4.4. Тестовые задания

1. Электронное строение атома углерода ₆С:

а) 1s²2s²2p² в) 1s²2s⁰2p⁴

б) 1s²2s¹2p³ г) 1s¹2s¹2p⁴

2. Тип гибритизации атома углерода в молекуле метана СН₄:

а) sp б) sp² в) sp³ г) sp²d

3. Дюралюминий – сплав алюминия содержащий:

а) 0,1-2% С, Si, Mn, S, P в) 4% Cu, 0,5% Mn, 0,5% Mg

б) 1,7% C, Si, Mn, S, P г) 18% Cr, 8% Ni

4. Уравнение, доказывающее кислотные свойства оксида алюминия:

а) Al₂O₃ + 3HOH = 2Al(OH)₃

б) Al₂O₃ + 3KHSO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3KOH

в) Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + HOH

г) Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3HOH

5. 8% массы земной коры составляет самый распространенный металл:

а) железо б) медь в) серебро г) алюминий

6. Природный оксид алюминия:

а) алюмосиликаты б) полевой шпат в) пирит г) глинозем

7. Соль, подвергающаяся необратимому гидролизу:

а) AlCl₃ б) Al₂(SO₄)₃ в) Al(NO₃)₃ г) Al₂S₃

8. Соль, кипячение раствора которой в алюминиевом сосуде приводит к разрушению последнего:

а) KNO₃ б) KCl в) Na₂CO₃ г) NaCl

9. Кварц, горный хрусталь:

а) CaCO₃ б) CaCO₃ · MgCO₃ в) Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O г) K₂O·Al₂O₃·6SiO₂

10. Уравнение, характеризующее окислительные свойства углерода:

а) С + О₂ = СО₂ в) 2С + Са = СаС₂

б) 2С + О₂ = 2СО г) С + CuO = CO₂ + Cu

11. Уравнение качественной реакции обнаружения угольной кислоты:

а) СО₂ + 2Mg = 2MgO + C в) 2C + Ca = CaC₂

б) СО + CuO = CO₂ + Cu г) СО₂ + ВаСО₃ + Н₂О

12. Формула питьевой соды:

а) Na₂SiO₃ б) Na₂CO₃ в) NaHCO₃ г) CaCO₃

13. Уравнение лабораторного синтеза кремния:

а) 2Mg + SiO₂ = 2MgO + Si в) H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

б) SiO₂ + CaCO₃ = CaSiO₃ + CO₂ г) SiO₂ + 2C = Si + 2CO

14. Уравнение получения кремния в промышленности:

а) 2Mg + SiO₂ = 2MgO + Si в) H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

б) SiO₂ + CaCO₃ = CaSiO₃ + CO₂ г) SiO₂ + 2C = Si + 2CO

15. Формула силана:

а) SiH₄ б) SiC в) Si₃N₄ г) Mg₂Si

16. Структура кристаллического кремния аналогична структуре соединения:

а) графита б) алмаза в) карбина г) красного фосфора

Тема 5. Свойства элементов и соединений vа группы

Библиографический список: [2, c. 471–492, конспект лекций]

5.1. Теоретические сведения

р-элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут занимают главгую подгруппу V группы.

В наружной электронной оболочке атомы этих элементов содержат пять электронов, которые имеют следующую электронную формулу: ns²np³ и распределены следующим образом:

ns np

Наличие трех неспаренных электронов в наружной электронной оболочке говорит о том, что в нормальном, невозбужденном состоянии атомы элементов главной подгруппы имеют валентоность III.

В возбужденном состоянии один из s-электронов внешнего слоя переходит на свободную d-орбиталь, что приводит к образованию пяти неспаренных электронов:

ns np nd

Таким образом, для элементов Vа группы в возбужденном состоянии валентность равна V. Исключением является азот, ввиду отсутствия у него d-подуровня. Элементы данной подгруппы проявляют степени окислении: -3, -1, 0, +1, +3, +5.

С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RН₃, проявляя отрицательную степень окисления. С более электроотрицательными элементами, например, с кислородом, они образуют оксиды типа R₂О₅, проявляя тем самым высшую положительную степень окисления (+5).

Это более активные металлоиды, чем четвертая группа. Сверху вниз по подгруппе увеличивается радиусы атомов и ионов, а ионизационные потенциалы уменьшаются, поэтому, увеличиваются металлические и восстановительные свойства. У сурьмы и висмута металлические свойства превалируют над неметаллическими. Наиболее характерным неметаллом относят азот.

