N P As Sb Bi

По пять электронов на s р орбиталях внешнего энерг. уровня. Радиусы атома от азота к висмуту возрастают, что приводит к паднию прочности в соеднениях. Энергия ионизации и электроотрицатльнбость в ряду N P As Sb Bi уменьшается, усидиваются металлические свойства. Степени окисления (-3) - (+5) N -3,0,1,2,3,4,5 P As Sb -3 0 3 5 Bi 0 3 5

Св-ва Азота. При нормальных условиях азот это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде В жидком состоянии (темп. кипения -195,8 °C) – бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. При контакте с воздухом поглощает из него кислород. При -209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью. Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения эндотермичны, энтальпия их образования отрицательна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии. Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + N2 > 2Li3N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N2 > Mg3N2,

2B + N2 >2BN,

Св-ва фосфора. Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов. Св-ва Мышьяка. Представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета. Мышьяк используется для легирования сплавов свинца, идущих на приготовление дроби, так как при отливке дроби башенным способом капли сплава мышьяка со свинцом приобретают строго сферическую форму, и кроме того, прочность и твёрдость свинца возрастают. Св-ва Сурьмы. Сурьма в свободном состоянии образует серебристо-белые кристаллы с металлическим блеском, плостность 6,68 г/см?. Напоминая внешним видом металл, кристаллическая сурьма обладает большей хрупкостью и меньшей тепло- и электропроводностью Св-ва Висмута. В рудах находится как в форме собственных минералов, так и в виде примеси в некоторых сульфидах и сульфосолях других металлов. В мировой практике около 90% всего добываемого висмута извлекается попутно при металлургической переработке свинцово-цинковых, медных, оловянных руд и концентратов, содержащих сотые и иногда десятые доли процента висмута.

 

16. В водородных соединениях - (-3)/ Обычно газообразные вещества с резким запахом. Температуры кипения и плавления растут от фосфина к стиину. Аммиак - эксклюзивный, сука. Высокие температуры кипения и плавления, легко сжижается. Эти свойства объясняются повышенной энергией взаимодействия между его молекулами вследствие образования водородных связей. По мере увеличения размера атома элемента прочность сязи убывает, что приводит к понижению термической устойчивости. Процесс разложения - с обр. простых вв

2NH3=N2+3H2

Температура разложения падает с уменьшением устойчивости водородных молекул. Аммиак вз со многими слабыми кислотами, фосфин - только с самыми сильными. Арсин осноные свойства не проявляют при нормальных условиях, а у стибина не онаружены. Являются сильными восстановителями, восст. активность растёт от аммиака к стибину

 

17. NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде. В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения(tкип. —33,35°С) и плавления(tпл. —77,70°С), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а так же тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами.Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH3 + H+ > NH4+

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH3 + H2O > NH4+ + OH-; Ko=1,8*10-5

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO3 > NH4NO3

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2-, называются амидами, NH2- — имидами, а N3- — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН- и NH2-, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH2 + H2O > NaOH + NH3

CaNH + 2H2O > Ca(OH)2 + NH3^

Zn3N2 + 6H2O > 3Zn(OH)2 + 2NH3^

и в спиртах:

KNH2 + C2H5OH > C2H5OK + NH3

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

MNH2 > M+ + NH2-

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы. При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H20

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O

На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH4Cl > 3Cu + 3H2O +2HCl + N2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин:

2NH3 + NaClO > N2H4 + NaCl + H2O

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот). С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

NH3 + CH3Cl > CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)

С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование). При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

CH4 + NH3 + 1,5O2 > HCN + 3H2O

В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента. Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их амминокомплексов: CuSO4 + 4NH3 > [Cu(NH3)4]

Ca(NO3)2 + 6NH3 > [Ca(NH3)6](NO3)2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зеленой в светло-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Соли аммония — соли, содержащие одновалентный ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):

NH4Cl - NH4+ + Cl-

Разложение при нагревании:

