А) при звичайних умовах

2NaОH + Cl₂⁰ = NaCl^-1 + NaCl⁺¹O + H₂O

Na-OH натрій гіпохлорит

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник

Б) при нагріванні

6NaОH + 3Cl₂⁰ = NaCl^-1 + NaCl⁺⁵O₃ +3H₂O

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник натрій хлорат

5. реакція з солями, утвореними менш активними галогенами

NaF + Cl₂⁰ ≠

2NaBr + Cl₂⁰ = 2NaCl^-1 + Br₂

Cl₂⁰ - окисник,

Добування хлору

1. У промисловості хлор одержують електролізом розплаву або розчину кухонної солі:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

(-) K: Na⁺ + 1e → Na⁰

(+) A: Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl₂↑

2. У лабораторії сполук Мангану і хлоридної кислоти:

2K Mn O₄ + 16H Cl = 2 Mn Cl₂ + 2KCl + 5 Cl₂↑ + 8H₂O

Mn O₂ + 4H Cl = Mn Cl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Застосування хлору

1. одержання хлороводню і хлоридної кислоти;

2. для відбілювання тканин і паперу;

3. для знезараження питної води як дезінфектант;

4. добування синтетичного каучуку, волокон, пластмас.

Гідрогенові сполуки Хлору

Атом Хлору утворює дві такі сполуки: ( явище неорганічної ізомерії)

HCl – хлороводень, гідроген хлорид

HCl – хлоридна кислота, соляна кислота.

Хлороводень

Хлороводень – газ з різким звапахом, добре розчинний (1:500), розчин хлороводню у воді називається хлоридна кислота, отруйний.

Для хлороводню характерна тільки реакція з лугами і амоніаком:

Na OH + H Cl = Na Cl + H₂O (спільна властивість з HCl-кислотою)

N H₃ + H Cl = NH₄Cl

Хлоридна кислота

HCl – сильна кислота.

Хімічні властивості хлоридної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація:

HCl ↔ Н⁺ + Cl^-

2. реакція з металами до Н:

Zn + 2H Cl = Zn Cl₂ + H₂↑

З. реакція з оксидами металів:

Fe O + 2H Cl = Fe Cl₂ + H₂O

4. реакція з основами (реакція нейтралізації):

Na OH + H Cl = Na Cl + H₂O

5. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na₂ С O₃ + 2H Cl = 2 Na Cl + H₂O + СО₂↑(Н₂СО₃)

ІІ. Якісна реакція:

1. якісною реакцією на хлоридну кислоту і її солі є AgNO₃, при цьому утворюється білий сирнистий осад AgCl:

Ag N O₃ + H Cl = Ag Cl↓ + HNO₃

Добування HCl

1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + Cl₂ = 2 Н Cl ↑

2. У лабораторії реакцією кристалічної кухонної солі з концентрованою сульфатною кислотою:

2 Na Cl_(кр.) + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl↑

Застосування хлоридної кислоти

1. для одержання солей;

2. для очищення поверхні металів від іржі;

3. 0,5%-розчин використовують при пониженні кислотності в шлунку;

4. добування пластмас.

Оксиди Хлору

Атом Хлору утворює такі оксиди:

1. Cl₂⁺¹O - кислотний оксид

2. Cl⁺⁴O₂ - подвійний оксид

3. Cl⁺⁶O₃ - подвійний оксид

4. Cl₂⁺⁷O₇ - кислотний оксид.

Ці о ксиди утворюють такі кислоти:

Cl₂⁺¹O → НCl⁺¹O – гіпохлоритна кислота

→ НСl⁺³O₂ - хлоритна кислота

Cl⁺⁴O₂ →

→ НСl⁺⁵O₃ - хлоратна кислота

→ НСl⁺⁵O₃ - хлоратна кислота

Cl⁺⁶O₃→

→ НСl⁺⁷O₄ - перхлоратна кислота

Cl₂⁺⁷O₇ → НСl⁺⁷O₄ - перхлоратна кислота

Природні сполуки галогенів

1. NaCl – кухонна сіль, галіт;

2. NaCl∙KCl – сильвініт;

3. KCl - сильвін;

4. KClO₃ - бертолетова сіль;

5. СаСl(ClO) або CaOCl₂ – хлорне вапно.

