Специфические свойства азотной кислоты — КиберПедия 

История создания датчика движения: Первый прибор для обнаружения движения был изобретен немецким физиком Генрихом Герцем...

Наброски и зарисовки растений, плодов, цветов: Освоить конструктивное построение структуры дерева через зарисовки отдельных деревьев, группы деревьев...

Специфические свойства азотной кислоты

2018-01-29 715
Специфические свойства азотной кислоты 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

 

Сильный окислитель

 

1. Разлагается на свету и при нагревании

 

4HNO3t°,h® 2H2O + 4NO2­ + O2­

 

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

 

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

 

металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ

 

  HNO3  
  /   \  
концентрированная разбавленная
¯ ¯ ¯ ¯ ¯
Fe, Al, Cr, Au, Pt пассивирует (без нагревания) с тяжелыми металлами NO2 со щелочными и щел.зем. металлами N2O с тяжелыми металлами NO со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe NH3 (NH4NO3)

 

HNO3 + 4HCl + Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O
"царская водка" (1:3 по объему)  

 

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

 

S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

B0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO2

3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4


 

 

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

 

Реакции разложения нитратов при нагревании

 

1) Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

 

2NaNO3t°® 2NaNO2 + O2­

 

2) Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

 

2Mg(NO3)2t°® 2MgO + 4NO2­ + O2­

2Cu(NO3)2t°® 2CuO + 4NO2­ + O2­

 

3) Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

 

Hg(NO3)2t°® Hg + 2NO2­ + O2­

2AgNO3t°® 2Ag + 2NO2­ + O2­

 

4) Нитрат аммония разлагаются до N2O

 

NH4NO3t°® N2O­ + 2H2

 

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.

Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3

 

Важнейшие аллотропные модификации

 

Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.

 

Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.

 

Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив.

 

Получение

 

Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):

 

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –t°® 3CaSiO3 + 5CO­ + 2P­

 

Химические свойства.

 

1. Реакции с кислородом:

4P0 + 5O2t°® 2P2+5O5

 

(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2t°® 2P2+3O3)

 

2. С галогенами и серой:

2P + 3Cl2 ® 2PCl3

2P + 5Cl2 ® 2PCl5

2P + 5S –t°® P2S5

 

(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

 

PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

 

3. С азотной кислотой:

 

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2

 

4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

 

2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3

 

(фосфид магния легко разлагается водой

 

Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3­(фосфин))

3Li + P ® Li3P-3

 

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3­ + 3NaH2PO2

 

В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.

 

Соединения фосфора

 

P-3H3 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.

 

Получение

 

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:

 

Ca3P2 + 6HCl ® 3CaCl2 + 2PH3­

Ca3P2-3 + 6H2O ® 3Ca(OH)2+ 2P-3H3­

 

Химические свойства.

 

1) Разлагается при нагревании:

2PH3t°® 2P + 3H2

 

2) Проявляет слабые основные свойства:

 

PH3 + HI ® [PH4]+I-

йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

 

3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.

 

P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота H3PO3.

 

Получение

 

Окисление фосфора при недостатке кислорода

 

4P + 3O2 ® 2P2O3

 

Химические свойства

 

1. Все свойства кислотных оксидов.

P2O3 + 3H2O ® 2H3PO3

 

2. Сильный восстановитель

O2+ P2+3O3 ® P2+5O5

 

P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

 

Получение

 

4P + 5O2 ® 2P2O5

 

Химические свойства

 

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

 

1)

P2O5 + H2O ® 2HPO3(метафосфорная кислота)

P2O5 + 2H2O ® H4P2O7(пирофосфорная кислота)

P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4(ортофосфорная кислота)

 

2)

P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2

 

3)

P2O5 + 6KOH ® 2K3PO4+ 3H2O

 

P2O5 - сильное водоотнимающее средство:

 

4)

P2O5+ 2HNO3 ® 2HPO3 + N2O5

P2O5+ 2HClO4 ® 2HPO3+ Cl2O7

 

HP+5O3 Метафосфорная кислота.

 

 

Получение

 

P2O5+ H2O ® 2HPO3

 

Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия)

 

Химические свойства

 

Характерны все свойства кислот.

 

H3P+5O3 Фосфористая кислота

 

 

Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.