а)если кислота летучая

NH4Cl > NH3^ + HCl

NH4HCO3 > NH3^ + Н2O+ CO2

б)если анион проявляет окислительные свойства

NH4NO3 > N2O^ + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 > N2^ + Cr2O3+ 4Н2O

С кислотами (реакция обмена):

NH4)2CO3 + 2НCl > 2NH4Cl + Н2O + CO2 ^

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- > 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2 ^

CO32- + 2H+ > Н2O + CO2 ^

C солями (реакция обмена):

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 > BaSO4 v + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- > BaSO4 v + 2NH4+ + 2NO3-

Ba2+ + SO42- > BaSO4 v

Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая:

NH4Cl + Н2O - NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O - NH4OH + H+

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

NH4Cl + NaOH > NaCl + NH3 ^ + Н2O

 

18. Оксид азота(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла.

NH4NO3 > N2O^ + 2Y2O

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой: NH2SO2OH + HNO3 (73 %) > N2O^ + SO2(OH)2 + H2O.

Относится к несолеобразующим оксидам. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

N2O + H2 > N2^ + H2O;

N2O + C > N2^ + CO^.

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:

5N2О + 8KMnO4 + 7H2SO4 > 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O.

При нагревании N2O разлагается: N2O > 2N2^ + O2^.

С водой не взаимодействует Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. NO — несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:

N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж

NO можно получить по реакциям:

FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.

При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:

2NO + O2 > 2NO2

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

2NO + Cl2 > 2NOCl (нитрозилхлорид).

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

2SO2 + 2NO > 2SO3 + N2^.

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже?101 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.

50%-ю азот кисл и твёрдый оксид мышьяка(III):

2HNO3 (50 %) + As2O3 > NO2^ + NO^ + HAsO3.

N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:

N2O3 - NO2 + NO.

При 25 °C содержание N2O3 в смеси газов составляет около 10,5 %. Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован. Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:

N2O3 + H2O - 2HNO2.

При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:

N2O3 + 2KOH > 2KNO2 + H2O.

Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей. NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом. В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре ниже?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4, при температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет из себя красно-бурую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2. В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь: Cu + 4HNO3 (конц.) > Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O. Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность: 2Pb(NO3)2 > 2PbO + 4NO2^ + O2^. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:

2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;

10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);

Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

SO2 + NO2 > SO3 + NO^.

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования): 2NO2 + H2O - HNO3 + HNO2.

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:

3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя): 4NO2 + 2H2O + O2 - 4HNO3.

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.

Применение.

В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах. N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив. Получают:

1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 посредством P2O5:

2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;

12HNO3 + P4O10 > 4H3PO4 + 6N2O5;

2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:

4AgNO3 + 2Cl2 > 4AgCl + 2N2O5 + O2^;

3) Путём взаимодействием оксида азота(IV) с озоном:

2NO2 + O3 > N2O5 + O2^.

Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:

2N2O5 > 4NO2^ + O2^ + Q.

Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

N2O5 + H2O - 2HNO3.

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.

Вредное воздействие

Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьезную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.

 

19. HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Получается при каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (метод Габера) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой 4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O

2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется, в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) > KHSO4 + HNO3^

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды. Применение:

. в производстве минеральных удобрений;

. в военной промышленности;

. в фотографии — подкисление некоторых тонирующих растворов;

. в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).

Свойства

1.Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства сильных кислот, в водных растворах она диссоциирует по следующей схеме:

HNO3 H+ + NO3–,

безводная кислота: 2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.

Постепенно, особенно на свету или при нагревании азотная кислота разлагается, при хранении раствор становится коричневатым из-за диоксида азота: 4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.