Тема 19. Оксиген і Сульфур та їх сполуки.

Оксиген та його сполуки.

Оксиген – найпоширеніший хімічний елемент у земній корі – 49%.

Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2, 0, +2 (О⁺²F₂^-1).

Атом Оксигену на відміну від галогенів утворює кілька простих речовин і це явище називається алотропією, а ці прості речовини називають алотропними видозмінами.

→ O₂ - кисень

O →

→ O₃ - озон

Кисень

Фізичні властивості кисню

Кисень - це газ, без запаху і смаку, малорозчинний у воді (1: 0,03), підтримує дихання живих організмів і горіння речовин (у повітрі кисню – 21%, азоту – 78% і 1% - інертні гази). Рідкий кисень(-183^оС) та інші гази у рідкому стані зберігають у посудині Дюара(термос).

Хімічні властивості кисню

1. Кисень взаємодіє з простими і складними речовинами і внаслідок реакції утворюються оксиди цих елементів і ця реакція називається

Окиснення.

C + O₂ = CO₂; 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Для всіх складних речовин реакція окиснення поділяється:

А) повне окиснення (кожний із елементів окислюється до відповідних оксидів):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Б) неповне окиснення (один із елементів не окислюється до оксиду, а утворюється проста речовина):

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

CH₄ + O₂ = C + 2H₂O

Якісна реакція на кисень – тліюча дерев´яна скіпка в атмосфері кисню яскраво спалахує.

Виняток: 2С + O₂ = 2CO; 4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

2CH₄ + 3O₂ = 2CO + 4H₂O

Добування кисню

1. У промисловості кисень одержують із повітря, його розділенням на складники.

2. У лабораторії кисень одержують при розкладі деяких речовин:

2KMnO₄ = MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂ ↑

Калій перманганат (марганцівка)

2K Cl O₃ = 2KCl + 3 O₂ ↑.

Калій хлорат (бертолетова сіль)

2H₂O₂ = 2H ₂O + + O₂ ↑.

Гідроген пероксид (перекис водню, пергідроль)

2H₂O = 2H ₂↑ + + O₂ ↑.

Електроліз води

Застосування кисню

1. В медицині (кисневі подушки);

2. для різання і зварювання металів;

3. в авіації для дихання;

4. в металургії для покращення виробництва;

5. як вибухівка (рідкий кисень)

Озон використовується як сильний окисник і для очищення питної води (дезінфектант, подібно як хлор), а також для очищення стічних промислових вод. За фізичними властивостями озон – це газ голубого кольору, краще за кисень розчинний у воді(1:0,5), дуже отруйний. Одержують озон із кисню при високих температурах(електричний розряд чи блискавка у природі чи космічна радіація):

3O₂ = 2O₃ (у лабораторії в озонаторах)

При звичайних умовах озон розкладається:

O₃ = O₂ + О (атомарний Оксиген)- сильний окисник

В кінцевому результаті утворюється кисень:

2O₃ = 3O₂

Сульфур і його сполуки.

Атом Сульфуру знаходиться у VI-А групі і входить до родини –«халькогени» з грецької «ті, що утворюють руди» (O, S, Se, Te).

Для Сульфуру характерні такі С.О.: -2, 0, +4, +6. Для нього як і для Окисгену характерна алотропія.

→ S₈ - кристалічна сірка (моноклінна і ромбічна)

S →

→ S_n - пластична

У хімічних реакціях кристалічна і пластична сірка позначається - S.

Сірка

За фізичними властивостями Сірка – жовта кристалічна речовина, (ρ(S)=2,08 г/мл), нерозчинна у воді, температура плавлення більше 100⁰С, у порошкоподібному стані не змочується водою і плаває по воді(явище флотації).

