Тема 33. Типи розрахункових задач. 8 страница

Хімічні властивості азоту

N02 – малоактивний, бо містить аж три спільні париелектронів між двома атомами N.

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах):

N20 + 3Mg = Mg3N2-3 магній нітрид

N02 – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

20000С (або електричний розряд чи блискавка)

N20 + O20 = 2N+2O

N20 - відновник

звичайні умови

2NO + O2 = 2NO2

Fe

N20 + 3Н2 ↔ 2N-3Н3 ; N20 - окисник

(амоніак, аміак)

Добування азоту

1. У промисловості азот одержують із повітря.

2. Улабораторії азот одержують при розкладі амоній нітриту:

NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

Застосування азоту

1. синтез аміаку;

2. рідкий азот використовується в охолоджувальних системах;

3. як інертне середовище.

Гідрогенові сполуки Нітрогену

Атом Нітрогенуутворюєтільки однутаку сполуку: N-3Н3+1 - амоніак, аміак.

Амоніак

Зафізичними властивостями амоніак – це газ з різким запахом, найкраще із всіх газів розчинний у воді(1 : 700)(«нашатирний спирт» і «аміачна вода»), розчин , легший за повітря.

Хімічні властивості амоніаку

: :

NH3 ·N· + 3H· → Н:N:Н → :NH3

· Н

В молекулі :NH3 на атомі Нітрогену міститься неподільна пара електронів, яка братиме участь хімічних реакціях.

1.реакціягоріння:

А) повне окиснення (каталітичне окиснення):

Pt

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Б) неповне окиснення:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

2.реакція з водою (бере участь неподільна пара електронів):

:NH3 + H2O ↔ [Н:NH3]+ OH- ↔ NH4+ OH-

↕ амоній гідроксид

Н+ + OH-

:NH3 + H2O ↔ NH4 OH ; NH4+ - йон-амонію

NH4+ OH- NH4+ + OH-(лужне середовище)

NH4+ OH- - слабкий електроліт

3.реакція з кислотами(бере участь неподільна пара електронів):

(багатоосновні кислоти з амоніаком утворюють середні і кислі солі амонію)

:NH3 + HCl → →[Н:NH3]+ Cl → NH4+ Cl-

↕ амоній хлорид

Н+ + Cl-

H2SO4 + NH3 = NH4HSO4 амоній гідрогенсульфат

H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO4 амоній сульфат

Добування амоніаку

1. У промисловостіамоніакодержують:

Fe

N20 + 3Н2 ↔ 2N-3Н3

2. У лабораторії амоніак одержують із солей амонію і лугів при нагріванні:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH

NH3↑ + H2O

Застосування амоніаку

1. як азотне добриво;

2. для виробництва нітратної кислоти;

3. для виведення людини із стану втрати свідомості;

4. у рідкому стані використовують як холодоагент в холодильниках.

Солі амонію

Солі амонію подібні до солей Калію і Натрію(зарядом йону - +). Це білі кристалічні речовини всі добре розчинні у воді.( NH4Cl - нашатир)

Хімічні властивості солей амонію

І. Загальні властивості як солей.

1. реакція з лугами:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH

NH3↑ + H2O

Реакція солей амонію з лугами при нагріванні є якісною реакцією для солей амонію іпри цьому утворюєтьсягаз з різким запахом, або мокрий! індикаторзмінює забарвленняяк в лужному середовищі.

2.реакція з іншими солями:

NH4Cl + AgNO3 = AgCl ↓ + NH4NO3

3. реакція з кислотами:

(NH4)2 3 + 2НСl = 2NH4Cl + H2O + СО2↑(Н2СО3)

ІІ. Специфічні властивості.

1. реакція розкладу при нагріванні:

А)солі амонію утворені кислотами-неокисниками, розкладаються з утворенням амоніаку і кислоти:

NH4Cl = НCl + NH3

(NH4)3РО4 = Н3РО4 + 3NH3

2NH4НCО3 = Н2О + СО2↑ + 2NH3

(NH4)2 3 = Н2О + СО2↑ + 2NH3

«амоняк»

2NаН CО3 = Н2О + СО2↑ + Na2CO3 (розклад «питної соди» при

нагріванні в тісті).

Б) солі амонію утворені кислотами-окисниками (H2SO4, HNO3) розкладаються за окисно-відновними реакціями:

NH43 = N2О↑ + 2H2O

3(NH4)2SO4 = 2 NH3↑ + 3SО2↑ + 2N2↑ + 6H2O

Застосування солей амонію

1. як азотні добрива;

2. NH4Cl - нашатир –для очищення поверхні паяльника від бруду під час паяння.

3. NH4Н CО3 і (NH4)2 3 - «амоняк» -в кулінарії при випіканні тортів.

4. Суміш NH43 + Аl - «амонал» - вибухова речовина.

