantes du bichromate de potassium
Comment un changement de pH (réaction moyenne) affecte-t-il les propriétés oxydantes du permanganate de potassium ?
Fe(OH)3, Cu(OH)2, AI(OH)3 peuvent-ils être dissous dans l’ammoniac ?
Comment détruire un ion complexe ?
Comment convertir AgCI en solution ? Motivez votre réponse en comparant les constantes correspondantes.
Est-il possible de détruire le complexe ion + ? Justifiez votre réponse
Quelles réactions peuvent être obtenues à partir de CuS0 4 :
a) oxyde de cuivre (I)
b) oxyde de cuivre (II)
c) iodure de cuivre (I)
Comment empêcher l’oxydation d’une solution de fer (II) ?
Quelles réactions chimiques montrent une diminution des propriétés réductrices dans la série Fe(OH) 2 -Co(OH) 2 - Be(OH) 2
Comment obtenir Fe(OH) 3, Co(OH) 3, Ni(OH) 3 à partir de E(OH) 2 ?
Quelles réactions peuvent être utilisées pour détecter les ions fer (II) et fer (III) en solution ?
32,0 propriétés redox du dioxyde de manganèse.
Que se passe-t-il avec la solution KMp0 4 en position debout ?
Quel est le rapport entre KMP0 4 et la calcination ?
Quels produits sont obtenus de la réduction du permanganate de potassium en fonction de la réaction du milieu ?
Comment obtenir de l’acide borique ?
Comment obtenir du borax ?
Réaction qualitative à l'ion borate.
Comment obtenir du sol, gel d'acide silicique ? Qu'est-ce que le gel de silice ?
Quel est l’effet désinfectant de l’eau de Javel ?
Comment enlever une tache d'iode sur un tissu blanc ?
Dans quoi peut-on dissoudre l’iode cristallin ?
Comment obtenir du thiosulfate de sodium ?
Qu’arrive-t-il à l’ion thiosulfate dans l’air ?
Quelles réactions peuvent être utilisées pour prouver les propriétés réductrices du thiosulfate de sodium ?
Réaction qualitative à l'ion thiosulfate.
Comment distinguer S0 4 2- de S0 3 2-
Comment évolue l’état d’oxydation de l’ammoniac en fonction de la nature de l’agent oxydant ? Donnez des exemples d'équations de réaction.
Quels métaux sont passivés par concentration НN0 3 ? Quelle est la chimie de ce processus ?
Pourquoi le HN0 3 est-il un acide oxydant fort ?
Comment préparer pratiquement une solution aqueuse de Snl 4. Dans ICI 3, du Pb(N0 3) 2 provenant du sel sec ?
Pourquoi une bouteille de sel sec SnCI 4 « fume » lorsqu’elle est ouverte à l’air humide ?
Pourquoi en appliquant conc. H 2 S0 4 pour le sucre, y a-t-il un noircissement et un gonflement de ce dernier ?
Comment le dil interagit-il ? Icônes H 2 S0 4 avec des métaux ?
Est-il possible d'obtenir HCI, HBr, HI par une réaction d'échange entre le sel correspondant et l'acide sulfurique ? Confirmez votre réponse avec les équations de réaction appropriées.
Pourquoi, quand le chrome est dissous dans acide hydrochlorique est-ce du chlorure de chrome (II), pas du chrome (III) ?
Pourquoi une solution aqueuse d’ammoniaque a-t-elle une réaction alcaline ?
Sous-groupe principal du groupe V du système périodique D.I. Mendeleïev comprend cinq éléments : les éléments p typiques, l'azote N, le phosphore P, ainsi que des éléments similaires de longue durée, l'arsenic As, l'antimoine Sb et le bismuth Bi. Ils ont un nom commun pnictogènes. Les atomes de ces éléments possèdent 5 électrons au niveau externe (configuration P. s 2 P. page 3).
Dans les composés, les éléments présentent des états d'oxydation de -3 à 5. Les degrés les plus caractéristiques sont +3 et +5. L'état d'oxydation de +3 est plus typique du bismuth.
En passant de N à Bi, le rayon atomique augmente naturellement. À mesure que la taille des atomes augmente, l’énergie d’ionisation diminue. Cela signifie que la connexion des électrons du niveau d'énergie externe avec le noyau des atomes s'affaiblit, ce qui entraîne un affaiblissement des propriétés non métalliques et une augmentation des propriétés métalliques dans la série allant de l'azote au Bi.
L'azote et le phosphore sont des non-métaux typiques, c'est-à-dire formateurs d'acide. L'arsenic est plus prononcé propriétés métalliques. L'antimoine présente des propriétés non métalliques et métalliques à peu près dans la même mesure. Le bismuth se caractérise par une prédominance de propriétés métalliques.
Le rayon ionique augmente naturellement de N à Bi, mais il est beaucoup plus petit que celui atomique. Cela est dû au fait que les électrons externes sont situés à une distance significative du noyau par rapport aux électrons externes, et lorsqu'un atome perd des électrons externes et devient un ion, le rayon de l'ion est proportionnellement inférieur au rayon de l'ion. atome. La densité augmente naturellement.
L'irrégularité de l'évolution des propriétés (Tm et Tbp) est due à la particularité de la structure du réseau cristallin. Si l'azote est un gaz, alors le dernier élément du groupe est dans un état solide d'agrégation.
