Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO₃ –^t°,h® 2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO₃ ® соль азотной кислоты + вода + газ

	HNO3
	/		\
концентрированная	разбавленная
¯	¯	¯	¯	¯
Fe, Al, Cr, Au, Pt пассивирует (без нагревания)	с тяжелыми металлами NO2	со щелочными и щел.зем. металлами N2O	с тяжелыми металлами NO	со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe NH3 (NH4NO3)

HNO3 + 4HCl	+ Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O
"царская водка" (1:3 по объему)

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S⁰ + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ ® H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O ® 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

1) Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO₃ –^t°® 2NaNO₂ + O₂­

2) Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO₃)₂ –^t°® 2MgO + 4NO₂­ + O₂­

2Cu(NO₃)₂ –^t°® 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

3) Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO₃)₂ –^t°® Hg + 2NO₂­ + O₂­

2AgNO₃ –^t°® 2Ag + 2NO₂­ + O₂­

4) Нитрат аммония разлагаются до N₂O

NH₄NO₃ –^t°® N₂O­ + 2H₂O­

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.

Электронная конфигурация 1S²2S²2P⁶3S²3P³

Важнейшие аллотропные модификации

Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P₄. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS₂), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.

Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.

Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 10⁹ Па), устойчив.

Получение

Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C –^t°® 3CaSiO₃ + 5CO­ + 2P­

Химические свойства.

1. Реакции с кислородом:

4P⁰ + 5O₂ –^t°® 2P₂⁺⁵O₅

(при недостатке кислорода: 4P⁰ + 3O₂ –^t°® 2P₂⁺³O₃)

2. С галогенами и серой:

2P + 3Cl₂ ® 2PCl₃

2P + 5Cl₂ ® 2PCl₅

2P + 5S –^t°® P₂S₅

(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

PCl₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HCl
PCl₅ + 4H₂O ® H₃PO₄ + 5HCl)

3. С азотной кислотой:

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O ® 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O­

4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

2P⁰ + 3Mg ® Mg₃P₂^-3

(фосфид магния легко разлагается водой

Mg₃P₂ + 6H₂O ® 3Mg(OH)₂ + 2PH₃­(фосфин))

3Li + P ® Li₃P^-3

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H₂O ® PH₃­ + 3NaH₂PO₂

В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.

Соединения фосфора

P^-3H₃ Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.

Получение

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:

Ca₃P₂ + 6HCl ® 3CaCl₂ + 2PH₃­

Ca₃P₂^-3 + 6H₂O ® 3Ca(OH)₂+ 2P^-3H₃­

Химические свойства.

1) Разлагается при нагревании:

2PH₃ –^t°® 2P + 3H₂

2) Проявляет слабые основные свойства:

PH₃ + HI ® [PH₄]⁺I^-

йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.

P₂⁺³ O₃ Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P₄O₆. P₂O₃ соответствует фосфористая кислота H₃PO₃.

Получение

Окисление фосфора при недостатке кислорода

4P + 3O₂ ® 2P₂O₃

Химические свойства

1. Все свойства кислотных оксидов.

P₂O₃ + 3H₂O ® 2H₃PO₃

2. Сильный восстановитель

O₂+ P₂⁺³O₃ ® P₂⁺⁵O₅

P₂⁺⁵O₅ Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см³. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O₂ ® 2P₂O₅

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

1)

P₂O₅ + H₂O ® 2HPO₃(метафосфорная кислота)

P₂O₅ + 2H₂O ® H₄P₂O₇(пирофосфорная кислота)

P₂O₅ + 3H₂O ® 2H₃PO₄(ортофосфорная кислота)

2)

P₂O₅ + 3BaO ® Ba₃(PO₄)₂

3)

P₂O₅ + 6KOH ® 2K₃PO₄+ 3H₂O

P₂O₅ - сильное водоотнимающее средство:

4)

P₂O₅+ 2HNO₃ ® 2HPO₃ + N₂O₅

P₂O₅+ 2HClO₄ ® 2HPO₃+ Cl₂O₇

HP⁺⁵O₃ Метафосфорная кислота.

Получение

P₂O₅+ H₂O ® 2HPO₃

Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO₃ – метафосфат калия)

Химические свойства

Характерны все свойства кислот.

