Вся химия в 50 таблицах - Стахеев А.Ю.
ISBN 5-7804-0063-6
Скачать (прямая ссылка):
Качественная реакция на ион ЫН4+ — выделение аммиака при реакции солей аммония со щелочами:
N4.01 + NaOH = N801 + N^1 + Н,0
4 3 с
Азотные удобрения
Аммиачная вода NHз, Селитры №N0.,, КЫ03, ЫН^03 Сульфат аммония ^Н4)2504 Карбамид (мочевина) С0(ЫН2)2
29
со о
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
©©©e©<J
2р
2s 1 1
II
Н—О—N
или
Н-О—N<+
4v
.о-т
1
Оксид азота (I), N О Получение:
т°
ЫН^Оз = Ы20 + 2Н20 бесцветный газ со сладковатым запахом, заметно растворяется в Н20
несолеобразующий
>500°С — разлагается 2N20 = 2N2 + 02 поэтому окисляет вещества, реагирующие с 02 N20 + Н2 = N2 + Н20
2N20 + С
С02 +
2N„
Положительные степени окисления
+® Оксид азота (II), N0 Получение:
в промышленности (стадия производства HN03) Pt
4NH3 + 502 = 4NO + 6Н20 в лаборатории 3Cu + 8HNO, = 3Cu(N03)2 +
2NOt + 4Н20
бесцветный газ, трудно сжижаемый плохо растворим в Н20
I несолеобразующий ~"|
окисл ител ьно-восстановительная
двойственность восстановитель: 2N0 + 02 = 2N02 2N0 + Cl2 = 2N0CI окислитель: 2N0 + 2S02 = 2S03 + N2 в водном растворе. 2N0 + 2Н,0 + 2S0, = N, + 2KS0,
? 2 2 2 4
+(1) Оксид азота (III), 1Ч203 Получение:
ГЮ2 + МО*=-М203, нестоек
Кислотный оксид
со щелочами
М203 + 2МаОН = 2МаМ02 + Н20 нитрит натрия
HN02 — кислота средней силы, неустойчивая кислота диспропорционирует
t°
2HN02 = Н20 + N02 + N0 с=. ?>При растворении в воде
хранение окислительно-восстановительная
двойственность окислитель:
2Н1
восстановитель:
2КМп04 + 6НЫ02 = 2Мп(Ы03)2 + КЫ03 + КЫ02 + ЗН20 Соли азотистой кислоты — нитриты
+ 2HN02 = 12 + 2N0 + 2Н20
(KNO.
NaNO,)
+® Оксид азота (IV), N0 Получение:
строение молекулы азотной кислоты
+© Оксид азота (V), [\120 Получение:
2NO + 02 = 2N02
2. Cu + 4HNO.
конц.
3. 2Pb(N03)2 =
-11.2°C
2N0„
= Cu(N03)2 + 2N02 + + 2H20 2PbO + 4N02 + 02
бурый газ -М40°с бесцв. кристалл.
кислотный оксид
2N02 + Н20 = HNO.
+ HNO,
со щелочами:
2М02 + 2МаОН = МаМ03 + МаМ02 +
н2о
сильный окислитель:
Г>102 + СО = N0 + С02
М02 + Э02 N0 + Э03 (нитроэный
способ получения серной кислоты)
Химические свойства HNO,
сильная кислота, окислитель: HNO, => N0, =>
NA
NO
N20
=> N, =>
NH4N03
Cu + 4HNOJlMMU 3Cu + 8НМОар„61 = 4Mn+ lOHNO^, 4Zn+ 10HNO„_
Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20 4Mn(N03)2 + N20 + 5H,0
4Zn(NO_), + NH.NO,
+ зн2о
Смесь продуктов в зависимости от активности металла и концентрации НМ03 Концентрированная НЫО, пассивирует (на холоду) Ре, А1, Сг_
Неметаллы: окисляются до соответствующих кислот, HNO => N02 или NO (в зависимости от разбавления)
Р + SHNO^, = Н3Р04 + 5N02T + Н,0 12 + lOHNO^, = 2НЮ3 + 10NO2t + 4Н20 S + OHNO^, = H2S04 + 6N02t + 2Н20
1 объем HN03 + 3 объема HCl -> «царская водка» Au + HNO, + 4HCI -> N0 + 2Н.0 + H[AuCI4]
Нитраты — хорошо растворимы в воде. Разлагаются при сильном нагревании.
