Законы химии

Термическая диссоциация. Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO 2Hg + O2. Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора - диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO2 2BaO + O2

Получение оксидов кислорода. Оксиды получают главным образом двумя следующими методами:

1. Непосредственным соединением элементов с кислородом. Кислород непосредственно соединяется с большинством элементов, за исключением благородных и галогенов. При непосредственном взаимодействии с кислородом большинство щелочных металлов дает не нормальные оксиды, а пероксиды или надпероксиды.

2. Нагреванием гидроксидов или других легко разлагающихся кислородных соединений

Пероксид водорода. Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода, является пероксид водорода H2O2. Название «пероксид» принято для соединений, содержащих связь -O-O-. Пероксид водорода имеет строение асимметрично изогнутой цепи:

Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла с кислотой

BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

либо разложением пероксодисерной кислоты H2S2O8, которую получают электролитически:

Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. В присутствии сильного окислителя (например, MnO2 или MnO4-) H2O2 окисляется, выделяя кислород и воду. В молекулах пероксида водорода H2O2 атомы кислорода находятся в степени окисления -I. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20 % пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.

В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными.

Озон. Кроме атомарного кислорода O и двухатомной молекулы O2 существует третья форма кислорода - озон O3, содержащий три кислородных атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O2 2O3.

35. Гидрогенхалькогениды. Строение молекул, добычи, кислотные, восстановительные свойства, термическая стойкость. Сульфиды, гидрогенсульфиды. Отношение к воде, кислотам. Кислотно-основные свойства сульфидов, взаимодействие сульфидов, тиосоли. Качественные реакции на сульфид-ион

Сульфимды (от лат. sulphur -- сера) -- класс химических соединений, представляющих собой соединения металлов (а также ряда неметаллов В, Si, Р, As) с серой (S), где она имеет степень окисления ? 2. Могут рассматриваться как соли сероводородной кислоты H2S. Свойства сульфидов сильно зависят от металлов, входящих в их состав.

С. щелочных металлов бесцветны, хорошо растворимы в воде. Их водные растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. При действии разбавленных кислот выделяют H2S.

С. щёлочноземельных металлов бесцветны, в воде малорастворимы. Во влажном воздухе выделяют H2S. По остальным свойствам подобны С. щелочных металлов. И те и другие С. легко окисляются до сульфатов.

С. тяжёлых металлов практически нерастворимы в воде. Почти все они чёрного или черно-бурого цвета (за исключением белого ZnS, розоватого MnS, жёлтого CdS, оранжево-красного Sb2S3, жёлтого SnS2). Неодинаковое отношение С. к кислотам и С. аммония используется в химическом анализе.

H2S сероводород, гидрогенсульфид -- бесцветный газ с запахом тухлых яиц, хорошо растворяется в воде. Водный раствор его называют сероводородной (сульфидной) кислотой. Химическая формула -- H2S. Плохо растворим в воде, хорошо -- в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы.

3H2S + 8HNO3(конц) = 3H2SO4 +8NO + 4H2O,

H2S + H2SO4(конц) = S +SO2 + 2H2O,

H2S + 3H2SO4(конц) = 4SO2 + 4H2O.

Тиосоли

Многие сульфиды растворяются в растворах сульфидов щелочных металлов,образуя тиосоли,например:

As2S3 + 3K2S = 2K3[AsS3] (12)

Полученное соединение называется тиоарсенат калия.

Этот процесс вполне аналогичен процессу образования солей кислородных кислот при соединении кислого и основного окислов:

As2O3 + 2K2O = 2K3[AsO3] (13).

Тисоли можно рассматривать также как соли,аналогичные солям кислородных кислот, но только содержащие вместо кислорода серу.

Качественные реакции на сульфид-анион S2-. Из сульфидов растворимы сульфиды только щелочных металлов и аммония. Нерастворимые сульфиды имеют специфическую окраску, по которым можно определить тот или иной сульфид.

Окраска:MnS - телесный (розовый).ZnS - белый.PbS - черный.Ag2S - черный.CdS - лимонно-желтый.SnS - шоколадный. HgS (метакиноварь) - черный. HgS (киноварь) - красный.Sb2S3 - оранжевый.Bi2S3 - черный.