Азот составляет около 4/5 атмосферы воздуха, которая состоит на 78,2% из азота, 21% кислорода и 1% инертных газов. Он также входит в состав минералов: NaNO₃- чилийской селитры и KNO₃ – индийской селитры.

Электронная конфигурация азота: 1s² 2s² 2p³

2s 2p

Особенности строения атомов азота N и молекул азота N₂:

1. Атом азота содержит три неспаренных электрона, которые могут участвовать в образовании трех ковалентных связей.

2. Атом азота имеет четыре валентные орбитали, которые могут находиться в sp³ sp² sp - гибридном состоянии. Отсюда, его ковалентность равна 4

3. Атомы азота друг с другом образуют 3 ковалентных связи: одну σ и две π:

Поэтому молекула N₂ –прочна, химически малоактивна (инертна), все реакции с N₂ протекают при T>1000 C. Молекула азота не имеет электрического дипольного момента (связь в ней неполярна), между молекулами азота действуют слабые дисперсионные силы Ван-дер-Ваальса, что является причиной низких температур кипения и плавления, и малой растворимости в воде.

N₂ – инертный газ без запаха и вкуса, мало растворим в воде.

В промышленности азот получают фракционной перегонкой (испарение жидкого воздуха) при Ткип = -195,8^оC и Tкип = -183^о C , при этом раньше испаряется азот, а кислород остается. Азот собирают в баллонах при высоком давлении.

В лаборатории азот чаще всего получают термическим разложением солей аммония:

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂ O

(NH₄)₂Cr₂O₇= N₂ + Cr₂O₃+ 4H₂O

И пропусканием воздуха над раскаленной медью:

2N₂ + O₂ + 2Cu = 2 CuO + 4N₂

При обычных условиях азот реагирует только с литием:

6Li + N₂ = 2Li₃N

При нагревании азот взаимодействует и с другими металлами, образуя нитриды:

3Mg + N₂ = Mg₃⁺² N₂^-3

При очень высокой температуре взаимодействует с кислородом, хлором и фтором:

N₂ + O_{2 эл. заряд} NO

F₂ + N₂ → NF₃

Cl₂ + N₂→ NCl₃

При оптимальных условиях (t = 450⁰С и Р=1000 атм) взаимодействует с водородом, образуя аммиак:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Водородные соединения азота - нитрид азота – H₃N или аммиак - NH₃ (азот имеет степень окисления -3) в промышленности получают путем взаимодействия азота с водородом:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

В лаборатории - путем взаимодействия хлорида аммония с основаниями:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃

Атом азота в NH₃ (H₃N) находится в sp³ гибридном состоянии, на четвертой орбитали находится неподеленная пара электронов; валентный угол H-N-H составляет 107^о, близок к тетраэдрическому (рис. 7).

NH₃ - бесцветный газ, с сильным запахом, хорошо растворим в воде.

Рис. 7. Строение молекулы аммиака.

Наличие заряда на атоме водорода и неподеленной пары электронов у атома азота объясняются следующие особенности химических свойств аммиака:

1. Способность отщеплять и присоединять ион H⁺ (протон):

2NH ₃ NH ₄ ⁺ + NH₂^-

катион аммония амид ион

2. Гидроксид аммония - NH₃∙H₂O - слабое основание (K_b = 1,8∙10^-5) образуется по донорно-акцепторному механизму:

NH₃ + HOH NH₃∙HOH NH₄ ⁺ + OH ^{- t} NH₃ + H₂O

В водных растворах NH₃ существует виде трехмерной структуры, то есть молекула аммиака окружена водой:

H

H-O: H N : H O:

H H H

Аналогично взаимодействие NH₃ с образованием солей:

NH₃ + HCl = NH₄Cl - хлорид аммония

(по донорно - акцепторному механизму).

Соли аммония – белые кристаллические вещества. Хорошо растворимы в воде, подвергаются гидролизу:

NH₄Cl + HOH = NH₃∙H₂O + HCl

слабое сильная

основание кислота

Соли аммония при нагревании легко разлагаются:

(NH₄)₂CO₃ = NH₃ + NH₄ HCO₃

При взаимодействии со щелочью соли аммония легко вступают в реакцию обмена, при этом выделяется аммиак:

NH₄Cl + NaOH = NH₃∙H₂O + H₂O

Две последние реакции являются качественными на соли аммония.

3. Связь N-H в молекуле NH₃ – ковалентная полярная, что объясняет возможность замещения атомов водорода на различные заместители:

- замещение на электроположительные заместители

2NH₃ + Na =t= 2NaNH₂ + H₂

4NaNH₂ =t= 2 Na₂NH + 2NH₃

амид натрия

3Na₂NH =t= 2Na₃N + NH₃

нитрид натрия

Эти реакции указывают на то, что аммиак обладает кислотными свойствами.