Щелочные и щелочноземельные металлы Малоактивные металлы
^•N^N(5, ^N0, » 0,Т 2РЬ(МО ) = 2РЬО + 4N02t + ОЛ 2AgN03 = 2Ад + 2NOЛ + О Т
1. 6HNO.
дегидратация HNO.
+ Р205 = 2Н3Р04 + 3N2Os
2. 2N02 + О,
N205+ 02
бесцветные нестойкие кристаллы >0°
2N2Os = 4N02 + 02
Кислотный оксид
N20s + Н20 = 2HN03
сильный окислитель
Азотная кислота HN03 Получение:
В лаборатории
т."
NaN03 + Н2Э04 = NaHS04 + HN03t В промышленности
Рт.
1) 4NH3 + 502 = 4NO + 6Н20
2) 2N0 + 02 = 2N02 (при охлаждении)
3) 4N02 + 02 + 2Н20 = 4HN03 (под давлением 02)
Физические свойства
Бесцветная жидкость, при -42°С переходит в кристаллическое состояние, с Н20 смешивается в любых соотношениях
Качественная реакция на ион N03"
2NaN03 + 3H2S04 + Cu = 2N02t + CuS04 + 2NaHS0,, + 2H,0 бУРый газ
Уа ПОДГРУППА. N. Р, Ав, БЬ, ВІ. ФОСФОР Р
1 II II +3ё
т| т | т л нет V азота і.
а
О в
известны и другие степени окисления
Фосфор: несколько аллотропных модификаций Белый (желтый) фосфор, молекулярное строение р4, ^ 44°с, сильно ядовит, растворим в сбг, с2Н5ОН и др. Окисление белого фосфора на воздухе сопровождается свечением. Химически активен.
Красный фосфор 1 полимерное строение, не ядовиты, Черный фосфор Г нерастворимы в воде и органических растворителях нагревание, пов. давление Белый фосфор - - Красный фосфор
нагревание, пониж. давление
неметаллы
Л
мн3
АбН3 БЬН,
ВІН основность 3
V
восстановительные свойства
В природе: земн. кора 0.1%. В свободном виде не существует. Фосфорит Са3(Р04)2, фторапатит — ЗСа3(Р04)2 • СаР2 и др. Получение: 2Са3(Р04)2 + ЮС + 6БЮ2 = ЮСОТ + бОавЮ., + Р4Т (электр. печь)_(
Химическая активность фосфора значительно выше, чем N.. восстановитель: 50, + 4Р = 2Р,Ос 30, + 4Р = 2Р203 (недостаток 02)
5С12 + 2Р = 2РС15
302 + 4Р 312 + 2Р = 2Р13
окислитель:
ЗР + 5НгЮ3 + 2Н20 = ЗН3Р04 + 5гЮ 2Р + 5Си504 + 8Н20 - 5Н2304 + 5Си + 2Н3Р04
2Р + ЗМд = Мд3Рг (фосфид магния)
соединения с водородом -менее устойчивы, чем у N
+3
кислородные соединения более устойчивы,чем у N
+5
Са3Р2
фосфиды
ЗСа + 2Р = Са3Р^ фосфин: РН3
Са3Р2 + 6Н20 = ЗСа(ОН)2 + 2РН3Т фосфин — ядовитый газ, бесцветен, плохо растворим в Н20, нестоек.
РН3 — более слабое основание, чем МН3