Некоторые сульфиды при взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют токсичный газ сероводород H2S с неприятным запахом (тухлых яиц):

Na2S + 2HBr = 2NaBr + H2S^

S2- + 2H+ = H2S^

А некоторые устойчивы к разбавленным растворам HCl, HBr, HI, H2SO4, HCOOH, CH3COOH - к примеру CuS, Cu2S, Ag2S, HgS, PbS, CdS, Sb2S3, SnS и некоторые другие. Но они переводятся в раствор конц. азотной кислотой при кипячении (Sb2S3 и HgS растворяются тяжелее всего, причем последний гораздо быстрее растворится в царской водке):

CuS + 8HNO3 =t= CuSO4 + 8NO2^ + 4H2O

Также сульфид-анион можно выявить, приливая раствор сульфида к бромной воде:

S2- + Br2 = Sv + 2Br-

Образующаяся сера выпадает в осадок. Еще одна из качественных реакций на ион S(2-).

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2NaNO3

Ионное уравнение:

S(2-) + Pb(2+) = PbS.

Выпадает черный осадок сульфида свинца.

36. Соединения халькогенов (IV). Оксиды, кислоты, добыча, кислотные свойства. Отношение сульфита и гидрогенсульфиту к воде. Окислительно-восстановительные свойства халькогенит-ионов

Соединения четырехвалентной серы

Получение SO2 Оксид серы (IV) SO2 - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, при этом образуется слабая двухосновная сернистая кислота H2SO3.Сернистый газ может быть получен большим числом способов:

H2S + H2SO4(конц) = S + SO2 + 2H2O,

H2S + 3H2SO4(конц) = 4SO2 + 4H2O,

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2,

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2+ H2O,

Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O,

SF4 + 2H2O = SO2 + 4HF,

S2Cl2 + 2H2O = SO2 + H2S + 2HCl.

Химические свойства SO2

SO2 - сернистый ангидрид - кислотный окисел, поэтому:

SO2 + NaOH = NaHSO3,

SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O.

SO2 + C = S + CO2,



Сернистый газ обладает свойствами восстановителя:

2SO2 + O2 = 2SO3,

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr,

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4,

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2О

Окисление SO2 в SO3 сейчас в промышленности проводят в специальных контактных аппаратах при температуре примерно 4500 С и при использовании в качестве катализатора V2O5 или NaVO3. Раньше широко применялся камерный способ, газообразные оксиды азота NO и NO2. При этом протекали следующие промежуточные реакции:

2NO2 + 2SO2 = 2NO + 2SO3,

2NO + O2 = 2NO2,

2SO2 + O2 = 2SO3.

Оксиды азота не входят в итоговое уравнение реакции, хотя и помогают окислению SO2 в SO3 на промежуточных стадиях.

Сернистая кислота - слабая двухосновная кислота:

H2O + SO2 = H2SO3 = H+ + HSO3- = 2H+ + SO32-,

2H2SO3 + CaO = Ca(HSO3)2 + H2O,

H2SO3 + CaO = CaSO3 + H2O,

H2SO3 + KOH = KHSO3 + H2O,

H2SO3 + 2 KOH = K2SO3 + 2H2O.

Соли сернистой кислоты - сульфиты являются сильными восстановителями:

4 H2SO4 + 3 Na2SO3 + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

37. Соединения халькогенов (VI), оксиды, кислоты. Добыча. Изменение кислотных, окислительно-восстановительных свойств в ряду халькогенатних кислот. Серная кислота. Добыча серной кислоты контактным и нитрозным способами. Характеристика окислительных (отношение к металлам, неметаллов, гидрогенгалогенидив), свойств серной кислоты. Сульфаты и гидрогенсульфат, отношение к воде. Качественные реакции на сульфат-ион

Соединения шестивалентной серы

SO3 - бесцветная низкокипящая при этом образуется жидкость, хорошо растворимая в воде, сильная двухосновная серная кислота (H2SO4).

Серный газ получают:

Fe2(SO4) = Fe2O3+ 3SO3

2SO2 + O2 = 2SO3,

Химические свойства SO3

SO3 - серный ангидрид - кислотный окисел, поэтому:

SO3 + H2O = H2SO4,

SO3 + NaOH = NaHSO4,

SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O.

При растворении SO3 в воде выделяется большое количество тепла:

SO3 + H2O = H2SO4 + Q,



Вода бурно испаряется, и эта реакция начинает идти в газовой фазе, в результате образуется туманообразная серная кислота, которая плохо конденсируется и нарушает весь технологический процесс. Поэтому SO3 поглощают концентрированной 95 % серной кислотой. Сначала SO3 переводит воду в 100 % H2SO4, а потом растворяется в ней, образуя олеум: обычно 20 % раствор SO3 в чистой серной кислоте. По мере надобности, разбавляя олеум водой, можно получать серную кислоту требуемой концентрации.