Оксигеновмісні сполуки Нітрогену

Оксиди Нітрогену

Атом Нітрогену утворює аж 5 оксидів:

5. N2+1O - нітроген (І) оксид, «веселящий газ»

6. N+2O – нітроген (ІI) оксид

7. N2+3O3 - нітроген (ІII) оксид

4. N+4O2 - нітроген (ІV) оксид, «бурий газ» - червоного кольору газ

5. N2+5O5 - нітроген (V) оксид

N2+1O і N+2O – несолетворні оксиди

N+4O2 - подвійний оксид

N2+3O3 і N2+5O5 - кислотні оксиди

Кислотні і подвійний оксиди утворюють такі кислоти:

→ HN+3O2 - нітритна кислота

N+4O2

→ НN+5O3 - нітратна кислота

N2+3O3 → НN+3O2 - нітритна кислота

N2+5O5 → НN+5O3 - нітратна кислота

Нітратна кислота (Азотна)

HN+5O3 – це рідина, має запах «бурого газу», добре розчинна у воді, при попаданні на білок дає жовте забарвлення(ксантопротеїнова реакція на білки).

Хімічні властивості нітратної кислоти

HN+5O3 – сильна кислота і кислота- окисник(H2SO4)

І. Загальні властивості як кислоти.

1. реакція дисоціація:

HNО3 ↔ Н+ + NО3-

2. реакція з оксидами металів:

MgO + 2HNO3= Mg(NO3)2 + H2O

3. реакція з лугами:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na2СO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + СО2↑(Н2СО3)

ІІ. Специфічні реакції:

Нітратна кислота виступає кислотою-окисником , бо має найвищий позитивний С.О. +5 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.

Необхідно пам’ятати: концентрована і розведена нітратна кислота взаємодіє з металами і ніколи не утворюється водень!, як всі інші кислоти.

1. реакція з металами:

А) концентрована HNO3взаємодієз металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO2 і воду (при нагріванні).

Ме + HNO3(конц.)= Ме(NO3)n + NO2 ↑ + H2O (загальне рівняння)

Cu0 + 4HN+5O3(конц.)= Cu+2(N+5O3)2 + 2N+4O2 ↑ + 2H2O

N+5 + 1е = N+4 2 - реакція відновлення

Cu0 - 2е = Cu+2 1 – реакція окиснення

N+5 - окисник;

Сu0 - відновник.

При звичайних умовах концентрованаHNO3 не взаємодіє (пасивує)з такимиметалами:

Fe, Ni, Cr і Al.

Б) розведена HNO3 взаємодієз металами до Н і після Н, крім благородних,утворюючи нітрат металу, NO і воду:

Ме + HNO3(розв.)= Ме(NO3)n + NO↑ + H2O (загальне рівняння)

3Cu0 + 8HN+5O3(розв.)= 3Cu+2(N+5O3)2 + 2N+2O↑ + 4H2O

N+5 + 3е = N+2 2 - реакція відновлення

Cu0 - 2е = Cu+2 3 – реакція окиснення

N+5 - окисник;

Сu0 - відновник.

Виняток: Дужерозведена HNO3 може взаємодіяти з активними металами ,

утворюючи нітрат металу , N2 або N2О або N-3H4N+5O3 і воду :

4Mg0 + 10HN+5O3(розв.)= 4Mg+2(N+5O3)2 +N-3H4N+5O3 + 3H2O

N+5 + 8е = N-3 1 - реакція відновлення

Mg0 - 2е = Mg+2 4 – реакція окиснення

N+5 - окисник;

Mg0 - відновник.

2. якісною реакцією на нітратну кислоту і її соліє дія на нихконц. H2SO4 і міді(Cu) і нагрівання, при цьому утворюється «бурий газ» NO2:

2NaNO3 + H2SO4конц.) = Na2SO4 + 2НNO3

2HNO3конц.) + Cu= 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2H2O

Загальне рівняння:

4NaNO3 + 2H2SO4конц.) + Cu= 2Na2SO4 + 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2H2O

3. розклад при нагріванні і навіть від сонячного світла:

4HNO3= O2↑ + 4NO2↑ + 2H2O

Добування нітратної кислоти

I.Одержують нітратну кислоту у промисловості за схемою:

NH3 → NO → NO2 → HNO3

Pt

1. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2. 2NO + О2 = 2NO2

3. 4NO2 + 2Н2О + O2 = 4НNO3

II. У лабораторіїнітратну кислоту одержують дією на нітрати металів концентрованою сульфатною кислотою:

2NaNO3(кр.) + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3

Застосування нітратної кислоти

1.для добування азотних добрив;

3. для одержання вибухових речовин;

4. для добування барвників, ліків.

