ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 22.11.2023
Просмотров: 51
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
NO2 + H2O →HNО2 +HNО3 (без доступа воздуха идет реакция диспропорционирования, образуются азотистая и азотная кислоты),
NO2 + H2O + O2 → HNО3 (в присутствии воздуха азотистая кислота окисляется и образуется только азотная кислота).
Со щелочами реакция проходит аналогично:
NO2 + NaOH → NaNО2 +NaNО3 или
NO2 + NaOH + О2→ NaNО3.
Это значит азот со с.о.+4 диспропорционирует и проявляет и восстановительные и окислительные свойства.
Но более характерными для бурого газа являются окислительные свойства:
C+ NO2 → CO2 + N2 или
SO2 + NO2 → SO3 + NO.
Получение:
1) в промышленности: NO + O2→NO2
2) в лаборатории: Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O или
3) Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2.
N2O5 - оксид азота (V), белое кристаллическое вещество, нестойкое, при н.у. разлагается со взрывом:
N2O5→ NO2 + O2.
Сильный окислитель: воспламеняет органические вещества.
Кислотный оксид: N2O5+ H2O → HNО3
Получение: NO2+ O3 → N2O5+ O2
4
. Азотная кислота и ее соли.HNО3 - азотная (нитратная) кислота. Бесцветная жидкость, tпл.= -42оС, плотность 1,5г/см3, с водой смешивается неограниченно. Раствор в воде с массовой долей кислоты 0,98 называют дымящейся, потому что азотная кислота – летучая жидкость. Но чаще используют концентрированную кислоту ( 63%), она имеет резкий запах и может быть окрашена в бурый цвет. При хранении на свету азотная кислота разлагается: HNО3 → H2O + NO2 + O2
Это одна из самых сильных кислот, она практически полностью диссоциирует в растворах: HNО3↔ H+ + NО3-Как и все кислоты, она взаимодействует с основными оксидами и основаниями:
CaO + HNО3 → Ca(NO3)2 + H2O
NaOH + HNО3 →NaNО3+ H2O;
Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей:
CaCO3 + HNО3 → Ca(NО3)2 + H2O +CO2↑
Азотная кислота – сильнейший окислитель. Она может окислять и металлы, и неметаллы. Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами кроме Au и Pt, но при этом никогда не выделяется водород. Окислителем в этих реакциях является N
+5, поэтому в зависимости от активности металла и концентрации кислоты могут образовываться различные соединения азота.
H
NO3 + Me → Me(NO3)n + H2O + NO2 (NO, N2O, N2, NH4NO3)Например: HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + H2O + NO2
HNO3(разб.) + Cu → Cu(NO3)2 + H2O + NO
Т.е. окисление протекает более активно в разбавленной кислоте, и степень окисления в продуктах восстановления азотной кислоты ниже. В реальности образуется смесь различных соединений азота.
HNO3(конц.) + Zn → Zn(NO3)2 + H2O + N2O
Т.е. чем активнее металл, тем окисление протекает активнее. Реакции способствует нагревание. На холоду концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы (например, алюминий), при этом образуется на поверхности металла очень тонкая и прочная пленка, препятствующая дальнейшему окислению.
Получение азотной кислоты. Производство HNO3 обычно включает следующие стадии:
1) азот получают из воздуха, затем он взаимодействует с водородом (температура 450-500 оС, небольшое повышенное давление около 30 МПа, катализатор - губчатое железо с алюмокалиевыми квасцами):
N2 + H2→ NH3
2) аммиак окисляют в присутствии катализатора Pt
NH3 + O2→ NO + H2O
3) а затем при н.у. NO + О2→NO2
4) NO2 + H2O + O2 → HNО3
Применение азотной кислоты
- производство удобрений (селитры);
- производство красителей, лаков, полимеров и пластмасс, искусственных волокон;
- производство ВВ и лекарств;
-окислитель в ракетном топливе.
Соли азотной кислоты (нитраты) – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы, токсичны. В растворах окислительные свойства не проявляют. При нагревании разлагаются. Ход реакции зависит от положения металла в электрохимическом ряду. Например:
Если Ме стоит до Mg: KNO3 → KNO2 + O2
Если Ме стоит между Mg и Cu: Pb(NO3)2→PbO + NO2+ O2
Если Ме стоит после Cu: AgNO3→ Ag + NO2 + O2
Применение. Большая часть нитратов используется в виде минеральных удобрений (селитры), некоторые соли используют в пиротехнике
, AgNO3 (ляпис) используется в аналитической химии и в медицине.
5. Роль азота в организме и использование соединений азота. Азот входит в состав всех белков и нуклеотидов, а значит и всех БАВ. В составе ферментов, гормонов участвует во всех обменах веществ всех живых организмов. Содержание азота в организме человека 3,1% и для взрослого здорового человека должен соблюдаться азотный баланс. В медицине используется: жидкий азот – эффективное средство для лечения кожных заболеваний; N2O – для анестезии, при предынфарктных состояниях, для профилактики травматического шока; нашатырный спирт (10% водный раствор NH3) раздражает рецепторы дыхательных путей, возбуждает ЦНС, поэтому он используется при обмороках и алкогольных отравлениях; кроме того, аммиак обладает противомикробным действием и используется как моющее и дезинфицирующее средство; NaNO2 –спазмолитическое средство, используется при лечении стенокардии и как антидот; NH4Cl (нашатырь) – используют как мочегонное и отхаркивающее средство.
Круговорот азота в природе. Азот, как и другие химические элементы, в природе находится в постоянном «движении». Это «движение» надо понимать, как превращение одних соединений азота в другие. Атомы азота как бы переходят из одних молекул в другие. Этот переход иногда называют биогенной миграцией, т.к. в ней принимают участие живые организмы.6. Фосфор как химический элемент.