Серная кислота - сильная двухосновная кислота:

H2SO4 = H+ + HSO4- = 2H+ + SO42-,

которая взаимодействует с металлами, основными оксидами, щелочами и основаниями:

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2,

2H2SO4 + Li2O = 2LiHSO4 + 2H2O,

H2SO4 + Li2O = Li2SO4 + H2O,

H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O,

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O.

Концентрированная серная кислота обладает окислительными свойствами:

3Zn + 4H2SO4(конц) = 3ZnSO4 + S + 4H2O,

2Ag + 2H2SO4(конц) = Ag2SO4 + SO2 + Н2O,

C + 2H2SO4(конц) = CO2+ 2SO2 + 2H2O,

S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O,

2P + 5H2SO4(конц) = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Pb + 2H2SO4(конц) = PbSO4 + SO2 + 2H2O.

Серная кислота в лабораторных условиях используется для создания кислой среды при проведении реакции, как катализатор, как водоотнимающее средство, для осушки воздуха и других газов, для различных синтезов.

Серная кислота - основной реагент для многих химических производств. Ее используют для получения фосфорной, соляной, азотной и многих других кислот, фосфорных,

азотных и калийных удобрений, многих солей, в для очистки нефтепродуктов. металлургической промышленности.

Соли серной кислоты.

Можно перечислить важнейшие природные сульфаты: CaSO4·2H2O - гипс; CaSO4 ангидрит; Na2SO4·10H2O - глауберова соль; CuSO4·5H2O - медный купорос

Для них характерны реакции обмена:

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4Ї + 2NaCl.

При действии восстановителей на соли при высокой температуре могут идти реакции:

BaSO4 + 2C = BaS + 2CO2,

а при нагревании сульфаты могут разлагаться:

CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + О2

Сырьём для получения серной кислоты служат сера, сульфиды металлов, сероводород, отходящие газы теплоэлектростанций, сульфаты железа, кальция и др.

Основные стадии получения серной кислоты:

1. Обжиг сырья с получением SO2

2. Окисление SO2 в SO3

3. Абсорбция SO3

В промышленности применяют два метода окисления SO2 в производстве серной кислоты: контактный -- с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный (башенный) -- с оксидами азота. Контактный способ вытесняет нитрозный. Ниже приведены реакции по производству серной кислоты из минерала пирита на катализаторе.

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2SO2 + O2 (V2O5) > 2SO3

SO3 + H2O > H2SO4

Известно сотни веществ, ускоряющих окисление SO2 до SO3, три лучших из них в порядке уменьшения активности: платина, пятиокись ванадия и окись железа. При этом платина отличается дороговизной и легко отравляется примесями, содержащимися в газе SO2, особенно мышьяком. Окись железа требует высоких температур для проявления каталитической активности (выше 625 гр. C). Таким образом, ванадиевый катализатор является наиболее рациональным, и только он применяется при производстве серной кислоты. Нитрозный метод получения серной кислоты

SO2 + NO2 > SO3 + NO ^.

2NO +O2 > 2NO2

При реакции SO3 с водой выделяется огромное количество теплоты, и серная кислота начинает закипать с образованием "туманов" SO3 + H2O = H2SO4 + Q. Поэтому SO3 смешивается с H2SO4, образуя раствор SO3 в 91% H2SO4 - олеум

Получение серной кислоты (т.н. купоросное масло) из железного купороса - термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси

2FeSO4·7H2O >Fe2O3+SO2+H2O+O2

SO2+H2O+O2 ? H2SO4

Качественные реакции на сульфат-иона SO42-

Сульфаты аммония и многих металлов хорошо растворяются в Н2О. Сульфаты кальция, стронция, бария, свинца (II)малорастворимы в воде, что широко используется в химическом анализе.

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

Ва2++ SO42---> BaSO4

(белый мелкокристаллический)

Выпадает белый осадок сульфата бария. Если в растворе присутствует перманганат калия КМО4,то осадок BaSO4окрашивается в фиолетово - красный цвет за счет адсорбции МпО4' -ионов на осадке.

BaSO4не растворяется в минеральных кислотах, за исключением концентрированной H2SO4,в которой он частично растворим с образованием Ba(HSO4)2:

BaSO4+ H2SO4->Ba(HSO4)2

2.Реакция с катионами свинца.

РЬ2т+ SO42- -> PbSO4J. (белый кристаллический)

ОсадокPbSO4частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водных растворах ацетатов натрия CH3COONaили аммония CH3COONH4с образованием комплексных соединений:

PbSO4+ 4 NaOH -- Na2[Pb(OH)4] + Na2SO4

3.Реакция с родизонатом бария.