DANS réseau cristallin les molécules de phosphore blanc sont liées par des forces intermoléculaires (forces de Van der Waals), et comme elles sont très faibles, le phosphore blanc se décompose facilement en molécules sous l'influence de diverses influences (température, solvant). Pour cette raison, il fond facilement à 44°C en un liquide incolore et bout à 275°C.
Pour les éléments qui ne présentent pas de propriétés métalliques, il n’existe pas de potentiels électroniques standards.
Structure électronique de l'externe niveaux d'énergie les atomes d'azote et de phosphore sont les suivants :
L'atome d'azote possède trois électrons non appariés. Par conséquent, la valence de l’azote est de trois. En raison de l’absence de sous-niveau d au niveau externe, ses électrons ne peuvent pas être séparés. Cependant, suite à l’interaction donneur-accepteur, l’azote devient tétravalent.
Les atomes de phosphore et les éléments ultérieurs du groupe VA ont des orbitales libres au sous-niveau d et, lorsqu'ils passent à un état excité, les électrons 3s seront séparés. À l'état non excité, tous les éléments du groupe 5A ont une valence de 3, et à l'état excité, tous, à l'exception de l'azote, ont une valence de cinq.
Les éléments de ce groupe forment des composés hydrogène gazeux (hydrures) de type EN 3, dans lesquels leur état d'oxydation est -3.
Ammoniac NH 3
PH 3 phosphine
Cendre 3 arsine
Stibine SbH 3
BiH 3 bismuthine
Gaz AsH 3 , SbH 3 avec odeur désagréable, se décompose facilement. Extrêmement toxique.
Dans les composés oxygénés, les états d'oxydation +3 et +5 sont les plus typiques pour les éléments du groupe VA. L'état d'oxydation de +3 est plus typique du bismuth.
Tous les éléments du groupe VA possèdent des oxydes tels que E 2 O 5 et des hydroxydes NEO 3 ou H 3 EO 4, qui ont des propriétés acides. De plus, ils sont caractérisés par des oxydes du type E 2 O 3 et les hydroxydes correspondants NEO 2 ou H 3 EO 3 ; ils ont des propriétés acides dans l'azote et le phosphore, dans l'arsenic et l'antimoine ils sont amphotères et dans le bismuth ils présentent un caractère de base.
La formation d'halogénures de type EG 3 (trihalogénures) est également caractéristique, qui (à l'exception du NF 3) sont hydrolysés selon le schéma suivant :
EG 3 + 3H 2 O = H 3 EO 3 + 3NG
ECl 3 + H 2 O = H 3 EO 3 + 3HCl
mais en présence d'acide halohydrique, les halogénures d'antimoine et de bismuth s'hydrolysent pour former des halogénures, par ex.
SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl
Le groupe SbO + est appelé antimonyle et le composé SbOCl est appelé chlorure d'antimoine. Pour le phosphore, l'arsenic et l'antimoine, les pentafluorures EF 5 sont connus, et pour le phosphore et l'antimoine, les pentachlorures ECl 5 sont connus.
L'arsenic et l'antimoine ont un certain nombre de formes allotropiques. Les formes métalliques les plus stables sont le gris (As) et le blanc argenté (Sb). Ce sont des substances fragiles qui se transforment facilement en poudre. Le bismuth est un métal blanc argenté avec une teinte rose à peine perceptible.
Les composés As, Sb, Bi sont toxiques. Les composés As 3+ (AsH 3 - arsine) sont particulièrement dangereux.
Chimie de l'azote
L'azote (lat. nitrogèneium) à l'état libre est un gaz incolore et inodore. L'azote est le principal composant de l'atmosphère terrestre (78,09 % en volume ou 75,6 % en masse, soit un total d'environ 4 10 15 tonnes). Nous vivons dans une atmosphère d’azote, modérément enrichie en oxygène et en petites quantités d’autres éléments chimiques.
Dans l'espace, il se classe au 4ème rang après l'hydrogène, l'hélium et l'oxygène. Dans les organismes vivants, il peut atteindre 0,3 % sous forme de composés. Les plantes, recevant l'azote du sol sous forme de sels minéraux, l'utilisent pour synthétiser des protéines, des vitamines et d'autres substances vitales.
L'azote est un organogène, au même titre que le carbone, l'hydrogène et l'oxygène, les éléments que l'on retrouve le plus souvent dans la matière organique. Toutes les parties les plus importantes des cellules (protoplasme et noyau) sont constituées de substances protéiques. Sans protéines, il n’y a pas de vie, et sans azote, il n’y a pas de protéines.
L'azote libre est un peu plus léger que l'air. Il est peu soluble dans l'eau. La force de la molécule d'azote est grande. Même à 3 300°C, seule une molécule de N 2 sur des milliers se décompose en atomes. Par conséquent, l’azote libre dans des conditions normales est inerte pour la grande majorité des substances. Pour que l'azote puisse entrer réaction chimique, nécessite une activation préalable de ses molécules par chauffage, irradiation, action d'un catalyseur ou autre moyen.
