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 корі49%.

Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2, 0 , +2+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 кисню21%, 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 :

SO2це 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):

H24 ↔ 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 + Na24

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 3 + 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 3 = 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:

NH43 = 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 3 - «амоняк» -в кулінарії при випіканні тортів.

4. Суміш NH43 + 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. KNO3калійнаселітра(індійська);

2. NaNO3натрієва селітра(натронна,чилійська);

3. Ca(NO3)2кальцієва селітра(вапняна, норвежська);

4. NH4NO3 - аміачна селітра(амонійна).

5. Вa(NO3)2барієва селітра(баритна)

6. Mg(NO3)2магнієва 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):

0 + 3Mg = Mg3Р2-3 магній фосфід

Р0 – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

0 + 3O20 = 2Р2+3 O3

0 + 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;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.379 сек.