- замещение на электроотрицательный заместитель

NH₃ + Cl₂ = NH₂Cl + HCl

хлорамин

4. Наличием неподеленной пары электронов у атома азота можно объяснить способность его к комплексообразованию по донорно-акцепторному механизму:

Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu (NH₃)₄] ²⁺

5. Степень окисления азота в аммиаке равна -3, поэтому он -слабый восстановитель:

4NH₃ + 5O₂ =kat= 4NO + 6H₂O

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂↑ + 6H₂O

3CuO + 2NH₃ = N₂↑ + 2Cu + 3H₂O

NH ₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

Если соль образована сильной кислотой, то продуктом разложения соли является оксид:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

Если соль образована слабой кислотой, то продуктом является N₂:

NH₄NO₂ == N₂↑+ 2H₂O

Таким образом, жидкий аммиак – сильный ионизирующий растворитель. Так, производные аммония NH₄⁺(NH₄Cl) в жидком аммиаке ведут себя как кислоты, а производные NH₂^- (амиды) – как основания.

Гидразин N₂H₄ (пернитрид водорода) бесцветная жидкость

H .. .. H

N – N Валентность азота равна трём,

H H степень окисления -2

Гидразин можно представить как производное аммиака, в котором один водород замещен группой –NH₂.

Получают гидразин путем окисления аммиака гипохлоритом натрия:

2H₃N+NaClO = N₂H₄ + NaCl + H₂O

Химические свойства гидразина:

1. N₂H₄ + HOH = N₂H₅⁺+ OH^- - донорно -акцепторный механизм:

ион гидразиния

2. N₂H₄ + O₂ = N₂ +2 H₂O

3. N₂H₄ + HCl = [N₂H₅]⁺ + Cl^-

4. N₂H₄ + CuSO₄ = [Cu(N₂H₄)₄]SO₄

5. N₂H₄ – сильный восстановитель:

4KMnO₄ +5N₂H₄ + 6 H ₂SO₄ = 5 N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 16H₂O

Гидроксиламин NH₂-OH – белое кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде.

H ..

N O H Валентность азота равна III,

H степень окисления азота -1

Получают восстановлением раствора HNO₃ атомарным водородом:

HNO₃ + 6 H = NH₂OH + 2H₂O

Характерны реакции присоединения H⁺ по донорно – акцепторному механизму:

NH₂OH + HCl = [NH₃OH]⁺ Cl^-

ион – гидроксоламминия

NH₂OH +H₂O = [NH₃OH]⁺ OH ^–

NH₂OH + CuSO₄ = [Cu(NH₂OH)₄]SO₄

Гидроксиламин проявляет окислительные и восстановительные свойства. В кислой среде он окислитель, в щелочной - сильный восстановитель:

2NH₂OH + HOCl = N₂ + HCl + 3H₂O

2NH₂OH – 2е → N₂ + 2Н₂О + 2Н⁺ - восстановитель, процесс окисления

HOCl + 2е → Cl^- + ОН^- - окислитель, процесс восстановления

2NH₄OH + J₂ + 2KOH = N₂ + 2KJ + 4H₂O

2NH₂OH – 2е+ 2ОН^- → N₂ + 4Н₂О - восстановитель, процесс окисления

I₂ + 2e → 2I^- - окислитель, процесс восстановления

2NH₂OH + 4FeSO₄ + 3H₂SO ₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂ SO₄ + 2H₂O

NH₂OH + 2е + 3Н⁺ → NH₄⁺ + Н₂О – окислитель, процесс восстановления

2Fe²⁺ - 2е → 2Fe – восстановитель, процесс окисления

NH₂ OH легко разлагается по механизму самоокисления – самовосстановления (реакция диспропорционирования), является и окислителем и восстановителем:

2NH₂OH = NH₃ + N₂^o + 3H₂O

Нитриды, соединения N₂ с Me:

3Mg + N₂ = Mg₃⁺² N₂^-3

2Al + N₂ = 2AlN

Азотистоводородная кислота – HN₃ H – N^3- = N⁵⁺ ≡ N^3-

Получение: N₂H₄ + HNO₂ = 2H₂O + HN₃↑

По силе азотистоводородная кислота близка к уксусной, а по растворимости солей (азидов) похожа на соляную кислоту. HN₃ – окислитель:

3HNN₂ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Свойства кислородсодержащих соединений азота приедставлены в табл. 18.

Таблица 18