Parmi les métaux, l'azote libre ne réagit dans des conditions normales qu'avec le lithium, formant du nitrure :
6Li + N2 = 2Li3N
Avec Na, Ca, Mg, la réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée. L'azote n'interagit avec l'oxygène que lors d'un arc électrique (ou lors d'une décharge de foudre dans l'atmosphère) :
N2 + O2 = 2NO
La réaction avec l'hydrogène se produit lorsqu'il est chauffé (t ≈ 450-500 0 C), sous pression et en présence d'un catalyseur
N2 + 3H2 = 2NH3
En faisant passer de l'azote à travers du coke chaud, vous pouvez obtenir (dicyan) - un composé d'azote avec du carbone N ≡ C - C ≡ N. L'azote libre ne réagit pas avec d'autres non-métaux à l'exception du bore.
La raison de l'inertie de l'azote moléculaire est la covalence extrêmement forte liaison non polaire. Deux atomes d'une molécule sont maintenus ensemble par une liaison σ et deux liaisons π. Ceux. les liaisons dans la molécule d'azote sont inégales. Il faut beaucoup de temps pour décomposer une molécule d'azote en atomes. un grand nombre deénergie:
N 2 = 2N ∆H 0 = 946 kJ/mol
La structure de la molécule N 2
Réception N 2
Dans l'industrie - en liquéfiant l'air avec libération de fractions azotées.
En laboratoire, décomposition du nitrite d'ammonium ou de l'azoture de sodium
NH 4 NON 2 = N 2 + 2 H 2 O
2 NaN 3 = 3 N 2 + 2 Na
ou 2NH 3 + 3Br = N 2 + 6 HBr
Le groupe V A comprend les éléments suivants : azote N, phosphore P, arsenic (As), antimoine (Sb) et bismuth (Bi).
Ils ont tous un nom commun pnictogènes(dérivé des personnages éléments chimiques phosphore P et azote N) et appartiennent aux éléments p.
Dans la nature, les pnictogènes se trouvent principalement sous forme liée, c'est-à-dire font partie de divers composés. Les exceptions sont l'azote et le bismuth.
Sous la forme d'une substance simple N 2, l'azote constitue la majeure partie de l'atmosphère (≈ 78 % en volume), et le bismuth est présent en petites quantités à l'état natif.
Parmi les éléments du groupe V A, le phosphore est le plus répandu sur Terre. Sa teneur dans la croûte terrestre est d'environ 0,08 % en poids. Il est suivi par l'azote (≈ 0,04 % en masse), qui se classe ≈ 20e en abondance parmi tous les éléments. L'arsenic, l'antimoine et le bismuth sont beaucoup moins courants dans la nature. Leur fraction massique dans la croûte terrestre est respectivement de 5 ∙ 10 -4%, 4 ∙ 10 -5% et 2 ∙ 10 -5%.
L'azote et l'antimoine sont constitués de deux isotopes stables, tandis que le phosphore, le bismuth et l'arsenic n'en sont qu'un.
Propriétés chimiques. Propriétés rédox et acido-basiques de l'azote, du phosphore, de l'arsenic.
Avec l'hydrogène, les éléments du groupe VA forment des composés gazeux de la forme :
En raison de la plus petite différence de négativité électronique Connexion R-H dans les éléments de ce groupe, il est moins polaire et plus fort que les liaisons de composés similaires avec l'hydrogène des halogènes et des chalcogènes. Par conséquent, les composés hydrogènes des pnictogènes n'ont pas de propriétés acides et n'éliminent pas les ions H + dans une solution aqueuse. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ils peuvent au contraire attacher l'ion H + à eux-mêmes via un mécanisme donneur-accepteur, présentant ainsi les propriétés fondamentales suivantes :
RH 3 + H 2 O = RH 4 + + OH‾
Cependant, cette réaction n'est typique que pour NH 3. La phosphine (PH 3) ne peut fixer un ion hydrogène que dans des solutions d'acides forts. Pour les composés hydrogènes d'autres éléments du sous-groupe, de telles réactions ne se produisent pratiquement pas.
La stabilité thermique des composés hydrogènes d'un groupe diminue de haut en bas. L'arsine (AsH 3), la stibine (SbH 3) se décomposent facilement lorsqu'elles sont légèrement chauffées pour former des substances simples. La bismutine (BiH 3) est instable même dans des conditions normales, elle est assez difficile à obtenir et a donc été peu étudiée.
Les composés hydrogènes des éléments du groupe VA sont de puissants agents réducteurs, notamment BiH 3 , et ont des propriétés toxiques.
Avec l'oxygène, les pnictogènes forment des oxydes de forme R 2 O 3 et R 2 O 5. Le caractère acide de ces oxydes diminue dans le groupe de haut en bas. Ceci est particulièrement caractéristique des oxydes du type R 2 O 3 : N 2 O 3, P 2 O 3 – oxydes d'acide, As 2 O 3 – oxyde amphotère avec une prédominance propriétés acides, Sb 2 О 3 est un oxyde amphotère à prédominance de propriétés basiques, Bi 2 О 3 est un oxyde basique. Ce schéma de changements dans l'acidité des oxydes s'explique par une augmentation des propriétés métalliques et une diminution des propriétés non métalliques des éléments du groupe de haut en bas.
Le sous-groupe principal du groupe V comprend l'azote, le phosphore, l'arsenic, l'antimoine et le bismuth. L'azote, le phosphore et l'arsenic sont des non-métaux, l'antimoine et le bismuth sont des métaux. Selon la structure de la couche électronique externe des atomes, ce sont des éléments p typiques :
N 2s 2 2p 3,
P. 3s 2 3p 3 3j 0,
Comme 3d 10 4s 2 4p 3 4j 0,
Sb 4d 10 5s 2 5p 3 5d 0,
Bi 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 6d 0.