Методика.На листок фильтровальной бумаги наносят каплю раствора ВаС12 и 1каплю раствора родизоната натрия Na2C6Oeили родизоновый кислоты Н2Сб06. На бумаге возникает красное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора,содержащего сульфат - ионы (Na2SO4, K2~SO4или H2SO4разбавленной). Пятно обесцвечивается.

38. Общая характеристика р-элементов V группы ПС. Азот, строение молекулы. Аллотропия фосфора. Добыча азота и фосфора в лаборатории и промышленности

К главной подгруппе пятой группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

Эти элементы, имея, пять электронов в наружном слое атома, характеризуются в целом как неметаллы. На S - подуровне электроны спарены, а на Р. подуровне все три электрона непарные. При возбуждении атомов происходит распаривание S электронов и переход одного из них в d - подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют d - подуровня). Однако, способность к присоединению электронов у них выражена слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окисленность элементов этой подгруппы +5, а отрицательная -3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI-VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, т. о., не обладают кислотными свойствами.

Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах. Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у О2 и тем более F2, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам, влечлт за собой появление и нарастание металлических свойств. N2 и Р типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приблизительно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических (основных) свойств.

АЗОТ N (nitrogenium), химический элемент (ат. номер 7) VA подгруппы периодической системы элементов. Атмосфера Земли содержит 78% (об.) азота.

Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид NєN (или N2). У двух атомов азота три внешних 2p-электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N-N равно 1,095 Существуют молекулы азота с различным спином ядра - симметричные и антисимметричные.

Лабораторные способы. Азот в небольших количествах получают в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония:

Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом:

Известны и другие способы - разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной:

При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот:

Фомсфор-- химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы ; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08--0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под водой в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов восстановлению метафосфорную кислоту:

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода)

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Для получения As, Sb и Bi их сернистые руды обжигаются на воздухе, причём сульфиды переходят в оксиды, которые затем восстанавливают углём. Реакции идут по схемам:

2 Э2S3 + 9 O2 = 6 SO2 + 2 Э2O3 и Э2O3 + 3 C = 3 CO + 2 Э.

39. Соединения р-элементов V группы ПС с водородом (ЕН3). Строение молекул, способы получения, изменение устойчивости, восстановительных свойств. Аммиак, реакции присоединения, замещения, окисления Ион аммония, строение. Соли аммония, отношение к воде - частичный (рН = 7, рН <7, рН> 7) и полный гидролиз, отношение к нагреванию. Качественная реакция на ион NH4 +

Соединения азота в отрицательных степенях окисления. Основными соединениями азота, в которых он проявляет отрицательные степени окисления, являются 3 2 1 аммиак (NH3), гидразин (N2H4), гидроксиламин (NH2OH)

Остановимся на амиаке: В указанном соединении атомные орбитали атома азота, с учётом электронной пары на 2s-орбитали, находятся в sp3-гибридном состоянии, что определяет геометрическое строение молекул, их полярность и донорные свойства:

Пирамидальная молекула аммиака обладает высокой полярностью (=1,46 D). Несвязывающая электронная пара и полярность связи N-H обуславливают образование между молекулами водородных связей. Поэтому, в виду малой молекулярной массы (17 а.е.м.), аммиак при обычных условиях газ, но он имеет сравнительно высокие температуры плавления (77,750С) и кипения (33,350С), а также легко сжижается. Аммиак имеет характерный резкий запах.

Первым промышленным процессом, который использовался для получения аммиака, был цианамидный процесс. При нагревании извести СаО и углерода получали карбид кальция СаС2. Затем карбид нагревали в атмосфере азота и получали цианамид кальция СаСN2; далее аммиак получали гидролизом цианамида:

СаСN2(тв) + 3Н2О = 2NН3? + СаСО3(тв)

Этот процесс требовал больших затрат энергии и экономически был невыгоден.

Современный процесс получения аммиак основан на его синтезе из азота и водорода с использованием специального катализатора:

N2 + 3Н2 ? 2NН3 ? + 45,9 кДж

Аммиак очень хорошо растворим в воде

NH3 + H2O NH3H2O OH + NH4+ (аммоний)

Аммиак реагируют с кислотами, образуя соли:

NH3 + HCl NH4Cl (хлорид аммония),

Аммиак проявляет восстановительные свойства и окисляются чаще всего до азота:

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O,

При окислении аммиака фтором образуется трифторид азота:

4NH3 + 3F2 NF3 + 3NH4F.

