Елементи V- А групи

Ві зверху донизу підгрупи зростають радіуси атомів, тобто віддаленість валентних

Від азоту до вісмуту зростає стійкість сполук із ступенем окиснення 3+ у порівнянні із сполуками 5+.
Збільшення радіусів атомів елементів від азоту до вісмуту призводить до зростання міжмолекулярної взаємодії речовин і переходу їх у конденсований стан:
N2 - газ, а Р, Аs, Sb та Ві - тверді сполуки.

біосфері знаходиться у вільному стані (повітря), а також у складі

Фосфор належить до поширених у природі хімічних елементів. Внаслідок своєї високої хімічної активності у вільному стані не зустрічається. Входить до складу близько двохсот мінералів:

природі і знаходяться в земній корі майже виключно в окис-неному

умов хімічно чистий азот — безбарвний газ, без запаху і

Фосфор відноситься до небагатьох елементів, природні сполуки якого складаються з одного ізотопу. Він має три алотропні модифікації: білий, червоний та чорний.

декілька алотропних модифікацій.
Його пара безбарвна, до температури 800°С містить

на ректифікації зрідженого повітря, яке практично складається з двох компонентів:

2. Розкладанням дихромату амонію:

3. Термічним окисненням аміаку оксидом міді (II):

різкому охолодженні водою у вигляді білого фосфору. Наведена технологія одержання

Арсен одержують відновленням As2O3, який утворюється внаслідок окиснюючого випалу руд деревним вугіллям або коксом:

Термічним розкладом арсенопіриту:

Способи одержання стибію та бісмуту подібні до вищенаведеного:

їх сполук
Азот — типовий неметал, хімічні властивості якого обумовлені будовою

Потрійний зв'язок у N2 має підвищену стійкість також і до реакцій приєднання; це пояснюється неполярністю молекул азоту і їх високим потенціалом іонізації.

реагує з жодним іншим металом або неметалом:
Хімічні властивості
За високих температур,

Найвища активність азоту досягається у плазмі електричного розряду.

N2H4 — гідразин.

рази легший за повітря. При температурі - 33°С зріджується, а

промислових способи фіксації атмосферного азоту — синтезу аміаку.
1. Ціанамідний спосіб

2

2. У 1913 p. було впроваджено метод прямого синтезу аміаку із азоту і водню (Ф.Габер, Німеччина):

У лабораторних умовах аміак одержують шляхом нагрівання солей амонію із лугами:

приєднання, заміщення і окиснення.
1. Найбільш характерні для аміаку реакції приєднання
До

Якщо заміщується один атом водню утворюється сполука, яка має назву

Якщо в молекулі аміаку заміщується два атома водню на метал утворюється сполука, що має назву імід:

При заміщенні трьох атомів водню в аміаку на метал утворюються сполуки, які називаються нітридами. Нітриди утворюються при прожарюванні амідів:

Аміди, іміди та нітриди лужних і лужноземельних металів — активно гідролізують

Сильний окисник N+3

Аміак, як протонний розчинник

продукт окиснення аміаку

виявляє ступені окиснення від 1+ до 5+:
Тверда реч-на
2

оксид азоту (І) розкладається на окремі елементи:
Властивості

азоту, який можна одержати безпосередньо з елементів в електричних розрядах

Одержання

розв. к-а

Проявляє як відновні так і окисні властивості

Властивості

молекулі NО надає їй електронно-донорних властивостей.
Оксид азоту (III). Електронна

Добування

Властивості

Азотиста кислота слабка (К = 4 • 10-5), існує лише у розведених розчинах при низьких температурах.
Солі азотистої кислоти — нітрити більш стійкі і за звичайних умов існують у кристалічному вигляді (KNО2, NaNО2).

найбільше значення має нітрит натрію NaNО2

електронів і, як наслідок, парамагнітні властивості. Цим пояснюється здатність NО2

звичайних умовах):
2. Розкладанням при нагріванні нітратів малоактивних металів:
3. Дією концентрованої

Оксид азоту (IV) можна розглядати як ангідрид двох кислот: азотної і азотистої.

Реакції взаємодії NО2 з водою і лугами свідчать про те, що NО2 може виявляти властивості як відновника, так і окисника.

окиснююча функція для NО2 більш характерна.

дегідратації азотної кислоти за допомогою оксиду фосфору (V):
або при окисненні

N2О5 — біла кристалічна речовина, легко розкладається на оксид азоту (IV) і кисень:

N2О5 — сильний окисник. Оксид азоту (V) — кислотний оксид, ангідрид азотної кислоти. При взаємодії з водою утворює азотну кислоту, а в реакціях з основами — солі азотної кислоти — нітрати.