H₃P⁺⁵O₃ Фосфористая кислота

Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.

Получение

PCl₃+ 3H₂O ® H₃PO₃+ 3HCl

Химические свойства

1) Водный раствор H₃PO₃ - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):

H₃PO₃+ 2NaOH ® Na₂HPO₃+ 2H₂O

2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:

4H₃PO₃ ® 3H₃PO₄+ PH₃

3) Восстановительные свойства:

H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O ® H₃PO₄+ Hg + 2HCl

H₃P⁺⁵O₄ Ортофосфорная кислота.

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r= 1,88 г/см³.

Диссоциация:

H₃PO₄ « 3H⁺ + PO₄^-3

H₃PO₄+ 3H₂O « 3H₃O⁺ + PO₄^3-

H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^-

H₂PO₄^- « H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- « H⁺ + PO₄^3-

Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na₃PO₄) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH₂PO₄) и гидрофосфаты (Na₂HPO₄).

Получение

1)

P₂O₅+ 3H₂O ® 2H₃PO₄

Промышленный способ:

2)

Ca₃(PO₄)₂(твердый) + 3H₂SO₄(конц.) ® 2H₃PO₄+ 3CaSO₄¯

3)

3P + 5HNO₃+ 2H₂O ® 3H₃PO₄+ 5NO­

Химические свойства

Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

2H₃PO₄ –^t°® H₄P₂O₇ + H₂O

Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO₄^3-

3Ag⁺ + PO₄^3- ® Ag₃PO₄¯(ярко-желтый осадок)

Фосфорные удобрения

Фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.

Фосфоритная мука

Получают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca₃(PO₄)₂, то усваиваться растениями может только на кислых почвах.

При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах:

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ ® Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
(Ca(H₂PO₄)₂ простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ ®3Ca(H₂PO₄)₂(двойной суперфосфат)

Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:

H₃PO₄ + Ca(OH)₂ ® CaHPO₄ • 2H₂O

Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (NH₄)₂HPO₄ + NH₄H₂PO₄, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – NH₄H₂PO₄ + NH₄NO₃; аммофоска – (NH₄)₂HPO₄ + NH₄H₂PO₄ + KCl.

ПОДГРУППА УГЛЕРОДА

Углерод Кремний

УГЛЕРОД

Аллотропия

Алмаз

Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см³; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C.

Атомы углерода находятся в sp³- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными - связями.

Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

Применение

Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

Графит

Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см³.

В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp²- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

Применение

Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

Карбин

Чёрный порошок; r = 2 г/см³; полупроводник.

Состоит из линейных цепочек –CºC–CºC– и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии.

При нагревании переходит в графит.

Адсорбция

Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества.

Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

Применение адсорбции

Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

Химические свойства

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Восстановительные свойства

1) с кислородом

C⁰ + O₂ –^t°® CO₂ углекислый газ

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

2C⁰ + O₂ –^t°®2C⁺²O угарный газ

2) со фтором

С + 2F₂ ® CF₄

3) с водяным паром

C⁰ + H₂O –^1200°®С⁺²O + H₂ водяной газ

4) с оксидами металлов

C⁰ + 2CuO –^t°® 2Cu + C⁺⁴O₂

5) с кислотами – окислителями:

C⁰ + 2H₂SO₄(конц.) ® С⁺⁴O₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O

С⁰ + 4HNO₃(конц.) ®С⁺⁴O₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O

Окислительные свойства

6) с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C⁰ ® Al₄C₃

Ca + 2C⁰ ® CaC₂^-4

7) с водородом

C⁰ + 2H₂ ® CH₄

Оксид углерода (II) CO

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение

1) В промышленности (в газогенераторах):

C + O₂ ® CO₂

CO₂ + C ® 2CO

2) В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H₂SO₄(конц.):

HCOOH ® H₂O + CO­

H₂C₂O₄ ® CO­ + CO₂­ + H₂O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C⁺²O + O₂ ® 2C⁺⁴O₂

2) с оксидами металлов

C⁺²O + CuO ® Сu + C⁺⁴O₂

3) с хлором (на свету)

CO + Cl₂ –^hn® COCl₂(фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH ® HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO –^t°®Ni(CO)₄

Fe + 5CO –^t°®Fe(CO)₅

Оксид углерода (IV) СO₂

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H₂O растворяется 0,9V CO₂ (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO₂ называется "сухой лёд"); не поддерживает горение.