Аммиак способен окислять активные металлы (реакции замещения), т.к. содержит атом водорода в степени окисления +1. Например, металлический натрий при последовательном замещении водорода в молекуле NH3 образует амиды (NaNH2), имиды (Na2NH) и нитриды (Na3N):

2NH3(жидк.) + 2Na 2NaNH2 + H2,

NH3 (жидк.) + 2Na NaNH + H2,

2NH3 (жидк.) + 6Na 2Na3N + 3H2.

Со многими другими металлами аммиак реагирует при высоких температурах, например с алюминием:

2NH3 (газ)+ 2Al 2AlN + 3H2;

Подобно замещению водорода, реакции окисления для аммиака сравнительно малохарактерны. На воздухе он не горит, но подожженный в атмосфере кислорода, сгорает желтым пламенем с образованием азота и водяного пара:

4NH3 + 302 = 6Н20 + 2N2 + 303 ккал

Фосфор образует два легко летучих водородных соединения: газообразный при обычной температуре фосфористый водород ? фосфин РН3 и жидкий при обычной температуре фосфористый водород ? дифосфин Р2Н4. Фосфин РН3, как и NH3, дает соли с кислотами, особенно с галогеноводородными (соли фосфония).

Соли аммония - сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+и кислотные остатки.

Физические свойства: соли аммония - твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных металлов (калия) имеют примерно одинаковые радиусы. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород. Доказательством металлического характера аммония является наличие амальгамы аммония - сплав аммония с ртутью, схожего с таковой щелочных металлов. При обработке амальгамы аммония холодным раствором сульфата меди, амальгама вытеснит n-е количество меди:

Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:

1) являются сильными электролитами - подвергаются диссоциации в водных растворах, образуя катион аммония и анион кислоты:

2) подвергаются гидролизу (соль слабого основания и сильной кислоты):

среда кислая, рН<7, лакмус красный;

3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:

4) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака - качественная реакция на ион аммония:

соли аммония определяют по запаху выделившегося в результате реакции аммиака, а также по синей окраске лакмуса;

5) разлагаются при нагревании:

Получение:

NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.

Все соли Аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония - (NH4)2SO4, нитрат аммония - NH4NO3, дигидрофосфат аммония - NH4Н2РO4 и гидрофосфат аммония - (NH4)2НРO4 используются в качестве минерального удобрения. Преимущество удобрения - повышенное содержание в нем аммиака. Используется хлорид аммония (NH4Cl) - нашатырь.

40. Гидразин, строение молекул, получение. Химические свойства гидразина - реакции присоединения, окисленных, востановления, замещения

Гидразимн (диамид) H2N--NH2 -- бесцветная, сильно гигроскопическая жидкость с неприятным запахом.

N2H4

Молекула N2H4 состоит из двух групп NH2, повёрнутых друг относительно друга, что обусловливает полярность молекулы гидразина, м = 0,62·10?29 Кл · м. Смешивается в любых соотношениях с водой, жидким аммиаком, этанолом ; в неполярных растворителях растворяется плохо. Гидразин и большинство его производных токсичны.

Свойства Термодинамически гидразин значительно менее устойчив, чем аммиак, так как связь N--N не очень прочна: разложение гидразина - экзотермическая реакция, протекающая в отсутствие катализаторов при 200-300 °С:

3 N2H4 > 4 NH3 + N2

Переходные металлы (Co, Ni, Cu, Ag) катализируют разложение гидразина, при катализе платиной, родием и палладием основными продуктами разложения являются азот и водород:

N2H4 > N2 + 2 H2

Благодаря наличию двух неподелённых пар электронов у атомов азота, гидразин способен к присоединению одного или двух ионов водорода. При присоединении одного протона получаются соединения гидразиния с зарядом 1+, двух протонов -- гидразиния 2+, содержащие соответственно ионы N2H5+ и N2H62+. Водные растворы гидразина обладают основными свойствами, но его основность значительно меньше, чем у аммиака:

N2H4 + H2O > [N2H5]+ + OH? (Kb = 3,0·10?6)

(для аммиака Kb = 1,78·10?5) Протонирование второй неподеленной пары электронов протекает ещё труднее:

[N2H5]+ + H2O > [N2H6]2+ + OH? (Kb = 8,4·10?16)

Известны соли гидразина -- хлорид N2H5Cl, сульфат N2H6SO4 и т. д. Иногда их формулы записывают N2H4 · HCl, N2H4 · H2SO4 и т. д. и называют гидрохлорид гидразина, сульфат гидразина и т. д. Большинство таких солей растворимо в воде.