Complet analogues électroniques sont As, Sb et Bi - leurs atomes ont la même configuration électronique de l'extérieur n calque et précédent (n-1)d coquilles. Cependant, les potentiels d'ionisation de I 5 sont si élevés qu'il n'existe pas d'ions simples E 5+ pour tous les éléments du sous-groupe principal du groupe V. Par conséquent, les propriétés chimiques de P, As, Sb et Bi sont déterminées uniquement par la structure de la couche électronique externe. Trois électrons non appariés dans le sol et cinq dans des états excités par valence permettent à ces éléments de présenter les valences III et V. Grâce à la paire d'électrons ns 2 et au sous-niveau nd vacant, la valence des éléments peut également être IV et VI. L'antimoine et le bismuth dans les composés complexes signifient grandes tailles leurs atomes peuvent avoir une valence VII et VIII, par exemple dans les complexes fluorés K 2 et K 3 .
En raison de l'absence de sous-niveau d, l'atome d'azote ne peut pas avoir un état excité avec cinq électrons non appariés, sa valence dans les composés ne dépasse donc pas IV. Les propriétés chimiques de l'azote sont très différentes de celles des autres éléments du groupe. Ses petites orbitales s et p de valence sont capables de former des orbitales hybrides sp 3 -, sp 2 - et sp avec une densité électronique élevée. Dans le même temps, les orbitales p non impliquées dans l'hybridation, comme dans le cas de l'atome de carbone, peuvent participer à la création de liaisons p fortes avec des atomes d'éléments légers (B, C, O, N), c'est-à-dire liaisons doubles et triples. Dans un certain nombre de composés, les liaisons P sont renforcées en raison du transfert presque complet de l'un des électrons S de l'atome d'azote vers l'atome voisin. Cet état de l'azote avec quatre électrons non appariés peut être désigné par N +. L'azote N+ est capable de former quatre liaisons à deux électrons via un mécanisme d'échange avec des atomes d'O, C et N, par exemple dans HNO 3, HN 3, HCNO, etc., où l'état d'oxydation de l'azote est formellement +5. Les composés azotés (+5) diffèrent par leurs propriétés chimiques des composés similaires du phosphore et de l'arsenic.
Des valeurs élevées d'électronégativité des éléments (tableau 1) permettent d'expliquer les états d'oxydation négatifs dans les composés avec plus d'éléments électropositifs, et les états d'oxydation positifs dans les composés avec plus d'éléments électronégatifs :
N-3, -2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5 ;
P-3, -2, 0, +1, +3, (+4), +5 ;
Comme -3, 0, +3, +5 ;
Sb, Bi-3, 0, +3, (+4), +5.
La stabilité des composés dans les états d'oxydation inférieurs diminue dans le groupe allant de l'azote au bismuth, et la stabilité des composés dans l'état d'oxydation +5 diminue lors du passage du phosphore à la fois à l'azote et au bismuth. Composés d'azote (+5) et de bismuth (+5) - agents oxydants forts.
Tableau 1: Quelques propriétés des éléments p du groupe V
| Propriété | N | P. | Comme | Sb | Bi |
| Rayon atomique, nm | 0,074 | 0,110 | 0,121 | 0,140 | 0,146 |
| Rayon ionique E 3– , nm | 0,146 | 0,184 | 0,198 | 0,221 | |
| Potentiel d'ionisation I 1 , eV | 14,58 | 10,49 | 9,82 | 8,64 | 12,25 |
| Affinité électronique, eV | –0,20 | 0,80 | 1,07 | 0,94 | 0,95 |
| Électronégativité (Pauling) | 3,07 | 2,06 | 2,20 | 1,82 | 1,67 |
| Point de fusion, 0 °C | –210 | 44,2 blanc | 630,5 | ||
| Point d'ébullition, 0 °C | –195,8 | ||||
| Densité, g/cm 3 | 0,879 once liquide. | 1,82 blanc | 5,72 | 6,69 | 9,79 |
| Contenu dans la croûte terrestre, % en poids | 0,023 | 0,04 | 1,0∙10 –4 | 5×10 –6 | 5×10 –6 |
| Nombre de masse d'isotopes naturels | 14,15 | 32,33,34,35 | 74,76,77,78,80,82 | 120,122, 123,124 125,126, 128,130 | 208,209, |
ns 2 np 3.
AZOTE et ses composés
Dans la nature, on le trouve sous forme libre (teneur dans l'air - 78 % en volume), sous forme de minéraux (salpêtre), dans l'huile, dans les protéines végétales et animales.
Dans des conditions normales, le N 2 est un gaz incolore, inodore et insipide.
kip. = -195,8°C.
Production d'azote :
a) dans l'industrie - liquéfaction de l'air,
b) en laboratoire : NH 4 NO 2 ® N 2 + H 2 O.
Propriétés chimiques de l'azote et de ses composés.
L'activité chimique de l'azote moléculaire est très faible, car grâce à la triple liaison covalente, la molécule est très forte (liaison E = 946 kJ/mol). Cependant, de nombreux composés différents sont connus pour l'azote, dans lesquels il présente les états d'oxydation -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.
Composés azotés avec états d'oxydation négatifs.
3
1)NH 3 – ammoniac– un gaz incolore à l’odeur âcre, facilement liquéfiable.