 

Получение

 

PCl3+ 3H2O ® H3PO3+ 3HCl

 

Химические свойства

 

1) Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):

 

H3PO3+ 2NaOH ® Na2HPO3+ 2H2O

 

2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:

 

4H3PO3 ® 3H3PO4+ PH3

 

3) Восстановительные свойства:

 

H3PO3+ HgCl2+ H2O ® H3PO4+ Hg + 2HCl

 

H3P+5O4 Ортофосфорная кислота.

 

 

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r= 1,88 г/см3.

 

Диссоциация:

H3PO4 «3H+ + PO4-3

H3PO4+ 3H2O «3H3O+ + PO43-

H3PO4 «H+ + H2PO4-

H2PO4- «H+ + HPO42-

HPO42- «H+ + PO43-

 

Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH2PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4).

 

Получение

 

1)

P2O5+ 3H2O ® 2H3PO4

 

Промышленный способ:

 

2)

Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) ® 2H3PO4+ 3CaSO4¯

 

3)

3P + 5HNO3+ 2H2O ® 3H3PO4+ 5NO­

 

Химические свойства

 

Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

 

2H3PO4t°® H4P2O7 + H2O

 

Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43-

 

3Ag+ + PO43- ® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок)

 

Фосфорные удобрения

 

Фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.

 

Фосфоритная мука

Получают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca3(PO4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах.

При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах:

 

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 ® Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
(Ca(H2PO4)2 простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 ®3Ca(H2PO4)2(двойной суперфосфат)

 

Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:

 

H3PO4 + Ca(OH)2 ® CaHPO4 • 2H2O

 

Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – NH4H2PO4 + NH4NO3; аммофоска – (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 + KCl.

 

 

ПОДГРУППА УГЛЕРОДА

 

Углерод Кремний

 

УГЛЕРОД

Аллотропия

 

Алмаз

 

Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C.

Атомы углерода находятся в sp3- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными - связями.

Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

 

Применение

 

Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

 

 

Графит

 

Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см3.

В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp2- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

 

Применение

 

Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

 

Карбин

 

Чёрный порошок; r = 2 г/см3; полупроводник.

Состоит из линейных цепочек –CºC–CºC– и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии.

При нагревании переходит в графит.

 

Адсорбция

 

Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества.

Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

 

Применение адсорбции

 

Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

 

Химические свойства

 

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

 

Восстановительные свойства

 

1) с кислородом

C0 + O2t°® CO2 углекислый газ

 

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

 

2C0 + O2t°®2C+2O угарный газ

 

2) со фтором

С + 2F2 ® CF4

 

3) с водяным паром

C0 + H2O –1200°®С+2O + H2 водяной газ

 

4) с оксидами металлов

C0 + 2CuO –t°® 2Cu + C+4O2

 

5) с кислотами – окислителями:

 

C0 + 2H2SO4(конц.) ® С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O

С0 + 4HNO3(конц.) ®С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

 

Окислительные свойства

 

6) с некоторыми металлами образует карбиды

 

4Al + 3C0 ® Al4C3

Ca + 2C0 ® CaC2-4

 

7) с водородом

C0 + 2H2 ® CH4

 

Оксид углерода (II) CO

 

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

 

Получение

 

1) В промышленности (в газогенераторах):

 

C + O2 ® CO2

CO2 + C ® 2CO

 

2) В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):

 

HCOOH ® H2O + CO­

H2C2O4 ® CO­ + CO2­ + H2O

 

Химические свойства

 

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

 

1) с кислородом

2C+2O + O2 ® 2C+4O2

 

2) с оксидами металлов

C+2O + CuO ® Сu + C+4O2

 

3) с хлором (на свету)

CO + Cl2hn® COCl2(фосген)

 

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

 

CO + NaOH ® HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))

 

5) с переходными металлами образует карбонилы

 

Ni + 4CO –t°®Ni(CO)4

Fe + 5CO –t°®Fe(CO)5

 

Оксид углерода (IV) СO2

 

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется "сухой лёд"); не поддерживает горение.