Соли гидразина бесцветны, почти все хорошо растворимы в воде. К числу важнейших относится сульфат гидразина N2H4 · H2SO4.

Гидразин как восстановитель

Гидразин -- энергичный восстановитель. В растворах гидразин обычно также окисляется до азота:

4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 > 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O

Восстановить гидразин до аммиака можно только сильными восстановителями, такими, как Sn2+, Ti3+, водородом в момент выделения

(Zn + HCl): N2H4 + Zn + 4HCl > 2NH4Cl + ZnCl2

Окисляется кислородом воздуха до азота, аммиака и воды.

В молекуле гидразина атомы азота имеют неподеленные электронные пары. Именно эти пары и определяют способность гидразина к реакциям присоединения по донорно акцепротному механизму. Например, гидразин реагирует с кислотами с образованием солей гидразина (основные свойства):

N2H4 + 2HCl = N2H6Cl2

Гидразин мгновенно разлагается при контакте с предварительно нагретым металлическим катализатором. Происходящее при этом диспропорционирование - другое важное свойство гидразина, вызванное малой прочностью его молекулы: 3N2H4 = 4NH3 + N2

В этих реакциях гидразин тоже проявляет восстановительные свойства.

Обнаружение Качественной реакцией на гидразин служит образование окрашенных гидразонов с некоторыми альдегидами, в частности -- с p-диметиламинобензальдегидом.

Получение

Гидразин получают окислением аммиака NH3 или мочевины CO(NH2)2 гипохлоритом натрия NaClO:

NH3 + NaClO NH2Cl + NaOH

NH2Cl + NH3 N2H4 · HCl,

реакция проводится при температуре 160 °C и давлении 2,5?3,0 МПа.

Синтез гидразина окислением мочевины гипохлоритом по механизму аналогичен синтезу аминов из амидов по Гофману:

H2NCONH2 + NaOCl + 2 NaOH N2H4 + H2O + NaCl + Na2CO3,

реакция проводится при температуре ~100 °C и атмосферном давлении.

41. Гидроксиламин, строение молекулы, получение. Химические свойства гидроксиламина - реакции присоединения, окисления, востановления, диспропорционирования

Гидроксиламимн NH2OH -- бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде с образованием гидрата NH2ОН·Н2О.

Свойства

· В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

Ko = 2·10?8

Может также диссоциировать и по кислотному типа с рКа = 14,02:

В кислом водном растворе гидроксиламин устойчив, однако ионы переходных металлов катализируют его распад.

Подобно NH3, гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния (реакция присоединения), например:

· На воздухе соединение является нестабильным:

но при давлении в 3 кПа (2,25 мм рт.ст.) плавится при 32 °С и кипит при 57 °С без разложения.

· На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

· Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N2 или N2O:

· В некоторых реакциях NH2OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH3 или NH4+, например:

Получение

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH3OH)3PO4 или [Mg(NH2OH)6](ClO4)2.

Спиртовой раствор гидроксиламина можно получить действием этанола на NH3OHCl.

В промышленности соли гидроксиламина получают восстановлением NO водородом в присутствии платинового катализатора или гидрированием азотной кислоты, а также действием на азотную кислоту атомарным водородом:



В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается

Процесс присоединения электронов - восстановление. При восстановлении степень окисления понижается.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

42. Соединения азота (I), фосфора (I). Строение молекулы (N2O, гипофосфитная кислота), добыча. Кислотные свойства гипофосфитнои кислоты. Реакции нейтрализации, гипофосфиты, отношение к воде. Окислительно-восстановительные свойства соединений азота (I), фосфора (I)

Оксонитримд азомта(I) (оксид диазота, закись азота, окись азота, веселящий газ) -- соединение с химической формулой N2O. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом.Закись азота является озоноразрушающим веществом, а также парниковым газом.

Получение

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла. Поэтому, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, так как при температурах более 300 °C нитрат аммония разлагается со взрывом:

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-й азотной кислотой:

В химической промышленности закись азота является побочным продуктом и для её разрушения используют каталитические конвертеры, так как выделение в виде товарного продукта, как правило, экономически нецелесообразно.

Химические свойства

Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение. Смеси с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом в определённых концентрациях взрывоопасны. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:

При нагревании N2O разлагается:

Степень окисления +1. Известна фосфорноватистая кислота Н3РО2 и ее соли - гипохлориты. Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота H3PO2. Сильная одноосновная кислота. tпл=27оС. Энергичный восстановитель. Способна восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла. Применяют для получения прочных металлических покрытий.