азотна кислота — безбарвна рідина. Змішується з водою в будь-яких

водень.
Азотна кислота здатна окиснювати як метали, так і неметали.

в об'ємному співвідношенні 1:3 (царська водка). Вона розчиняє такі метали,

Окиснює складні речовини

у воді.
Солі лужних та лужноземельних металів називаються селітрами: NaNО3

у ряду активності металів лівіше магнію, перетворюються у нітрити з

2. Нітрати металів, розміщених у ряду активності між магнієм та міддю, розкладаються з утворенням оксидів металів, азоту (IV) та кисню:

3. Нітрати малоактивних металів, розміщених в ряду активності правіше міді, розкладаються на вільний метал, оксид азоту (IV) та кисень:

є електронним аналогом азоту.
Вона полягає в тому, що фосфор може

Серед усіх алотропних модифікацій найбільш хімічно активним є білий фосфор. При нагріванні фосфор окиснює майже всі метали, утворюючи сполуки, що мають назву фосфіди:

Іонно-ковалентні фосфіди — солеподібні речовини, легко розкладаються водою:

При нагріванні фосфор взаємодіє з галогенами. В залежності від умов реакції, утворюються похідні трьох- і п'ятивалентного фосфору

сульфід фосфору (III), а при надлишку сірки — сульфід фосфору

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє, але утворює дві леткі сполуки: газоподібний при звичайній температурі фосфористий водень — фосфін РН3 (аналог NH3) і рідкий — дифосфін Р2Н4 (аналог N2H4).

гідролізу фосфідів лужних та лужноземельних металів:
Фосфін — безбарвний отруйний газ.

Властивості

Фосфін — сильний відновник. На повітрі він самозаймається і окиснюється до ортофосфорної кислоти:

З розчинів солей важких металів фосфін відновлює вільні метали:

Він також виявляє сильні відновні властивості.
На повітрі згоряє з

Кисневі сполуки фосфору.
У процесі диспропорціонування фосфору у розчинах лугів, поряд з фосфіном, утворюються солі фосфорнува-тистої кислоти — гіпофосфіти, у яких фосфор має ступінь окиснення 1+.

Фосфорнуватиста кислота — безбарвна кристалічна речовина. Ця кислота не має ангідриду, досить сильна незважаючи на наявність трьох атомів водню, одноосновна.

(1+) – проявляє і окисні, і відновні властивості.
Відновні властивості

та окиснюються галогенами, киснем та іншими окисниками:

температурі та нестачі повітря (кисню):
- біла, кристалічна речовина з температурою

Р2О3 — кислотний оксид, ангідрид фосфористої кислоти, який при взаємодії з холодною водою утворює фосфористу кислоту:

Також Н3РО3 добувають

Для фосфористої кислоти відомі дві таутомерні форми:
Валентні орбіталі атома кислотоутворювача

Двохосновна кислота

одержують при повному згорянні фосфору у присутності повітря або кисню:
або
Оксид

фосфорних кислот.
Внаслідок великої хімічної спорідненості Р2О5 до води, він

у яких кількість молекул НРО3 коливається в межах 3—6.
Метафосфорні кислоти мають циклічну будову і відносяться до досить сильних кислот:

У загальному вигляді утворення метафосфорних кислот можна описати таким рівнянням:

n = 3

лабораторних умовах її одержують дією надлишку гарячої води на Р2О5:
або

У промисловості

Екстракційний спосіб — полягає в обробці подрібнених природних фосфатів сірчаною кислотою:

Термічний спосіб — складається з трьох етапів — звичайного термічного відновлення (1500—1600°С) природних фосфатів за допомогою коксу у присутності SіO2 до елементарного фосфору:

спалювання його з утворенням фосфорного ангідриду:

розчинення Р2O5 у воді:

воді; з водою змішується у будь-яких співвідношеннях.
При термічній дегідратації ортофосфорної

усіх поліфосфорних кислот — дифосфорну (пірофосфорну) кислоту Н4Р2О7.
- безбарвні

утворює два типи солей: двозаміщені — кислі — Nа2Н2Р2О7, МgН2Р2O7

Іони мета-, піро-, та ортофосфорних кислот можна відрізнити за реакцією їх із АgNO3:

Іони Р2O74- і (РO3)-n можна відрізнити по їх дії на білок. Під впливом (РО3) -n яєчний білок скипається, а Р2O74- і РO43- на нього не діють.
Як якісну аналітичну реакцію на іон РO43- використовують дію на розчини фосфатів "молібденовою рідиною"