Хімічні властивості сірки

1. реакція з металами (крім благородних: Pt, Au):

Fe + S⁰ = FeS^-2

2Na + S⁰ = Na₂S^-2

2. реакція з неметалами:

S⁰ + O₂ = S⁺⁴O₂ (горіння сірки)

S⁰ + H₂ = H₂S^-2

3. реакція з лугами:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Добування сірки

Одержують сірку тільки у промисловості з родовищ.

Застосування сірки

1. Виробництва сульфатної кислоти;

2. одержання гуми;

3. у медицині для виготовлення мазей;

4. у виробництві сірників;

5. у боротьбі з шкідниками та хворобами рослин.

6. Для демеркуризації приміщень(забирає ртуть)

Гідрогенові сполуки Сульфуру

Атом Сульфуру (подібно до Хлору) утворює дві такі сполуки:

H₂S – сірководень, гідроген сульфід

H₂S – сульфідна кислота, сірководнева кислота.

Сірководень

Сірководень – газ із запахом «тухлих яєць», отруйний,розчинний у воді, розчин сірководню у воді називається сульфідна кислота.

Хімічні властивості сірководню

1. реакція горіння:

А) повне окиснення:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Б) неповне окислення: (якісна реакція на сірководень – при неповному згорянні утворюється жовтий наліт сірки на внесеному в полум´я холодному предметі)

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2. реакція з галогенами:

H₂S + Cl₂ = S + 2HCl

Cульфідна кислота

H₂S – це слабка кислота(двоосновна).

Хімічні властивості сульфідної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂S ↔ Н⁺ + НS^-

HS^- ↔ H⁺ + S^2-

2. реакція з металами до Н:

Mg + H₂ S = Mg S + H₂↑

З. реакція з оксидами металів:

Mg O + H₂S= Mg S + H₂O

4. реакція з лугами ( утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

Na OH + H ₂S = Na HS + H₂O

Натрій гідрогенсульфід

2NaOH + H ₂S = Na₂ S + 2H₂O

ІІ. Якісна реакція:

1.Якісною реакцією на сульфідну кислоту і її солі є Pb(NO₃)₂, при цьому утворюється чорний осад PbS:

Pb( N O₃)₂ + H₂S= PbS ↓ + 2HNO₃

Добування H₂S

1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + S = Н₂S ↑

2. У лабораторії одержують реакцією солей (сульфідів) з сильною кислотою:

2 H Cl + FeS = H₂S↑ + FeCl₂

Застосування сульфідної кислоти

1. для виявлення різних металів;

2. для виробництва сульфатної кислоти.

Оксигеновмісні сполуки Сульфуру

Оксиди Сульфуру

Атом Сульфуру утворює два оксиди:

1. S⁺⁴O₂ – сульфур (IV) оксид (сірчистий газ);

2. S⁺⁶O₃ - сульфур (VІ) оксид.

SO₂ і SO₃ - кислотні оксиди

За фізичними властивостями:

SO₂ – це газ зрізким запахом «запах паленого сірника», розчинний у воді

SO₃ – це рідина, бурхливо розчиняється у воді, розчиняється в концентрованій Н₂SO₄, утворюючи олеум.

Хімічні властивості оксидів

І. Загальні властивості як кислотних оксидів

1. реакція з водою:

SO₂ + Н₂О ↔ Н₂SO₃ сульфітна кислота

SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄ сульфатна кислота

2. реакція з лугами: ( можуть утворюватися і кислі солі)

SO₂ + 2NaОH = Na₂SO₃ + H₂O

SO₃ + 2NaОH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₂ + NaОH = NaНSO₃ натрій гдрогенсульфіт

SO₃ + NaОH = NaНSO₄ натрій гідрогенсульфат

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція окиснення (тільки для SO₂):

2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

Добування оксидів Сульфуру

І. SO₂

1. У промисловості: S + О₂ = SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2. У лабораторії із сульфітів металів з сильними кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SO₃ (SO₂ ↑ + H₂O)

II. SO₃

1. Тільки у промисловості реакцією:

V₂O₅

2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

Затосування оксидів Сульфуру

І. SO₂

1. для одержання сульфатної кислоти;

2. для дезинфекції зерносховищ;

3. для відбілювання соломи, вовни, а також знебарвлення кольору квіток.