Фосфорноватистая кислота - слабая одноосновная кислота:

Фосфорноватистая кислота и ее соли - сильные восстановители, например:

NiCl2+NaH2PO2+2H2O=Ni + H3PO4 + NaCl + HCl+H2

получить фосфорноватистую кислоту можно, вытесняя ее из солей - гипофосфитов - серной кислотой:

NaH2PO2 + H2SO4 = NaHSO4 + H3PO2

PH3+ 2I2 + 2H2O = H3PO2 + 4HI

43. Соединения азота (II) и азота (IV). Строение молекул оксидов, добыча в лаборатории и промышленности. Химические свойства: отношение к воде, раствора щелочи, окислительно-восстановительных свойств

Соединения азота со степенью окисления +2.

Оксид азота (II) NO. Бесцветный газ, запах и вкус которого установить не удается, так как при обычной температуре и давлении в соприкосновении с воздухом он окисляется до оксида азота (IV). Трудно сжижающийся газ, tкип=-152оС, tпл=-164оС. Ядовитый газ. Плотность относительно воздуха 1,039. Растворимость в воде относительно мала. Плохо растворяется в водном растворе поваренной соли. Водный раствор нейтрален. Обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами. Характерными являются реакции присоединения.

Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N2O2. Это непрочные соединения с ДH° димеризации около 17 кДж/моль. Жидкий оксид азота(II) на 25 % состоит из молекул N2O2, а твёрдый оксид целиком состоит из них.

Получение

Оксид азота(II) -- единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200--1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах (тепловой эффект реакции ?180,9 кДж):

и тотчас же реагирует с кислородом:

При понижении температуры оксид азота(II) разлагается на азот и кислород, но если температура падает резко, то не успевший разложиться оксид существует достаточно долго: при низкой температуре скорость распада невелика. Такое резкое охлаждение называется «закалкой» и используется при одном из способов получения азотной кислоты.

В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO3 с некоторыми металлами, например, с медью:

Более чистый, не загрязнённый примесями NO можно получить по реакциям:

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):

Химические свойства

При комнатной температуре и атмосферном давлении происходит окисление NO кислородом воздуха:

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя с образованием нитрозилхлорида:

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

Соединения азота со степенью окисления +4.

Оксид азота (IV) NO2. (диоксид азота, бурый газ) NO2 -- газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2. При температуре ниже 21°С -- это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера). При температуре ниже ?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4.

Получение

В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность:

Химические свойства

Кислотный оксид, ему соответствуют азотная и азотистая кислоты. NO2 отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 -- окислитель:

Окисляет SO2 в SO3 -- на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):

При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

Жидкий NO2 применяется для получения безводных нитратов:

44. Азотная кислота, добычи, строение молекулы. Отношение азотной кислоты к металлам, неметаллов, сложных веществ, зависимость окислительных возможностей от концентрации. Царская водка. Нитраты, отношение к воде, нагрева. Качественная реакция на нитрат-ион

Азотная кислота (HNO3), -- сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до ?3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO3

Разбавленная HNO3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Продукты взаимодействия железа с HNO3 разной концентрации

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:

и сложные вещества, например:

Некоторые органические соединения (например амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию. Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

Нитраты

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли -- нитраты -- получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется. Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

г) нитрат аммония:

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH3:

Соли азотной кислоты -- нитраты -- широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия).

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Производство азотной кислоты Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды. Качественная реакция на нитрат-анион NO3-. Нитраты в растворе не проявляют окислительных способностей. Но при подкислении раствора способны окислить, к примеру, медь (раствор подкисляют обычно разб. H2SO4):

3Cu + 2NO3- + 8H+ = 3Cu2+ + 2NO^ + 4H2O



45. Соединения р-элементов V группы ПС в степени окисления +3. Азотистая, фосфитна кислоты, добычи, строение молекул, реакциии нейтрализации. Галогениды Е (III), отношение к воде и растворам щелочи. Кислотно-основные свойства гидроксидов Е (III)

Соединения азота со степенью окисления +3.

Оксид азота (III) N2O3.

Азотистая кислота HNO2. Известна только в разбавленных охлажденных водных растворах. Легко распадается по обратимой реакции. Характер распада определяется температурой, концентрацией кислоты и влиянием других факторов. Неустойчива, и потому химически очень активна. Кислотные свойства выражены очень слабо, по силе она лишь немного превышает уксусную кислоту.

Азотистая кислота HNO2 -- слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны.

Строение

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-. При комнатной температуре преобладает транс-изомер.