 

  O=C=O

 

Получение

 

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

 

CaCO3t°® CaO + CO2­

 

2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

 

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­

NaHCO3 + HCl ® NaCl + H2O + CO2­

 

Способы собирания

 

вытеснением воздуха

 

Химические свойства

 

Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

 

Na2O + CO2 ® Na2CO3

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2 ® NaHCO3

 

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

 

С+4O2 + 2Mg –t°® 2Mg+2O + C0

 

Качественная реакция

 

Помутнение известковой воды:

 

Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3¯(белый осадок) + H2O

 

Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

 

CaCO3 + H2O + CO2 ® Сa(HCO3)2

Угольная кислота и её соли

 

H2CO3

 

 

Кислота слабая, существует только в водном растворе:

 

CO2 + H2O «H2CO3

 

Двухосновная:

H2CO3 «H+ + HCO3-

HCO3- «H+ + CO32-

 

Характерны все свойства кислот.

Cредние соли - карбонаты (СO32-).

Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO3-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

 

2NaHCO3t°® Na2CO3 + H2O + CO2­

Na2CO3 + H2O + CO2 ® 2NaHCO3

 

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

 

CuCO3t°® CuO + CO2­

 

Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

 

Na2CO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­

 

 

КРЕМНИЙ

 

Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.

Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе)

 

1s22s22p6 3s23p2  
  Возбуждённое состояние  

Степени окисления: +4, -4.

 

Аллотропия

 

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; r = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру (sp3- гибридизация атомов кремния) и образует прочные ковалентные - связи. Инертен.

 

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, r = 2 г/см3, более реакционноспособен.

 

Получение

 

1)

2С + Si+4O2t°® Si0 + 2CO

 

2)

2Mg + Si+4O2t°® 2MgO + Si0

 

Химические свойства

 

Типичный неметалл, инертен.

 

Как восстановитель:

 

1) С кислородом

Si0 + O2t°® Si+4O2

 

2) С фтором (без нагревания)

Si0 + 2F2 ® SiF4­

 

3) С углеродом

Si0 + C –t°® Si+4C

(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

 

4) С водородом не взаимодействует. Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:

 

Mg2Si + 2H2SO4 ® SiH4­ + 2MgSO4

 

5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

 

3Si + 4HNO3 + 18HF ® 3H2[SiF6] + 4NO­ + 8H2O

 

6) Со щелочами (при нагревании):

 

Si0 + 2NaOH + H2O ® Na2Si+4O3+ 2H2­

 

Как окислитель:

 

7) С металлами (образуются силициды):

 

Si0 + 2Mg –t°® Mg2Si-4

 

Силан SiH4

 

Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

 

Получение

 

Mg2Si + 4HCl ® 2MgCl2 + SiH4­

 

Химические свойства

 

1)

SiH4 + 2O2 ® SiO2 + 2H2O

 

2)

SiH4 ® Si + 2H2­

 

Оксид кремния (IV) (SiO2)n

 

SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма,опал, кремнозём (основная часть песка)

 

 

Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины)

K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)

 

Физические свойства

 

Твёрдое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

 

Кислотный оксид

 

При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

 

1) С основными оксидами:

SiO2 + CaO ® CaSiO3

 

2) Со щелочами:

SiO2 + 2NaOH ® Na2SiO3 + H2O

 

3) С водой не реагирует

 

4) С солями:

SiO2 + CaCO3 ® CaSiO3 + CO2­

SiO2 + K2CO3 ® K2SiO3 + CO2­

 

5) С плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF ® SiF4­ + 2H2O

SiO2 + 6HF ® H2[SiF6](гексафторкремниевая кислота) + 2H2O

(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Кремниевые кислоты

 

 

x • SiO2 • y H2O

 

x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.

 

H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

 

Получение

 

Na2SiO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2SiO3¯

 

При нагревании разлагается:

H2SiO3t°® H2O + SiO2

 

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

 

Выветривание горных пород (разрушение минералов):

 

(K2O • Al2O3 • 6SiO2)(полевой шпат) + CO2 + 2H2O ®
® (Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O)(каолинит (глина)) + 4SiO2(кремнезём (песок)) + K2CO3

 

 

МЕТАЛЛЫ

Общие свойства

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

Подгруппа алюминия

Переходные металлы

 

ОБЩИЕ СВОЙСТВА

 


Поделиться с друзьями:

Таксономические единицы (категории) растений: Каждая система классификации состоит из определённых соподчиненных друг другу...

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰)...

Состав сооружений: решетки и песколовки: Решетки – это первое устройство в схеме очистных сооружений. Они представляют...

История создания датчика движения: Первый прибор для обнаружения движения был изобретен немецким физиком Генрихом Герцем...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.369 с.