2.Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами.Разбавленная азотная кислота со щелочными и щелочноземельными металлами, а также с железом и цинком образует соответствующие нитраты, нитрат аммония или гемиоксид азота в зависимости от активности металла и воду: 4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,

С тяжелыми металлами разбавленная кислота образует соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид азота, а в случае более сильного разбавления азот:

5Fe + 12HNO3(оч. разб.)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,

3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Концентрированная азотная кислота при взаимодействии со щелочными и щелочными металлами образует соответствующие нитраты, воду и выделяется гемиоксид азота:

8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Такие металлы как железо, хром, алюминий, золото, платина, иридий, тантал концентрированная кислота пассивирует, т.е. на поверхности металла образуется пленка оксидов не проницаемая для кислоты. Другие тяжелые металлы при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуют соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид или диоксид азота:

3Hg + 8HNO3(хол.)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

Hg + 4HNO3(гор.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,

Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.

3.Азотная кислота способна растворить золото, платину и другие благородные металлы, но в смеси с соляной кислотой. Их смесь в отношении три объема концентрированной соляной кислоты и один объем концентрированной азотной кислоты называют “царской водкой”. Действие царской водки заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора, который соединяется с металлами:

HNO3 + HCl ® Cl2 + 2H2O + NOCl,

2NOCl ® 2NO + Cl2.

Царская водка способна растворить золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более соляной кислоте:

Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O,

HCl + AuCl3® H[AuCl4];

3Pt + 4HNO3 + 12HCl ® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCl + PtCl4® H2[PtCl6].

4.Неметаллы также окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, разбавленная кислота выделяет оксид азота: 3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO,

концентрированная кислота выделяет диоксид азота: S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,

азотная кислота способна также окислять некоторые неорганические соединения:

3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитраты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны. В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-. При комнатной температуре преобладает транс-изомер

Хим. св-ва

В водных растворах существует равновесие: 2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO2:

3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.

HNO2 немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, КМпО4) окисляется в HNO3:

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;

5HNO2 + 2HMnO4 > 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;

HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl. Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей. Получение:

N2O3 + H2O 2HNO2,

NaNO2 + H2SO4 (0° C)® NaHSO4 + HNO2

AgNO2 + HCl ® AgCl + HNO2

Свойства солей

Все нитраты хорошо растворимы в воде. С повышением температуры их растворимость сильно увеличивается. При нагревании нитраты распадаются с выделением кислорода. Нитраты аммония, щелочных и щелочноземельных металлов называют селитрами, например NaNO3 - натриевая селитра (чилийская селитра), KNO3 - калиевая селитра, NH4NO3 - аммиачная селитра. Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600°C), зачастую с разложением. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов с выделением кислорода (а при длительном нагревании ступенчато разлагаются на оксид металла, молекулярные азот и кислород, ввиду чего являются хорошими окислителями). Нитраты металлов средней активности разлагаются при нагревании до оксидов металлов с выделением диоксида азота и кислорода.

Нитраты самых малоактивных металлов (благородные металлы) разлагаются в основном до свободных металлов с выделением диоксида азота и кислорода. Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты. Нитриты. Нитрит — соль азотистой кислоты HNO2. Нитриты термически менее устойчивы, чем нитраты. Применяются в производстве азокрасителей и в медицине

 

20. Пары оксида фосфора(V) имеют состав P4O10. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма и орторомбическая О-форма, а также одна стабильная орторомбическая О-форма. Молекулы P4O10 (Н-форма) построены из 4 групп PO4 в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгорается (360оС) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO4, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О'-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (~580оС) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360 оC. P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

P4O10 + 6H2O (ж) > 4H3PO4 (-177 кДж)

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;

4HClO4 + P4O10 > (НРО3)4 + 2Cl2O7.