Production d'ammoniac :
a) N 2 + 3H 2 « 2NH 3 (Kat : Fe, Al 2 O 3, K 2 O)
b) 2NH 4 CI + Ca(OH) 2 = CaCI 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Propriétés chimiques de l'ammoniac :
a) NH 3 + H 2 O « NH 4 OH ( concentration maximale = 25%)
b) NH 3 + HCI « NH 4 CI (mécanisme don.-acc. : NH 3 + H + = NH 4 +)
c) la combustion se produit différemment selon la quantité d'oxygène :
4NH 3 + 3O 2 (semaine) = 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5О 2(g) = 2NO+ 6H 2 O
d) dans l'OVR, l'ammoniac est toujours un agent réducteur :
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
2) NH 4 OH – hydroxyde d'ammonium- base faible, instable, forme bien des composés complexes (ammoniac) :
Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = (OH) 2 + 4H 2 O
3) Sels d'ammonium :
a) les solutions dues à l'hydrolyse ont une réaction légèrement acide :
NH 4 CI + HON « NH 4 OH + HCI (NH 4 + + HON « NH 4 OH + H +)
b) la décomposition thermique des sels d'ammonium se déroule différemment selon la nature de l'anion : si l'anion est un oxydant, alors la réaction de décomposition est irréversible :
NH 4 CI « NH 3 + HCI
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
4) Amides se forment lorsque les atomes d'hydrogène de l'ammoniac sont remplacés par du métal :
2K + 2NH 3 = 2KNH 2 + H 2
5) Nitrures connus pour les métaux et les non-métaux et, selon leur nature, se décomposent différemment :
a)Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
Ca 3 N 2 + 6HCI = 3CaCI 2 + 2NH 3
b)CI 3 N + 6HCI = 3HCIO + NH 3
État d'oxydation - 2
N 2 H 4 – hydrazine(diamide) est un liquide incolore, un bon solvant, moins stable que l'ammoniac.
Préparation de l'hydrazine :
2NH 3 + NaCIO = N 2 H 4 + NaCI + H 2 O
Propriétés chimiques de l'hydrazine :
N 2 H 4 + H 2 O « + +OH -
H 2 O « 2+ +OH -
b) Brûle en azote : N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O
c) Agent réducteur fort : N 2 H 4 + 2H 2 O 2 = N 2 + 4H 2 O
État d'oxydation - 1
NH 2 OH – hydroxylamine, une substance cristalline blanche, occupe une position intermédiaire entre H 2 O 2 et l'hydrazine N 2 H 4.
Préparation d'hydroxylamine :
HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O
Propriétés chimiques de l'hydroxylamine :
UN) Solutions aqueuses– bases faibles :
NH 2 OH + H 2 O « + +OH -
b) Les sels d'hydroxylammonium (stables) sont donnés avec des acides :
NH 2 OH + HCI = + + CI -
c) Se décompose (réaction de disproportion) :
3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O
d) Comme H 2 O 2, selon l'environnement il présente une dualité rédox :
d'accord: 2NH 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O
restauré : 2NH 2 OH + I 2 + 2KOH = N 2 + 2KI + 4H 2 O
Les composés azotés les plus importants avec s positif. O.
État d'oxydation + 3
1) N2O3- le monoxyde d'azote (III) ou « anhydride nitreux » est un liquide bleu-vert instable :
a) N 2 O 3 ® NO 2 (gaz brun avec une odeur âcre) + NO (gaz incolore) ;
b) forme un acide instable avec l'eau : N 2 O 3 + H 2 O « 2 HNO 2
2) HNO2– acide nitreux (force moyenne) :
HNO 2 « H + + NO 2 - (K = 5,1 . 10 -4).
3) Nitrites- sel acide nitreux, comme d'autres composés N +3 dans les réactions redox, présentent une dualité :
d'accord: KNO 2 + NH 3 = N 2 + H 2 O
restauré : KNO 2 + H 2 O 2 = KNO 3 + H 2 O
État d'oxydation maximal + 5
1) N2O5- l'oxyde nitrique (V) ou « anhydride nitrique » est une substance cristalline incolore ; Dissous dans l'eau, il donne de l'acide.
2) HNO3– acide nitrique, fort : HNO 3 ® H + + NO 3 - .
3) Nitrates– les sels d'acide nitrique :
a) en laboratoire, vous pouvez obtenir du N 2 O par la réaction de décomposition thermique : NH 4 NO 3 ® N 2 O + H 2 O ;
b) les nitrates métalliques, selon la position du métal dans la série d'activités, se décomposent différemment :
à gauche Mg : nitrate ® nitrite + O 2
Mg-Cu : nitrate ® oxyde métallique + NO 2 + O 2
à droite Cu : nitrate ® métal + NO 2 + O 2 .
4) tous les composés N +5 sont des agents oxydants forts ; interaction de l'acide nitrique avec les métaux :
a) aucun métal ne libère d'hydrogène à partir de HNO 3 ;
b) à la normale par rapport aux métaux Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt sont passivés ;
c) lorsqu'il est chauffé, il interagit avec la plupart des métaux, et plus le métal est actif et plus l'acide est dilué, plus la réduction de N +5 est forte :
inactif Meh: Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Cu + 8HNO 3(dil.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
actifs. Meh: 4Ca + 10HNO3(conc.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Ca + 12HNO3 (dilué) = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Ca + 9HNO 3 (ultra dil.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 3 (ou NH 4 NO 3) + 3H 2 O
PHOSPHORE et ses composés
On le trouve dans la nature : a) sous forme de minéraux (phosphorites et apatites), b) dans les protéines végétales et animales, c) dans les tissus cérébraux et les os.
