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^-3магній 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

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):

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 ↔ NH₄OH ; 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:

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)₂CО₃ + 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)₂CО₃ = 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:

NH₄NО₃ = 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)₂CО₃ - «амоняк» -в кулінарії при випіканні тортів.

4. Суміш NH₄NО₃ + 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 + HNO_3(конц.)= Ме(NO₃)_n + NO₂ ↑ + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц.)= Cu⁺²(N⁺⁵O₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ ↑ + 2H₂O

N⁺⁵ + 1е = N⁺⁴2 - 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 HNO₃взаємодієз металами до Н і після Н, крім благородних,утворюючи нітрат металу, NO і воду:

Ме + HNO_3(розв.)= Ме(NO₃)_n + NO↑ + H₂O (загальне рівняння)

3Cu⁰ + 8HN⁺⁵O_3(розв.)= 3Cu⁺²(N⁺⁵O₃)₂ + 2N⁺²O↑ + 4H₂O

N⁺⁵ + 3е = N⁺²2 - 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⁺⁵O_3(розв.)= 4Mg⁺²(N⁺⁵O₃)₂ +N^-3H₄N⁺⁵O₃ + 3H₂O

N⁺⁵ + 8е = N^-31 - 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. H₂SO₄і міді(Cu) і нагрівання, при цьому утворюється «бурий газ» NO₂:

2NaNO₃ + H₂SO_4конц.) = Na₂SO₄ + 2НNO₃

2HNO_3конц.) + Cu= 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

Загальне рівняння:

4NaNO₃ + 2H₂SO_4конц.) + 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

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 → |→→→→→ Me_nO_m+ 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):

2Р⁰ + 3Mg = Mg₃Р₂^-3магній фосфід

Р⁰ – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

4Р⁰ + 3O₂⁰ = 2Р₂⁺³ O₃

4Р⁰ + 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