Положение в ПС: №15, 3 период,5 группа, главная подгруппа, Аr = 31. Состав атома: 15p, 15e-, 16n. Заряд ядра +15, три электронных слоя: 2e-, 8е-, 5e-. Электронная формула 1s2 2s2 2p63s23p3, радиус атома фосфора больше, чем у азота.
На внешнем слое 5 электронов, слой не завершён, но близок к завершению, => у него достаточно высокая ЭО, он - неметалл, но неметаллические свойства он проявляет в меньшей степени, чем азот. На внешнем уровне фосфор имеет три e- неспаренные, поэтому характерная валентность (III); но наличие свободных 3d-орбиталей делает возможным переход s -электрона на эти орбитали и появление пяти неспаренных e-, и тогда у фосфора возможна валентность (V). Она для фосфора очень выгодна энергетически. Как неметалл фосфор имеет отрицательную с.о. -3, она проявляется в соединениях с металлами – фосфидах. ЭО фосфора практически равно ЭО водорода (2,1 по Полингу), поэтому говорить о степени окисления фосфора в водородном соединении сложно, большинство авторов приписывают (-) фосфору. Положительные с.о. фосфор проявляет в соединениях с кислородом и большинством неметаллов (+3, +5). Наиболее устойчивы и распространены в
природе соединения фосфора имеют с.о. +5.
Р
аспространение элемента в природе: 0,1% по массе на Земле. В свободном состоянии (в виде простого вещества) фосфор не встречается, но известно множество неорганических и органических соединений фосфора. Из неорганических минералов важнейшим является фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит, который кроме фосфата кальция содержит еще CaCl2 или CaF2. Фосфор –макроэлемент и органоген, его содержание в организме человека - 3,1% по массе, он входит в состав белков (фосфопротеины), липидов (фосфолипиды) и нуклеотидов (ДНК, РНК, АТФ) и , кроме того, костная ткань позвоночных содержит большое количество Ca3(PO4)2.Фосфор как простое вещество. Для фосфора характерна аллотропия, т.е. существует несколько простых веществ, образованных элементом фосфором.
Белый фосфор Р4: твердое вещество, бесцветное и прозрачное, у него молекулярная кристаллическая решетка, плавится при 44,1оС, на холоду хрупок, при 20оС режется ножом, плотность 1,8 г/см3. На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится в темноте, отсюда и название элемента, которое означает «светоносный». Белый фосфор может даже самовоспламеняться при комнатной температуре, и даже горит под водой. Поэтому белый фосфор хранят без доступа воздуха, под водой, т.к. он в воде не растворяется. Белый фосфор очень ядовит!
Черный фосфор Р∞: твердое вещество темно-серого цвета, полимерная модификация, имеет слоистую кристаллическую решетку, плотность 2,7 г/см3, внешне похож на графит, но является полупроводником. Р4 → Р∞ при 200оС и 12000атм. Самовоспламеняется черный фосфор при температуре больше 400оС. Не ядовит.
Существует несколько форм красного фосфора, т.е. структура красного фосфора окончательно не установлена, предполагают полимерное строение, цепочки из пирамидок Р4. В зависимости от способа получения красного фосфора его плотность от 2 до 2,4 г/см3 и температура плавления от 585 до 600оС. Самовоспламеняется он при температуре примерно 250оС. Не ядовит.
Х
имические свойства
: неметалл, химически активен (белый и красный), может быть и окислителем, и восстановителем.
Как окислитель фосфор взаимодействует с металлами, а с водородом он не взаимодействует.
Na + P → Na3P P0 +3е- → P-3
Как восстановитель фосфор ведет себя с активными неметаллами:
P + O2 →P2O5 P0 – 5е- → P+5 P + Cl2 → PCl3 P0 – 3е- → P+3
Получение: в электропечах при более 1000оС
Ca3(PO4)2 + С +SiO2 → P + CaSiO3 + CO
Применение:
1). Белый фосфор – зажигательные смеси (напалм).
2). Красный фосфор – спички, фосфорорганические вещества.
7. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.
Фосфин H3P- бесцветный газ с запахом чеснока, очень ядовит. Фосфин H3P нельзя получить прямым синтезом из простых веществ, его получают косвенным путем, при гидролизе фосфидов. Фосфин в воде растворяется, но основными свойствами (как аммиак) практически не обладает. На воздухе фосфин самовоспламеняется с образованием фосфорной кислоты (оксид + вода). Фосфиды металлов легко разлагаются водой и в природе не существуют. Можно сделать вывод, что отрицательная степень окисления для фосфора не устойчива и такие соединения с большого практического значения не имеют.
8. Оксиды фосфора.
P2O3 – оксид фосфора (III), получается при медленном окислении фосфора или при недостатке кислорода. Это твердое вещество белого цвета, плавится при 23,8оС. Это кислотный оксид, при растворении в воде образует фосфористую кислоту Н3РО3. И фосфористая кислота и оксид фосфора (III) легко окисляются кислородом воздуха до соответствующих соединений фосфора (V).
P2O5 - оксид фосфора (V), образуется при горении фосфора. Это твердое белое вещество, жадно впитывающее в себя воду (гигроскопичное). При этом образуется метафосфорная кислота, а затем и ортофосфорная. Т.е. оксид фосфора — это кислотный оксид. P2O5 может взаимодействовать со щелочами и основными оксидами.
P2O5 + Н2О → НРО3 – метафосфорная кислота, ее соли метафосфаты. Эти соли ядовиты, они входят в смеси, которые используют для смягчения воды системах отопления. В растворах с течением времени происходит реакция: НРО