Propriétés physiques
Allotropène :
UN) phosphore blanc(P 4) – structure tétraédrique, toxique, brille dans le noir, soluble dans le sulfure de carbone ; pendant le stockage, il se transforme progressivement en phosphore rouge, il est donc stocké sous l'eau ;
b) phosphore rouge(P 2 n – polymère) – il existe plusieurs formes de structure, non toxiques, insolubles dans le sulfure de carbone, stables au stockage, moins réactives ;
V) phosphore noir– structure pyramidale, en couches, semblable au graphite, semi-conducteur.
Obtention du phosphore :
Le minéral phosphorite est calciné avec du coke et du sable :
Ca 3 (PO 4) + 5C + 3 SiO 2 = 3CaSiO 3 +2P +5CO
Propriétés chimiques du phosphore et de ses composés.
L'activité chimique du phosphore varie en fonction de sa modification allotropique. Principaux états d'oxydation : -3, +1, +3, +5.
1) Réactions du phosphore avec des substances simples :
propriétés réparatrices : a)P + O 2 ® P 2 O 3, P 2 O 5;
b)P + CI 2 ® PCI 3, PCI 5 ; c) 2P + 3S ® P 2 S 3
propriétés oxydantes : a) 2P + 3H 2 ® 2РН 3, b) 2P + 3Ca ® Ca 3 P 2
2) Réactions du phosphore avec des substances complexes :
a) la réaction avec l'eau ne se produit pas,
b) 2P + 5H 2 SO 4 (conc.) ® 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,
c) P + HNO 3 (conc.) ® H 3 PO 4 + NO (ou NO 2).
3)État d'oxydation minimum - 3
UN) PH3– la phosphine, un gaz toxique à l'odeur d'ail,
allumé : 2РH 3 + 4О 2 = Р 2 О 5 + 3H 2 O,
avec certains acides il donne des sels de phosphonium : РH 3 + HI = РH 4 I
b) phosphures métalliques– composés ionocovalents
Mg 3 P 2 + 6 H 2 O = Mg(OH) 2 + 2РН 3,
Ca 3 P 2 + 6HCI = CaCI 2 + 2PH 3.
4)État d'oxydation + 1
H 3 PO 2 ou H[PO 2 H 2 ] – acide hypophosphoreux, fort ; les sels sont des hypophosphites, très solubles, de bons agents réducteurs.
5)État d'oxydation + 3
a) P 2 O 3 – anhydride de phosphore, a plusieurs modifications (P 2 O 3) n, cristaux toxiques incolores ;
b) H 3 PO 3 ou H 2 [PO 3 H] – acide phosphoreux, force moyenne ;
c) les sels de phosphite, solubles uniquement dans les métaux alcalins (K 2 [PO 3 H]),
PCI 3 + CI 2 = PCI 5,
PCI 3 + O 2 = PCI 3,
PCI 3 + HCI ® N.
6)État d'oxydation maximal +5
a) P 2 O 5 – anhydride de phosphore, poudre blanche, a une modification (P 2 O 5) 2, un puissant agent déshydratant : P 2 O 5 + 2H 2 O = 2HPO 3 ;
b) HPO 3 - méta, H 4 P 2 O 7 - pyro, H 3 PO 4 - acide orthophosphorique, force moyenne ;
c) les sels méta-, pyro-, orthophosphate ;
d) les halogénures sont assez actifs :
PCI 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCI,
RF 5 + HF = N.
CARACTÉRISTIQUES GÉNÉRALES DU SOUS-GROUPE
7 N, 15 P, 33 As, 51 Sb, 83 Bi. Dans le sous-groupe de haut en bas, les propriétés métalliques augmentent naturellement, ce qui est cohérent avec les valeurs des états d'oxydation présentés par les éléments des composés, ainsi qu'avec certaines propriétés physiques. Bien que l'allotropie de P, As et Sb crée certaines difficultés lors de la combinaison des propriétés physiques dans un seul tableau :
Tableau 11
Propriétés des éléments du cinquième groupe, le sous-groupe principal
Propriétés chimiques
1. Une variété de composés sont produits à partir de substances simples, présentant différentes natures rédox :
a) propriétés réparatrices
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (ou PCl 5) ;
4As + 5O 2 = 2As 2 O 5 ;
2Bi + 3Cl2 = 2BiCl3.
b) Propriétés oxydantes
2P + 3Ca = Ca3P2 ;
2As + 3Mg = Mg3As 2.
2. Ils réagissent différemment avec les acides selon la nature de l'élément du sous-groupe :
2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O ;
3As + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 AsO 4 + 5NO ;
3Sb + 5HNO 3 = 3HSbO 3 + 5NO + H 2 O ;
2Sb + 6H 2 SO 4 conc. = Sb 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O ;
Bi + 4HNO 3 = Bi(NO 3) 3 + NON + 2H 2 O.
Il faut rappeler que les éléments du sous-groupe arsenic apparaissent après l'hydrogène dans la série d'activités.
3. L'hydrolyse des composés se produit de différentes manières :
a) PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl ;
BiCl 3 + H 2 O ® BiOCl ¯ + 2HCl.