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

P4O10 + RC(O)NH2 > P4O9(OH)2 + RCN

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

P4O10 + RCO2H > P4O9(OH)2 + [RC(O)]2O

Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

P4O10 + 8PCl3 + O2 > 12Cl3PO

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции. Оксид фосфора (III) Р2O3 (Р4О6) — воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 23,8°С, хорошо растворим в органических растворителях. Очень ядовит. Получают при горении фосфора в условиях ограниченного доступа кислорода:

4Р+3O2=2Р2О3

По химическим свойствам Р2О3 является кислотным оксидом: при взаимодействии с водой при комнатной температуре образует фосфористую кислоту:

Р2O3+3Н2O=2Н3РO3

Но достаточно небольшого нагревания, чтобы вместо гидратации шел окислительно-восстановительный процесс:

В реакции с щелочами образует соли: 4NaOH+Р2О3=2Na2HPO3+Н2О

Оксид фосфора (III) обладает восстановительными свойствами: окисляется кислородом до Р2О5: Р2O3+O2=Р2O5

Строение молекулы - тетраэдрическое. Фосфорноватистая кислота H3PO2 — сильная одноосновная кислота. Бесцветное твердое вещество, растворимое в воде, спиртах и диоксане.Фосфорноватистую кислоту получают по в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O > 2РH3 + 3Ва(Н2PO2)2

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой:

Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 > BaSO4 + 2H3PO2

Соли фосфорноватистой кислоты называются гипофосфитами. Они хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и фосфорноватистая кислота являются энергичными восстановителями, особенно в кислой среде. Наибольшее практическое значение имеет их способность восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Сu и др.) до свободного металла. Сама кислота H3PO2 при этом окисляется до фосфористой кислоты H3РО3:

Ni2+ + 2H2PO2– + 2H2O > Ni0 + 2H2PO3– + Н2 + 2H+

Соли фосфорноватистой кислоты также используются для приготовления лекарственных препаратов. H3PO3, средняя двухосновная кислота.Безводная фосфористая кислота – бесцветные гигроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы При нагревании до 250°С безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислоту и водород.

4H3РО3 > 3H3PO4 + РH3

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты. Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3 Ортофосфорная - неорганическая кислота с химической формулой H3PO4, которая при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. При температуре выше 213 °C она превращается в пирофосфорную кислоту H4P2O7. Очень хорошо растворима в воде. H3PO4 — трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например НClO4, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности — образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)4]·(ClO4). Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3

Качественной реакцией на ион РО43- является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 2HNО3 = (NH4)3PMo12O40·6H2O + 21NH4NO3 + 6Н2О

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O (дигидрофосфат натрия)

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O (гидрофосфат натрия)

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O (фосфат натрия)

 

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) — слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) — щелочную.

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

NaH2PO4 = NaPO3 + H2O

2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O

Фосфаты при прокаливании не разлагаются, исключение составляет (NH4)3PO4.

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

 

21.Фосфорную кислоту получают из фосфорита:

Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4

Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора: PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl

Или взаимодействием с водой оксид фосфора(V), полученного сжиганием фосфора в кислороде:

P2O5+3H2O=2H3Po4

С водой реакция идет очень бурно, поэтому оксид фосфора(V) обрабатывают нагретым до 200° С концентрированным раствором ортофосфорной кислоты. Используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали), для исследований в области молекулярной биологии. Применяется также для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Образует на обработанной поверхности защитную плёнку, предотвращая дальнейшую коррозию. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках. Применение ортофосфорной кислоты в сельском хозяйстве. в звероводстве (в частности, при выращивании норок) используют выпойку р-ра ортофосфорной кислоты для профилактики повышенного рН желудка и мочекаменной болезни. Все дигидрофосфаты хорошо расторимы, а гидро - и фосфаты - как правило, хуёво, ибо это соли щелочных металлов. В водных расворах эти соли гидролизируются. И создают в р-рах щёлочную среду. Ионы Н2РО4- и НРО4- образуют фосфатную буферную систему крови, которая поддерживает постоянное значение рН в крови. в плазме - 7.4, в эритроцитах - 7.25 В основе действия - кислотно-основное равновесие

Н2РО4+Н2О=НРО4+Н3О

Фосфатная буферная система крови имеет более высокую ёмкость по кислоте

 

22. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа. Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,892 %) и 13С (1,108 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (?-излучатель, Т?= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Аллотропнеые модификации: графит алмаз карбин лонсдейлит фуллерены углеродные нанотрубки графен аморфный углерод уголь техуглерод сажа Полиморфизм - способность твердых веществ и жидких кристаллов существовать в двух или нескольких формах с различной кристаллической структурой и свойствами при одном и том же химическом составе. Типичный пример полиморфных форм - модификации углерода (алмаз, лонсдейлит, графит, карбины и фуллерены), которые резко различаются по свойствам. Наиболее стабильной формой существования углерода является графит, однако и другие его модификации при обычных условиях могут сохраняться сколь угодно долго. При высоких температурах они переходят в графит. В случае алмаза это происходит при нагревании выше 1000 oС в отсутствие кислорода. Обратный переход осуществить гораздо труднее. Необходима не только высокая температура (1200-1600 oС), но и гигантское давление - до 100 тысяч атмосфер. Превращение графита в алмаз проходит легче в присутствии расплавленных металлов (железа, кобальта, хрома и других). Монооксид. Молекула CO, так же, как и изоэлектронная ей молекула азота, имеет тройную связь. Так как эти молекулы сходны по строению, то и свойства их также схожи — очень низкие температуры плавления и кипения, близкие значения стандартных энтропий и т. п. В рамках метода валентных связей строение молекулы CO можно описать формулой:C?O:, причём третья связь образована по донорно-акцепторному механизму, где углерод является акцептором электронной пары, а кислород — донором.

1. Образуется при горении углерода или соединений на его основе (например, бензина) в условиях недостатка кислорода:

2C + O2 > 2CO^ (тепловой эффект этой реакции 22 кДж),

2. или при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём:

CO2 + C - 2CO^ (?H=172 кДж,?S=176 Дж/К).

1. Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты, либо пропуская муравьиную кислоту над оксидом фосфора P2O5.

2. Схема реакции: HCOOH >(t, H2SO4) H2O + CO^

Можно также обработать муравьиную кислоту хлорсульфоновой. Эта реакция идёт уже при обычной температуре по схеме: HCOOH + ClSO3H > H2SO4 + HCl + CO^.

2. Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению: H2C2O4 >(t, H2SO4) CO^ + CO2^ + H2O.

Угарный газ очень опасен, так как не имеет запаха и вызывает отравление и даже смерть. Признаками отравления служат головная боль, головокружение и потеря сознания. Токсическое действие монооксида углерода основано на том, что он связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород (при этом образуется карбоксигемоглобин), таким образом, блокируя процессы транспортировки кислорода и клеточного дыхания.

Хим. св-ва

CO + Cl2 > COCl2

(FCO)2O2 + 2KI > 2KF + I2 + 2CO2^

SO2 + 2CO > 2CO2 + S

CO + KOH > HCOOK

Диоксид углерода.

Плотность при нормальных условиях 1,98 г/л. При атмосферном давлении диоксид углерода не существует в жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в газообразное. Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. При повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в жидкость, что используется для его хранения. По химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным оксидам. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует со щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов. Вступает в реакции электрофильного замещения (например, с фенолом — реакция Кольбе) и нуклеофильного присоединения (например, с магнийорганическими соединениями).

 

23. Взаимодействие CO2 с водой. Угольная кислота и ее соли. Природные карбонаты. Карбонатная буферная система.

CO2 + H2O = H2CO3

Угольная кислота проявляет свойства слабой двухосновной кислоты.

Она образует ряд солей: средние - карбонаты (Na2CO3) и кислые - гидрокарбонаты (NaHCO3). В воде карбонат-ионы гидролизуются, создавая щелочную среду. Так, рН 0,1 М раствора Na2CO3 равен 10,3. Гидрокарбонаты щелочных металлов также гидролизуются, но в меньшей степени; рН 0,1 М раствора NaHCO3 равен 8,3. Карбонаты широко распространены в природе, например: кальцит СаСО3, магнезит MgCO3, сидерит FeCO3, витерит ВаСО3, баритокальцит BaCa(CO3)2 и др. Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO3·Cu(ОН)2. Гидрокарбонаты натрия, кальция и магния вс