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.Упромисловості 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.УлабораторіїсполукМангану і хлоридної кислоти:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 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 хлороводнюхарактернатільки реакція з лугами і амоніаком:
NaOH + HCl = NaCl + H2O (спільна властивість з HCl-кислотою)
NH3 + HCl = 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 + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
З. реакція з оксидами металів:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
4. реакція з основами(реакція нейтралізації):
NaOH + HCl = NaCl + H2O
5. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:
Na2СO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СО2↑(Н2СО3)
ІІ. Якісна реакція:
1. якісною реакцією на хлоридну кислоту і її солі є AgNO3, при цьому утворюється білий сирнистий осад AgCl:
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Добування HCl
1. У промисловостіодержують реакцією:
H2 + Cl2 = 2НCl ↑
2. У лабораторії реакцією кристалічної кухонної солі з концентрованою сульфатною кислотою:
2NaCl(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 оксиди 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(-183оС) та інші гази у рідкому стані зберігають у посудині Дюара(термос).
Хімічні властивості кисню
1. Кисеньвзаємодіє 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 атмосферікисню 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)
2KClO3 = 2KCl + 3O2 ↑.
Калій хлорат (бертолетова сіль)
2H2O2 = 2H2O + + O2 ↑.
Гідроген пероксид (перекис водню, пергідроль)
2H2O = 2H2↑ + + 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 →
→ Sn - 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 згорянніутворюється 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+ + S2-
2. реакція з металами до Н:
Mg + H2S = MgS + H2↑
З. реакція з оксидами металів:
MgO + H2S= MgS + H2O
4. реакція з лугами (утворюютькислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):
NaOH + H2S = NaHS + H2O
Натрій гідрогенсульфід
2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O
ІІ. Якісна реакція:
1.Якісною реакцією на сульфідну кислоту і її солі є Pb(NO3)2, при цьому утворюється чорний осад PbS:
Pb(NO3)2 + H2S= PbS↓ + 2HNO3
Добування H2S
1. У промисловостіодержують реакцією:
H2 + S = Н2S ↑
2. У лабораторії одержують реакцією солей (сульфідів) з сильною кислотою:
2HCl + 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+ + SO42-
2. реакція з оксидами металів:
MgO + H2SO4= MgSO4 + H2O
3. реакція з лугами (утворюютькислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
Натрій гідрогенсульфат
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:
H2SO4 + 2NaCl = 2HCl + Na2SО4
Na2СO3 + 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 H2SO4 (при нагріванні)взаємодієз металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи сульфат металу, SO2 і воду.
Ме + H2SO4(конц.)= МеSO4 + SO2 ↑ + H2O (загальне рівняння)
Cu0 + 2H2S+6O4(конц.)= Cu+2S+6O4 + S+4O2 ↑ + 2H2O
S+6 + 2е = S+4 1 - реакція відновлення
Cu0 - 2е = Cu+2 1 – реакція окиснення
S+6 - окисник;
Сu0 - відновник.
При звичайних умовах концентрованаH2SO4 не взаємодієз такимиметалами: Fe, Ni, Cr і Al.
Виняток:Концентрована H2SO4 може взаємодіяти з активними металами ,
утворюючи сульфат металу , S або H2S і воду :
4Mg0 + 5H2S+6O4(конц.)= 4Mg+2S+6O4 + H2S-2 ↑ + 4H2O
Б) розведена H2SO4 взаємодієз металами тільки до Н,утворюючисіль і водень:
Fе + H2SO4(розв.)= FеSO4 + H2 ↑
2. якісною реакцією на сульфатну кислоту і її солі є Ва(NO3)2 або BaCl2, при цьому утворюється білий кристалічний осад BaSO4:
Ba(NO3)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 фізичнимивластивостямиазот – 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 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 CО3 + 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 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 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):
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↑
Дата добавления: 2016-07-09; просмотров: 1349;