(SbCl 3) (SbOCl)
b) NaNO 2 + H 2 O Û HNO 2 + NaOH ;
K 3 PO 4 + H 2 O Û K 2 HPO 4 + KOH;
K 3 AsO 4 + H 2 O Û K 2 HAsO 4 + KOH.
4. Les modifications des propriétés acido-basiques des éléments se manifestent de différentes manières
Tableau 12
Les composés les plus importants d'éléments du cinquième sous-groupe
5. La capacité rédox des composés dépend du degré d'oxydation de l'élément :
UN) E-3- les agents réducteurs
2NH 3 + 6KМnO 4 + 6KOH = 6K 2 MnO 4 + N 2 + 6H 2 O ;
2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O.
agents oxydants:
2KNO 2 + 4H 2 S = 3S + N 2 + K 2 S + 4H 2 O
E +3 2BiCl 3 + 3SnCl 2 + 18KOH = 2Bi + 3K 2 SnO 3 + 12KCl + 9H 2 O.
les agents réducteurs:
10KNO 2 +4KМnO 4 +11H 2 SO 4 =10HNO 3 +4MnSO 4 +7K 2 SO 4 +6H 2 O
V) E +5 – agents oxydants
Na 3 SbO 4 + 2NaJ + H 2 SO 4 = Na 3 SbO 3 + J 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.
Éléments du groupe 6. (Chalcogènes)
La structure de la coque électronique : ... ns 2 np 4.
8 O, 16 S, 34 Se, 52 Te, 84 Po (radioactif).
OXYGÈNE et ses composés
L'élément le plus répandu sur Terre : 21 % (en volume) dans l'air, fait partie du H 2 O, des minéraux et des substances organiques.
Propriétés physiques
Existe sous forme de substances :
a) « oxygène » O 2 – un gaz sans couleur, sans goût, sans odeur, non toxique ; t° bouillir. = -183°C; ;
b) « ozone » O 3 – un gaz bleu avec une odeur âcre, toxique, un oxydant très puissant ; t° bouillir. = -111,8°C.
Propriétés chimiques
1. Dans une seule réaction, l’oxygène est un agent réducteur :
O 2 + 2F 2 = 2DE 2 ().
2. Dans tous les autres cas, l'oxygène est un agent oxydant, surtout s'il est à l'état atomique :
a) Oxydation de substances simples
2H 2 + O 2 = 2H 2 O;
S + O 2 = SO 2;
2Ca + O2 = 2CaO.
b) Oxydation de substances complexes
R 2 O 3 + O 2 = R 2 O 5;
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ;
2PCl 3 + O 2 = 2POCl 3.
c) Combustion de substances inorganiques complexes
2H 2 S + O 2 insuffisant = 2S + 2H 2 O ;
2H2S + 3O2g. = 2SO 2 + 2H 2 O.
d) Combustion de substances organiques
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O ;
C 2 H 5 OH + 3O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O.
SOUFRE et ses composés
Trouvé dans la nature sous forme native ; sous forme de minéraux (sulfures, sulfates) ; dans l'huile; en protéines.
Propriétés physiques
Dur, fragile, couleur jaune, insoluble dans H 2 O, mais soluble dans le sulfure de carbone et l'aniline. Allotropique : soufre rhombique (forme a) ; monoclinique (b - soufre); plastique, etc. La modification la plus stable est a (t° pl. » 113°C), on lui attribue la composition S 8.
Propriétés chimiques
Les composés, présentant différents degrés d'oxydation, ont des capacités rédox différentes.
Tableau 13
Les composés soufrés les plus importants
1. Le soufre, interagissant avec des composés complexes, modifie son état d'oxydation de différentes manières :
a) S + 2H 2 SO 4 conc. = 3SO 2 + 2H 2 O ();
b) S + 6HNO 3 conc. = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O ();
c) 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
réaction de disproportion
2. Connexions S-2
UN) H2S– du sulfure d’hydrogène, un gaz toxique avec une odeur oeufs pourris, agent réducteur fort : 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O ;
H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S.
b) Solution H 2 S – acide faible
H 2 S Û N + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).
c) Sels – sulfures ; les sels de métaux alcalins et alcalino-terreux sont très solubles et s'hydrolysent ; les sulfures de métaux p et d sont pratiquement insolubles.
G) Sulfures exposition de métaux principal nature:
K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH;
Exposition de sulfures non métalliques acide nature:
SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S.
d) Thiosols: semblable aux sels ordinaires dans lesquels les atomes O sont remplacés par S :
Na 2 S + CS 2 = Na 2 CS 3 – thiocarbonate de sodium ;
Na 2 CS 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 CS 3
instable
e) Polysulfures: le soufre, comme l'oxygène dans les peroxydes, peut former des sels : solution Na 2 S + ´S = Na 2 S n - polysulfure de sodium (contient des ponts sulfure - S - S - S - S -).
3. Connexions S+4
a) SO 2 – dioxyde de soufre avec une odeur âcre, toxique ;
b) Solution SO2 – acide sulfureux H 2 SO 3, force moyenne
H 2 SO 3 Û H + + HSO 3 - (K 1 = 1,3 × 10 -2) ;
c) Sels – sulfites, bien hydrolysés
Na 2 SO 3 + H 2 O Û NaHSO 3 + NaOH.
d) Dans les réactions redox, tous ces composés présentent une dualité :
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O;
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
e) chlorure de thionyle : SOCl 2
SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.