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

HNO2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (KD=4,6·10?4), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами:

Получение

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N2O3 в воде:

Также она получается при растворении в воде оксида азота (IV) NO2:

Соединения фосфора со степенью окисления +3.

Оксид фосфора (III) P4O6.

Ортофосфористая (фосфористая) кислота H3PO3. Кристаллическое вещество, tпл=74оС. Является двухосновной кислотой средней силы. Сильный восстановитель. Образуется при взаимодействии P4O6 с холодной водой или же при гидролизе PCl3.

Треххлористый фосфор PCl3. Бесцветная, подвижная жидкость, кипящая при 75оС, tпл=-90оС. Во влажном воздухе сильно дымит, обладает удушливым запахом и вызывает слезоточение. Растворяет фосфор и сам растворяется в сероуглероде. Получают сжиганием белого фосфора в токе хлора. (галогенид)

Фосфористая кислота, H2(PHO3), двухосновная в водных растворах, а формально трёхосновная кислота средней силы.

Свойства

Безводная фосфористая кислота - бесцветные гидроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы и диссоциирует по двум ступеням:

HP(O)(OH)2 > HP(O)2(OH)? + H+

HP(O)2(OH)? > HPO32? + H+

При нагревании до 250 °C безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы - на фосфорную кислоту и водород.

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты, кислородом окисляется до фосфорноватой кислоты:

Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Известны одно- и двузамещённые фосфиты.

Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3.

Эфиры фосфористой кислоты

При взаимодействии спиртов с чистым PCl3 получаются моно-, ди- и триэфиры фософористой кислоты P(OR)3, легко образующие копмлексы с переходными металлами и другими акцепторами. Они также легко окисляются до соответствующих фосфатов:

2(RO)3P + 2О2 > (RO)3PO

При взаимодействии эфиров с алкилгалогенидами образуются алкилфосфонаты:

2(RO)3P + R'X > R'(RO)2P=O + RX

Получение

Получают фосфористую кислоту растворением P4O6 (P2O3) в холодной воде, гидролизом PCl3 или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами:

P2O3 + 3 H2O > 2 H3PO3

PCl3 + 3 H2O > HP(O)(OH)2 + 3 HCl

K2HPO3 + 2 HCl > 2 KCl + H3PO3

Галогениды фосфора(ІІІ): PCl3 и аналогичные бурно взаимодействуют с водой, образуя галогенводневие кислоты.

Гидроксиды - тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)n, где n = 1ч6. Форма гидроксидов Е(ОН)n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)3 и ЕО(ОН), Е(ОН)4 и Е(ОН)6 и ЕО2(ОН)2.

Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H2SO4, HNO3 и H2CO3, а не SO2(OH)2, NO2(OH) и CO(OH)2. Общая формула кислотных гидроксидов - НхЕОу, где электроотрицательную составляющую ЕОух- называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.

Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности.



46. Окислительно-восстановительные свойства соединений р-элементов V группы ПС в степени окисления +5. Общая характеристика в изменении этих свойств в соединениях. Примеры преобразований. Фосфатные кислоты, способы добывания, строение молекул, химические свойства. Фосфаты, гидрофосфат, отношение к воде. Качественные реакции на ион РО43-

Соединения фосфора со степенью окисления +5.

Оксид фосфора (V) P4O10. Имеет вид белого кристаллического снегообразного вещества, но может быть аморфным и стеклообразным. При соприкосновении с водой происходит бурная реакция гидратации, сопровождающая сильным шумом. Является самым сильным обезвоживающим средством для газов. На воздухе, притягивая влагу, быстро расплывается. Получают при горении фосфора.

Ортофосфорная кислота H3PO4. Представляет собой бесцветные, прозрачные и твердые кристаллы ромбической формы, расплывающиеся на воздухе. Является трехосновной кислотой средней силы. Очень легко растворяется в воде с выделением небольшого количества тепла. Образует три ряда солей.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфата:

Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора:

Или взаимодействием с водой оксида фосфора(V), полученного сжиганием фосфора в кислороде:

С водой реакция идет очень бурно, поэтому оксид фосфора(V) обрабатывают нагретым до 200 °C концентрированным раствором ортофосфорной кислоты.

Расплавленная ортофосфорная кислота и ее концентрированные растворы обладают большой вязкостью, что обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей.

Свойства

H3PO4 -- трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например, с хлорной HClO4, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности -- образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)4]·(ClO4).

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра -- образуется жёлтый осадок:

Качественной реакцией на ион РО43? является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

(дигидрофосфат натрия)

(гидрофосфат натрия)

(фосфат натрия)

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) -- слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) -- щелочную.

...