Главные элементы жизни: азот и фосфор
еляется азот и водородное
соединение галогена:
2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2
2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2
Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид
меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3Cu+2O + 2N—3H3 = 3Cu0 + N20 + 3H2O
2N—3 – 6e = N2 1
Cu2+ + 2e = Cu 3
Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:
NH3 + KMnO4 = N2 + H2O + MnO2 +KOH
Добавление аммиака изменяет цвет раствора:
[pic]
Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами
с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиака
присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в состав
соли:
H
NH3 + H+Cl-- [H N H]Cl
H
Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные,
причём три из них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.
Соли аммония.
Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим
солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи
взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами
щелочей, кислот и других солей:
(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3
КОНЦ.
2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl
(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaSO4
Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O CO2
NH4NO2 = 2H2O +
N2
NH4Cl NH3 + HCl
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + 4H2O + N2
[pic]
Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония
является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают
соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению
синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:
NH4+ + OH H2O + NH3
Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят
раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона
аммония выделятся аммиак.
Оксиды азота.
Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени
окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При
непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид
азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2O и NO –
несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота
наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные
продукты в производстве азотной кислоты.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно
собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом
воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):
2NO +O2 = 2NO2
В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии
разбавленной азотной кислоты и меди:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в
присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во
время грозы под действием электрических зарядов.
Оксид азота (IV) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее
воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO2
получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O + 2NO2
или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая
кислоты:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2 в
теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):
3NO2 + H2O =2HNO3 + NO
В избытке образуется только азотная кислота:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а
оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).
Азотная кислота.
Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота
получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:
KNO3 + H2SO4 = HNO3 + KHSO4
Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает
HNO3).
В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением
аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота
воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:
1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:
4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O
2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2:
2NO + O2 =2NO2
3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом.
Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха
образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при
86оС.
Химические свойства. В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления +5
Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к
сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
HNO3 H+ +NO3—
Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O + O2
Поэтому хранят её в прохладном месте.
Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она
является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами.
Применение. Большие количества её расходуются на приготовление азотных
удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей,
пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная
применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.
При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как правило, не
выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от
концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:
+5 +4 +3 +2 +1 0
-3 -3
HNO3 ---- NO2 ----HNO2 ---- NO ---- N2O ----N2 ---- NH3(NH4NO3)
Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты
зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:
Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий,
золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами
образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно –
земельными металлами образуется оксид азота (I).
Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными
металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3(NH4NO3). При
взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,
Конц.
Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2O
Разб.
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной
кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2O, свободного азота
N2 и даже до аммиака NH3, который с избытком азотной кислоты дает нитрат
аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:
4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до
соответствующих кислот:
3P + 5HNO3 + H2O = 3H3PO4 + 5NO
C + 4HNO3 = CO2 + H2O + 4NO2
Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами. Они
получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты
натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая
селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3)2 –
кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные
азотные удобрения. Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного
пороха.
[pic]
Фосфор.
Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных
электронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом
| |  скачать работу |
Главные элементы жизни: азот и фосфор |
