Химические свойства. Все оксиды азота (кроме NO), оксид фосфора (III) и оксиды мышьяка (V), сурьмы (V) и висмута (V) термически неустойчивы

Все оксиды азота (кроме NO), оксид фосфора (III) и оксиды мышьяка (V), сурьмы (V) и висмута (V) термически неустойчивы. Но скорость разложения оксидов азота мала, поэтому они ведут себя как устойчивые.

Оксиды азота (III) и (V) легко разлагаются уже при комнатной температуре, остальные оксиды – при умеренном нагревании. От оксида мышьяка (V) к оксиду висмута (V) термическая устойчивость уменьшается:

N₂O₃ ⇄ NO + NO₂;

2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂ (взрыв);

2N₂O → 2N₂ + O₂ (при > 500°C);

3NO → N₂O +NO₂;

2NO₂ → 2NO + O₂ (при > 500°C);

5Р₄О₆ → 2Р₄ + 3Р₄О₁₀ (при 200°С в присутствии водорода);

Р₄О₆ → (Р₂О₄)_n + Р_{(красный)} (при 250°С, n = 2, 3, 4, 5, 6);

As₂O₅ → As₂O₃ + O₂ (при 500°C);

Bi₂O₅ → Bi₂O₃ + O₂ (при 100°C).

При контакте с раскаленной медью оксиды азота разлагаются, образуя оксид меди (II) и азот.

При низкой температуре оксид азота (IV) димеризуется:

Оксиды азота (I) и (II) с водой не реагируют; оксид азота (IV) при растворении в воде диспропорционирует, аналогично протекает взаимодействием со щелочами: 2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃;

(при комнатной и более высокой температурах реакция протекает по уравнению: 3NO₂ + H₂O ® ® 2HNO₃ + NO);

2NO₂ + 2KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O.

Оксиды азота, фосфора и мышьяка (III) и (V) при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты.

Оксиды сурьмы и висмута (V) растворяются в щелочах, оксид сурьмы (III) – в щелочах и кислотах, а оксид висмута (III) – в кислотах:

Sb₂O₅ + 2KOH + 5H₂O 2K[Sb(OH)₆];

(гексагидроксоантимонат(V) калия)

Sb₂O₃ + 6HCl → 2SbCl₃ + 3H₂O;

Sb₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Sb(OH)₆];

Bi₂O₃ + 6HNO₃ → 2Bi(NO₃)₃ + 3H₂O.

Кислотный характер оксидов выражен тем сильнее, чем меньше порядковый номер элемента и выше его степень окисления: N₂O₅ – наиболее кислотный оксид, Bi₂О₃ – основной. У амфотерного As₂O₃ преобладают кислотные свойства, а у Sb₂O₃ – основные:

As₂O₃ + 6NaOH → 2Na₃AsO₃ + 3H₂O;

As₂O₃ + 6HCl_{(недост.)} → 2AsCl₃ + 3H₂O.

Все оксиды азота – окислители, наиболее сильный из них – N₂O₅:

N₂O₅ + H₂S → N₂ + H₂SO₄ + ½ O₂; N₂O₅ + SO₂ → N₂ + SO₃ + 2O₂

(органические вещества при контакте с ним воспламеняются, металлы окисляются до оксидов). Сильные окислители также Sb₂O₅ и особенно Bi₂О₅. Окислительные свойства N₂O, NO, NO₂ проявляются наиболее сильно при нагревании:

2N₂O + C CO₂ + 2N₂; 10NO + P₄ P₄O₁₀ + 5N₂;

2NO + SO₂ SO₃ + N₂O; 2NO + 2H₂S → N₂ + 2S + 2H₂O;

2NO₂ + 2S 2SO₂ + N₂ (сера горит);

2NO₂ + 2C 2CO₂ + N₂ (углерод горит);

2NO₂ + 8HI → N₂ + 4I₂ + 4H₂O.

Sb₂O₅ – сильный окислитель в кислой среде:

Sb₂O₅ + 10HCl → 2SbCl₃ + 2Cl₂ + 5H₂O.

As₂O₅ восстанавливается при действии сильных восстановителей:

As₂O₅ + 4HI + H₂O ⇄ 2H₃AsO₃ + 2I₂.

Р₄О₆ – восстановитель, легко окисляется кислородом, серой, галогенами; NO, N₂O₃, NO₂, As₂O₃, Sb₂O₃, Bi₂O₃ окисляются при действии сильных окислителей; способность окисляться от оксида мышьяка (III) к оксиду висмута (III) уменьшается. NO легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях. Примеры:

2NO + Hal₂ → 2NOHal (галогенид нитрозила; кроме I₂);

2NO + O₂ → 2NO₂;

2NO + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 2HNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3H₂O;

2NO₂ + F₂ + 2H₂O → 2HNO₃ + 2HF;

P₄O₆ + 2O₂ → P₄O₁₀ (горит);

3As₂O₃ + 4HNO_3(конц.) + 7H₂O → 6H₃AsO₄ + 4NO;

2Bi₂O₃ + 2O₃ → 2Bi₂O₅ + O₂.

NO склонен к комплексообразованию в качестве лиганда:

[Fe(H₂O)₆]SO₄ + NO ⇄ [Fe(H₂O)₅NO]SO₄ + H₂O.

сульфат нитрозилпентаакважелеза(II)

Гидроксиды. Формулы и некоторые свойства гидроксидов элементов подгруппы приведены в табл. 5.7.