Нітрати(солі нітратної кислоти)

Деякі нітратиназиваютьселітрами:

1. KNO3 –калійнаселітра(індійська);

2. NaNO3 –натрієва селітра(натронна,чилійська);

3. Ca(NO3)2 –кальцієва селітра(вапняна, норвежська);

4. NH4NO3 - аміачна селітра(амонійна).

5. Вa(NO3)2 –барієва селітра(баритна)

6. Mg(NO3)2 –магнієва селітра

Всі нітрати є розчинні у воді. Для нітратів металів! найбільш характерними будуть реакції розкладу при нагріванні (при цьому утворюється КИСЕНЬ!):

до]Mg

|→→→→→ Me(NO2)n + O2

| [Mg - Cu]

Ме(NO3)n → |→→→→→ MenOm + NO2↑+ O2

| від ]Аg

|→→→→→ Me + NO2↑ + O2

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑+ O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2

Тільки: NH4NO3 = N2O↑+ 2H2O

Основні азотні добрива

1. NH3 - газ-аміак чи рідкому стані;

2. NH4OH (NH3∙H2O) – аміачна вода, «нашатирний спирт»;

3. Всі селітри і солі амонію.

4. (NH2)2CO – сечовина, карбамід.

Фосфор та його сполук

Атом Фосфору також знаходиться в V-А групі і відноситься до елементів родини: «пніктогени» з грецької « ті, що смердять або мають різкий запах» (N, P, As). Він назовнішньому шарімає5 електронів. , найвища С.О. - +5, а найнижча - -3.

Атом Фосфору у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +3,+5.

Для атомаФосфору(на відміну від атома Нітрогену) характернаалотропія:

1.Р4 – білий фосфор;

2.Р - червоний, чорний, фіолетовий фосфор.

Фосфор

Р4 – це тверда речовина, що на повітрі самозагоряється, зберігають його під водою (молекулярна кристалічна гратка).

Р – червоний фосфор – це червоного кольору тверда речовина (атомна кристалічна гратка)

Хімічні властивості фосфору

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах):

0 + 3Mg = Mg3Р2-3 магній фосфід

Р0 – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

0 + 3O20 = 2Р2+3 O3

0 + 5O20 = 2Р2+5O5

Р0 - відновник

Р0 + Н2

Добування фосфору

Одержують фосфор тільки у промисловості за реакцією (фосфорна руда- фосфорити + пісок + кокс і при температурі 20000С або електрична дуга) :

Сa3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 2P + 3CaSiO3 + 5CO↑

Застосування фосфору

1. для виробництва сірників(боковій поверхні сірникової коробки), ортофосфатної кислоти;

2. для димових завіс у військовій справі.

Гідрогенові сполуки Фосфору

Фосфор утворює тільки одну таку сполуку РН3 – фосфін –це газ, який на повітрі самозагоряється: 2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О, газ, що утворює «блукаючі вогні» на могилах.

Оксигеновмісні сполуки Фосфору

Атом Фосфору утворює два оксиди:

1. Р2+3 O3 – кислотний оксид

2. Р2+5O5 - кислотний оксид (має гігроскопічні властивості як Н2SO4)

Ці оксиди утворюють такі кислоти:

Р2+3O3 → Н3Р+3O3 – фосфітна кислота

→ НР+5O3 - метафосфатна кислота

Р2+5О5 → |→ Н3Р+5O4 - ортофосфатна кислота

→ Н4Р2+5O7 - пірофосфатна кислота

Хімічні властивості оксидів Фосфору

1. реакція з водою:

Р2+5О5 + Н2О = 2НР+5O3

Р2+5О5 + 3Н2О = 2Н3Р+5O4

Р2+5О5 + 2Н2О = Н4Р2+5O7

Р2+3О3 + 3Н2О = 2Н3Р+3O3

1. реакція з лугами:

Р2О5 + 2NaОH = 2NaРO3 + Н2О

Р2О5 + 6NaОH = 2Na3РO4 + 3Н2О

Р2О5 + 4NaОH = Na4Р2+5O7 + 2Н2О

Р2О3 + 6NaОH = 2Na3РO3 + 3Н2О

Наши рекомендации