II. SO₃

1. для виробництва сульфатної кислоти;

2. для одержання олеуму(розчин SO₃ у 100% сульфатній кислоті )

Сульфітна кислота

H₂S⁺⁴O₃ – це слабка кислота. Для неї характерні хімічні властивості як загальні властивості кислоти (подібно як сульфідна), тільки при звичайних умовах вона розкладається:

H₂SO₃ ↔ SO₂ ↑ + Н₂О

Cульфатна кислота(Сірчана кислота)

H₂S⁺⁶O₄ - це найсильніша із всіх відомих кислот і кислота-окисник (є ще HNO₃).

За фізичними властивостями сульфатна кислота – олієподібна прозора рідина, без запаху, в два рази важча за воду, добре розчиняється у воді і при цьому виділяється велика кількість тепла(розчинення сульфатної кислоти повинно відбуватися таким чином: «Спочатку вода, а потім кислота, бо інакше буде велика біда». Сульфатної кислоти характерна – гігроскопічність – це властивість вбирати воду із газів чи речовин (як осушувач газів).

Хімічні властивості сульфатної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂SО₄ ↔ Н⁺ + НSО₄ ^-

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2-

2. реакція з оксидами металів:

Mg O + H₂SO₄= Mg SO₄ + H₂O

3. реакція з лугами ( утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

Na OH + H ₂SO₄ = Na HSO₄ + H₂O

Натрій гідрогенсульфат

2NaOH + H ₂SO₄ = Na₂ SO₄ + 2H₂O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

H₂ S O₄ + 2Na Cl = 2 H Cl + Na₂SО₄

Na₂ С O₃ + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + СО₂↑(Н₂СО₃)

ІІ. Специфічні реакції:

Сульфатна кислота виступає кислотою-окисником, бо має найвищий позитивний С.О. +6 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.

1. реакція з металами:

А) концентрована H₂ S O₄ (при нагріванні) взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи сульфат металу, S O₂ і воду.

Ме + H₂ S O_4(конц.) = Ме S O₄ + S O₂ ↑ + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰ + 2 H₂ S⁺⁶ O_4(конц.) = Cu⁺² S⁺⁶ O₄ + S⁺⁴ O₂ ↑ + 2H₂O

S⁺⁶ + 2е = S⁺⁴ 1 - реакція відновлення

Cu⁰ - 2е = Cu⁺² 1 – реакція окиснення

S⁺⁶ - окисник;

Сu⁰ - відновник.

При звичайних умовах концентрована H₂ S O₄ не взаємодіє з такими металами: Fe, Ni, Cr і Al.

Виняток: Концентрована H₂ S O₄ може взаємодіяти з активними металами,

утворюючи сульфат металу, S або H₂S і воду:

4Mg⁰ + 5 H₂ S⁺⁶ O_4(конц.) = 4Mg⁺² S⁺⁶ O₄ + H ₂S^-2 ↑ + 4H₂O

Б) розведена H₂ S O₄ взаємодіє з металами тільки до Н, утворюючи сіль і водень:

Fе + H₂ S O_4(розв.) = Fе S O₄ + H ₂ ↑

2. якісною реакцією на сульфатну кислоту і її солі є Ва(NO₃)₂ або BaCl₂, при цьому утворюється білий кристалічний осад BaSO₄:

Ba ( N O₃)₂ + H₂SO₄= BaSO₄ ↓ + 2HNO₃

Добування сульфатної кислоти

Одержують сульфатну кислоту тільки у промисловості за схемою:

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

1. 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

V₂O₅

2. 2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

3. SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄

Застосування сульфатної кислоти

1. при виробництві бензину і ДП;

2. для одержання мінеральних добрив;

3. для добування солей(мідний і залізний купорос);

4. як електроліт в акумуляторах машин.