O=C=O

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO₃ –^t°® CaO + CO₂­

2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O + CO₂­

NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂­

Способы собирания

вытеснением воздуха

Химические свойства

Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na₂O + CO₂ ® Na₂CO₃

2NaOH + CO₂ ® Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO₂ ® NaHCO₃

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С⁺⁴O₂ + 2Mg –^t°® 2Mg⁺²O + C⁰

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂ + CO₂ ® CaCO₃¯(белый осадок) + H₂O

Оно исчезает при длительном пропускании CO₂ через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ ® Сa(HCO₃)₂

Угольная кислота и её соли

H₂CO₃

Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO₂ + H₂O « H₂CO₃

Двухосновная:

H₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- « H⁺ + CO₃^2-

Характерны все свойства кислот.

Cредние соли - карбонаты (СO₃^2-).

Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO₃^-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO₃ –^t°® Na₂CO₃ + H₂O + CO₂­

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ® 2NaHCO₃

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO₃ –^t°® CuO + CO₂­

Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ ® H₂O + CO₂­

КРЕМНИЙ

Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.

Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе)

1s22s22p63s23p2
Возбуждённое состояние

Степени окисления: +4, -4.

Аллотропия

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; r = 2,33 г/см³, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру (sp³- гибридизация атомов кремния) и образует прочные ковалентные - связи. Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, r = 2 г/см³, более реакционноспособен.

Получение

1)

2С + Si⁺⁴O₂ –^t°® Si⁰ + 2CO

2)

2Mg + Si⁺⁴O₂ –^t°® 2MgO + Si⁰

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1) С кислородом

Si⁰ + O₂ –^t°® Si⁺⁴O₂

2) С фтором (без нагревания)

Si⁰ + 2F₂ ® SiF₄­

3) С углеродом

Si⁰ + C –^t°® Si⁺⁴C

(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4) С водородом не взаимодействует. Силан (SiH₄) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg₂Si + 2H₂SO₄ ® SiH₄­ + 2MgSO₄

5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 18HF ® 3H₂[SiF₆] + 4NO­ + 8H₂O

6) Со щелочами (при нагревании):

Si⁰ + 2NaOH + H₂O ® Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂­

Как окислитель:

7) С металлами (образуются силициды):

Si⁰ + 2Mg –^t°® Mg₂Si^-4

Силан SiH₄

Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Получение

Mg₂Si + 4HCl ® 2MgCl₂ + SiH₄­

Химические свойства

1)

SiH₄ + 2O₂ ® SiO₂ + 2H₂O

2)

SiH₄ ® Si + 2H₂­

Оксид кремния (IV) (SiO₂)_n

SiO₂ - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма,опал, кремнозём (основная часть песка)

Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - каолинит (основная часть глины)

K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства

Твёрдое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Кислотный оксид

При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

1) С основными оксидами:

SiO₂ + CaO ® CaSiO₃

2) Со щелочами:

SiO₂ + 2NaOH ® Na₂SiO₃ + H₂O

3) С водой не реагирует

4) С солями:

SiO₂ + CaCO₃ ® CaSiO₃ + CO₂­

SiO₂ + K₂CO₃ ® K₂SiO₃ + CO₂­

5) С плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF ® SiF₄­ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF ® H₂[SiF₆](гексафторкремниевая кислота) + 2H₂O

(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Кремниевые кислоты

x • SiO₂ • y H₂O

x = 1, y = 1 H₂SiO₃ - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота и т.д.

H₂SiO₃ - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение

Na₂SiO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂SiO₃¯

При нагревании разлагается:

H₂SiO₃ –^t°® H₂O + SiO₂

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

Выветривание горных пород (разрушение минералов):

(K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂)(полевой шпат) + CO₂ + 2H₂O ®
® (Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O)(каолинит (глина)) + 4SiO₂(кремнезём (песок)) + K₂CO₃

МЕТАЛЛЫ

Общие свойства

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

Подгруппа алюминия

Переходные металлы

ОБЩИЕ СВОЙСТВА