вопрос. Кислородн.соединения азота.Хим.разложение нитрата и нитрита аммония. Окислит.св-ва азотн.к-ты и зависимость продуктов ее восстановления от концентрации и природы восстановителя.

Азот образует несколько оксидов, отличающихся по св-вам N₂O,NO,N₂O₃,NO₂,N₂O_4,N₂O₅. Оксиды N₂O и NO несолеобразующие,остальные – солеобразующие.

Оксид азота (I) N₂O получают обычно термич.разложением нитрата аммония. Это бесцветн.газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. Оксид азота устойчив только при комнатнойt, при повышен. t разлагается на азот и кислород. В небольших дозах иногда применяют для наркоза, а в более высоких дозах он наоборот возбуждает нервную систему.

Оксид азота (II)NO – бесцветный,малорастворимый в воде газ,не взаимодействующий с ней химически. М.б. получен соединением азота с кислородом,но лишь при t>1000^оС. Он постоянно образуется во время грозы под действием электрич.разрядов. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха до оксида азота(IV), но водородом восстанавливается до свободного азота.

Оксид азота(IV)NO₂ – бурый газ со специфич.запахом, тяжелее воздуха, ядовит. Всегда выделяется при разложении концентрированной азотной к-ты. Оксид азота(IV) – сильн.окислитель,многие в-ва(уголь,сера,фосфор) горят в нем. При взаимодействии оксида азота(IV) с водой получаются азотная и азотистая к-ты, а при растворении его в щелочах образуется смесь нитрата и нитрита.

Оксид азота(III) N₂O₃ при низк. t имеет вид темно-синей жидкости. Оксиду N₂O₃ соответствует азотистая к-та HNO₂,кот.получают действием на ее соли разбавлен. серной к-той. Соли азотистой к- ты – нитриты – более прочны и при обычных t не разлагаются. Из них наиб.значение имеет нитрит натрия NaNO₂, используемый в органич.синтезе,в производстве красителей и лекарств.

Гидратным соединением оксида азота (V)N₂O₅явл.азотная к-таHNO₃. В лаборатории азотн.к-ту получают,действуя на ее соли концентрированной серн.к-той при нагревании.Азотная к-та реагирует почти со всеми металлами, за исключ. золота и платины. Это к-та с ярко выраженными св-вами окислителя 4Zn + 9HNO₃ = NH₃ ↑ + 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O. Концентрирован.азотная к-та – еще более сильный окислитель.При взаимодействии с большинством металлов концентрирован.азотная к-та восстанавливается до диоксида азота. Некот. активн. металлы, напр. алюминий, не реагируют с азотной кислотой из-за плотной оксидной пленки, образующейся на пов-ти металла.

 

Вопрос: фосфор

Фосфор — один из самых распространённых эл-тов земной коры. В свободном состоянии не встречается из-за высокой хим. активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)_3, фосфорит Ca₃(PO₄)₂ и др. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в рез-те взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, напр., метафосфорную кислоту:4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO.

Хим.активность фосфора значит. выше, чем у азота.Хим.св-ва фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией.Белый фосфор очень активен,в процессе перехода к красному и чёрному фосфору хим.активность резко снижается.Белый фосфор на воздухе светится в темноте, это обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

Взаимодействие с простыми в-вами

Фосфор легко окисляется кислородом:4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (с избытком кислорода),

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими прост.в-вами — галогенами, серой, некот. металлами, проявл. окислит. и восстановит. св-ва:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:2P + 3Ca → Ca₃P₂,2P + 3Mg → Mg₃P₂.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:2P + 3S → P₂S₃,2P + 3Cl₂ → 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом. Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:8Р + 12Н₂О = 5РН₃ + 3Н₃РО₄ (фосфорная к-та).

В р-рах щелочей диспропорционирование происх. в большей степени:4Р+3KOH + 3Н₂О → РН₃ + 3KН₂РО₂.

Восстановит. св-ва.Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную к-ту:3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO;2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в кач-ве окислителя выступает бертолетова соль:6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

Применение. Фосфор явл. важнейшим биогенным эл-том и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. Элементарный фосфор П ервое св-во фосфора, кот. человек поставил себе на службу, — это горючесть.Наиболее активен хим., токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.). Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых в-в, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в кач-ве газопоглотителя в производстве ламп накаливания. Фосфаты широко используются:в кач-ве комплексообразователей (средства для умягчения воды).

Водород

Водород,являющийся s-эл-том, в различн.вариантах периодич.системы помещают то вместе со щелочными металлами,то с галогенами,а иногда рассматривают отдельно. Сродство к е и электроотрицательность у водорода меньше,чем у галогенов. Но водород имеет гораздо больше сходства с галогенами,чем со щелочными металлами. М-лы водорода и галогенов двухатомны.Для водорода характерны газообразное состояние и неметаллические св-ва. Н имеет ряд индивидуальн.особенностей,связанных с тем,что его валентный е нах-ся непосредственно в сфере действия атомного ядра.Наприм. протон не образует соединений с ионной связью. Особенностями строения атома водорода обусловлено также существованием Н-связи.

АТОМАРНЫЙ ВОДОРОД, высокоактивная форма водородн. газа. Образуется в смеси, в кот.происх. хим. реакция (обычно при добавлении магния или цинка в разбавленную соляную кислоту, где металл выступает как сильный ВОССТАНОВИТЕЛЬ).

Методы получения водорода основаны на получении природных газов,содержащих метан. Природный газ смешивают с водяным паром и кислородом, нагреваю в присутствии катализатора до 800-900^оС. При более высокой t водород м.б.получен разложением метана. Также промышленным методом получения водорода явл.выделение его из газов переработки нефти и угля. Одним из лабораторных методов его получения служит взаимодействие цинка с разбавленной серной или соляной к-той.

Основной потребитель водорода – хим.промышленность. Огромные его кол-ва расходуются на синтез аммиака – исходного продукта для получения азотной к-ты и азотосодержащих мин.удобрений. Водород используют для гидрогенизации жидких жиров и получения более ценных твердых жиров,идущих на изготовление маргарина. Каменный уголь обрабатывают водородом,и из полученного жидкого продукта выделяют бензин,керосин и смазочные масла.

 

Вопрос

З-н Гесса: тепловой эффект (или изменение энтальпии) реакции зависит только от начальн. и конечн. состояний реагирующих в-в и не зависит от промежуточных стадий реакции.

Теплов.эффект реакции – кол-во выделен. или поглащен. теплоты при протекании реакции

Теплота образования (энтальпия) – теплов. эффект реакции образования одного моля в-ва из прост.в-в, устойчивых при станд. условиях.

Теплота сгорания - это теплота, кот.выделяется при сгорании в-ва в кол-ве 1 моль

Следствия из з-на Гесса:

-Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (з-н Лавуазье — Лапласа).

- Тепловой эффект хим. реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных в-в, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

- Тепловой эффект хим.реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных в-в и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

- Если начальное и конечное состояния хим.реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

Применение з-на Гесса к расчету тепловых эффектов: закон Гесса позволяет рассчитывать теплоты образования нестабильных соединений и тепловые эффекты реакции, кот.нельзя осуществить экспериментально. Так,невозможно определить тепловой эффект реакции горения графита до оксида СО, т.к. при этом всегда образуется то или иное количество СО2.

Вопрос

При повышении t на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

/ =

(где и - скорости реакции при температурах и соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A •

где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная.

Е_{активации} – та энергия, кот.необх. сообщить мол-лам, чтобы они стали активными.

При столкновении активн. мол-л, они могут подойти так близко друг к другу,что становится возможным возникновение нов.хим.связей.