Природні сполуки Сульфуру

1. S - природна сірка;

2. FeS₂ – пірит, сірчаний або залізний колчедан;

3. H₂S - сірководень (міститься у деяких природних мінеральних водах);

4. CaSO₄∙2H₂O - гіпс.

Тема 20. Нітроген і Фосфор та їх сполуки.

Нітроген та його сполуки.

Нітроген і Фосфор та їх сполуки використовуються в основному людиною як мінеральні добрива (азотні і фосфорні).

Нітроген знаходиться у V-А групі, на зовнішньому шарі в нього 5 електронів, найвища С.О. - +5, а найнижча - -3.

Атом Нітрогену у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +1, +2, +3,+4,+5.

Атом Нітрогену подібно як галогени утворюють тільки одну просту речовину – азот – N₂.

Азот

За фізичними властивостями азот – це газ, без запаху, без смаку, трохи розчинний у воді (1:0,02), не отруйний, але не підтримує ні дихання, ні горіння (78% азоту в повітрі.)

Хімічні властивості азоту

N⁰₂ – малоактивний, бо містить аж три спільні пари електронів 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. У лабораторії 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 Нітрогену утворює тільки одну таку сполуку: N^-3Н₃⁺¹ - амоніак, аміак.

Амоніак

За фізичними 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. реакція горіння:

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 промисловості амоніак одержують:

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 і при цьому утворюється газ з різким запахом, або мокрий! індикатор змінює забарвлення як в лужному середовищі.

2. реакція з іншими солями:

NH₄Cl + AgNO₃ = AgCl ↓ + NH₄NO₃

3. реакція з кислотами:

(NH₄)₂ CО₃ + 2НСl = 2 NH₄Cl + 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 CО₃ = 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)₂ CО₃ - «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 о ксиди 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:

Mg O + 2HNO₃= Mg( NO₃)₂ + H₂O

3. реакція з лугами:

Na OH + HN O₃ = Na NO₃ + H₂O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na₂ С O₃ + 2HNO₃ = 2 NaNO₃ + 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 H N O₃ взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO₂ і воду (при нагріванні).

Ме + H N O_3(конц.) = Ме(N O₃)_n + N O₂ ↑ + H₂O (загальне рівняння)

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

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

Cu⁰ - 2е = Cu⁺² 1 – реакція окиснення

N⁺⁵ - окисник;

Сu⁰ - відновник.

При звичайних умовах концентрована H N O₃ не взаємодіє (пасивує) з такими металами:

Fe, Ni, Cr і Al.

Б) розведена H N O₃ взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO і воду:

Ме + H N O_3(розв.) = Ме(N O₃)_n + N O↑ + H₂O (загальне рівняння)

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

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

Cu⁰ - 2е = Cu⁺² 3 – реакція окиснення

N⁺⁵ - окисник;

Сu⁰ - відновник.

Виняток: Дуже розведена H N O₃ може взаємодіяти з активними металами,

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

4Mg⁰ + 10 H N⁺⁵ O_3(розв.) = 4Mg⁺²(N⁺⁵ O₃)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 солі є дія на них конц. H₂SO₄ і міді(Cu) і нагрівання, при цьому утворюється «бурий газ» NO₂:

2 Na N O₃ + H₂SO_4конц.) = Na₂SO₄ + 2НNO₃

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

Загальне рівняння:

4 Na N O₃ + 2H₂SO_4конц.) + Cu= 2 Na₂SO₄ + 2NO₂↑ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

3. розклад при нагріванні і навіть від сонячного світла:

4H N O₃= O₂↑ + 4 N O₂↑ + 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 лабораторії нітратну кислоту одержують дією на нітрати металів концентрованою сульфатною кислотою:

2 Na NO_3(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 нітрати називають селітрами:

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 = 2Cu O + 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 на зовнішньому шарімає 5 електронів., найвища С.О. - +5, а найнижча - -3.

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

Для атома Фосфору(на відміну від атома Нітрогену) характерна алотропія:

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^-3 магній 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↑

Date: 2016-07-25; view: 382; Нарушение авторских прав