4. Connexions S+6
UN) SỐ 3– l'anhydride sulfurique ; agent oxydant allotropique et puissant. Réagit très vigoureusement avec l'eau
SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 + 89,1 kJ/mol;
b) H2SO4 – acide sulfurique, liquide huileux incolore ; fort.
H 2 SO 4 conc. – agent oxydant très puissant ; papier carbonisé, sucre, bois :
C + 2H 2 SO 4 conc. = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.
Individuellement, son comportement avec les métaux :
aux températures ordinaires, il n'interagit pas avec de nombreux métaux (« passive » Cr, Fe, Al, Zn, ...) ;
à des niveaux élevés, il réagit avec presque tous les métaux à l'exception de l'Au et du Pt.
C'est un très bon agent déshydratant car... avec l'eau forme des hydrates H 2 SO 4 × nH 2 O :
V) Sels: moyen – K 2 SO 4 (sulfates) ;
acide – KHSO 4 (sulfates d'hydrogène);
vitriol – CuSO 4 × 5H 2 O ; ZnSO 4 × 7H 2 O;
alun – sels doubles, hydrates cristallins
KAl(SO 4) 2 × 12H 2 O; NH 4 Fe(SO 4) 2 × 12H 2 O.
G) Oléum– une solution de SO 3 dans H 2 SO 4, alors que la réaction se produit partiellement
2SO 3 + H 2 O = H 2 S 2 O 7 acide pyrosulfurique.
d) Chlorure de sulfuryle SO2Cl2
SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.
e) Acides peroxosulfuriques– contiennent des ponts peroxydes
H 2 SO 5 – peroxomonosulfure,
H 2 S 2 O 8 – peroxodisulfure ;
agents oxydants puissants.
et) Thiosulfates– contiennent du soufre dans différents degrés oxydation : S +6 et S -2 ; en raison de la présence de S-2, les composés sont de puissants agents réducteurs.
Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + S + Na 2 SO 4.
L'acide correspondant H 2 S 2 O 3 (thiosulfurique) est instable :
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3.
Éléments du groupe 7a. (Halogènes )
La structure de la coque électronique : ... ns 2 np 5.
9 F, 17 Cl, 35 Br, 53 J, 85 At (radioactif). À l’état libre, ils existent sous forme de molécules diatomiques.
Propriétés physiques
Toxique, avec une odeur âcre F 2 – gaz jaune pâle, point d'ébullition. = -188,2 °C ;
Cl 2 – gaz vert-jaune ; t° bouillir. = -34,1°C;
Br 2 – liquide rouge ; t° bouillir. = 59,2°C;
J 2 – cristaux violets ; t° bouillir. = +185,5°C.
Propriétés chimiques
1) Le plus actif est F 2, même le verre et l'eau brûlent dans son atmosphère :
2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2;
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
2) Les halogènes en amont (en tant qu'agents oxydants plus puissants) remplacent ceux en aval de divers composés :
F 2 + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl 2 (Br 2, J 2).
3) Lorsque les halogènes sont dissous dans des solutions aqueuses et alcalines, des réactions de dismutation se produisent ; En fonction de la température, différents produits de réaction sont obtenus :
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO;
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;
4) Halogénures d'hydrogène– ce sont tous des gaz incolores (HF, du fait des liaisons hydrogène, forme des associés H x F x).
Dans la série : HF – HCl – HBr – HJ, la force d’adhésion diminue et les propriétés réductrices augmentent :
MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O ().
5) Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, des acides forts sont obtenus ; L'HJ est le plus fort (à l'exception de l'acide fluorhydrique faible :
H 2 F 2 Û H + + HF 2 -)
6) Halogènes les éléments ont un caractère acido-basique différent, qui se manifeste :
a) dans les réactions d'hydrolyse
AlCl 3 + H 2 O Û AlOHCl 2 + HCl;
PBr 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HBr.
b) dans les réactions de formation complexes
2NaF + SiF 4 ® Na 2 ;
pour un certain nombre de ligands F - ; Cl- ; Br - ; J - la stabilité des complexes diminue.
7) Halogènes dans des états d'oxydation plus élevés
a) oxydes : Cl 2 O ; (ClO2)2; (ClO3)2; Cl207;
b) acides : HClO ; HClO2 ; HClO3; HClO4;
pour un certain nombre d'acides ®, la force augmente, pour les acides et leurs sels de la même série, les propriétés oxydantes diminuent.
c) les acides et leurs sels se décomposent lorsqu'ils sont chauffés :
d) composés entre halogènes : beaucoup d'entre eux sont connus ; La composition correspond à la position des éléments dans le tableau périodique (des éléments plus électronégatifs apparaissent à la fin des formules) :
ClF, BrF, JF ; ClF3, JF3; ClF5, ClOF3; BrF 7, JO 3 F, etc.;
sont de nature acide : JF 7 + 4H 2 O = 7HF + HJO 4 ;
ClO 3 F + 2NaOH = NaClO 4 + NaF + H 2 O.
Questions pour consolider le matériel :
1.Quelle substance se forme lorsque l'arsenic réagit avec du concentré acide nitrique– une)Аs(NON 3) 3 ? b)H 3 AsO 4 ? c) Comme 2 O 3 ?
2.Quelle substance réagit avec un acide concentré pour libérer du chlore libre – a)CaC1 2 ? b)MnO2 ? c) CrC1 3 ?