Разделы сайта
Выбор редакции:
- Отслеживание сдэк Можно ли забрать посылку на складе сдэк
- Найти перо птицы: что сулит примета?
- Особенности увольнения женщины с ребенком Имеют ли право сокращать на производстве вдов
- Броненосцы типа "андрей первозванный" 254 мм пушки броненосца андрей первозванный
- Инсценировка музыкальной сказки для детей старшей группы (5—6 лет) I
- Организация (предприятие) и ее основные характеристики
- Селекция наука о создании новых пород животных Понятие о породе, сорт, штамм
- Патологоанатом, основные компетенции Различая в работе
- Управление социальной защиты населения на уровне муниципального образования введение
- Как узнать о плановой проверке моего предприятия
Реклама
Как определить степень окисления hno3. Соединения азота. Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций |
Рассмотрим степени окисления всех элементов в азотной кислоте. Кислород в сложных соединениях почти всегда находится в степени окисления -2 (за исключением пероксидов, надоксидов, фторида кислорода и т.д.). Атом водорода, который обязательно входит в состав протонных кислот, имеет степень окисления +1. Чтобы определить степень окисления атома азота, необходимо решить простое уравнение. Пусть х - степень окисления азота, тогда, по принципу электронейтральности молекулы, 1 + х + 3 * (-2) = 0, откуда х = 5. Ответ: степени окисления элементов в азотной кислоте равны +1, +5, -2 для водорода, азота и кислорода соответственно. В данном задании вам необходимо определить степень окисления следующего соединения: Определите последовательность выполнения данного задания
Степень окисления в данном соединении следующаяСтепень окисления - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно - восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле. Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций. Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность. Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот. Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху. Степень окисления азотной кислоты следующая: HNO3 - степень окисления водорода + 1, степень окисления азота + 5, степень окисления кислорода - 2. Суть метода электронного баланса заключается в:
Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса представлен на диаграмме. Как это выглядит на практике, рассмотрено на примере задач по шагам . Задача .Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов: А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O Решение
. Применение метода электронного баланса по шагам. Пример "а"Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O. Шаг 1 . Подсчитаем степени окисления для каждого элемента, входящего в химическую реакцию. Ag. Серебро изначально нейтрально, то есть имеет степень окисления ноль. Степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна: 0 - (+1) - (-2)*3 = +5 (в сумме, опять же, получим ноль, как и должно быть) Теперь перейдем ко второй части уравнения. Для AgNO 3 степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна: 0 - (+1) - (-2)*3 = +5 Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2 Для H 2 O степень окисления водорода +1, кислорода -2 Шаг 2. Запишем уравнение в новом виде , с указанием степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции. Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2 Из полученного уравнения с указанными степенями окисления, мы видим несбалансированность по сумме положительных и отрицательных степеней окисления отдельных элементов . Шаг 3
. Запишем их отдельно в виде электронного баланса
- какой элемент и сколько теряет или приобретает электронов: Ag 0 - 1e = Ag +1 Серебро теряет один электрон, азот приобретает три. Таким образом, мы видим, что для балансировки нужно применить коэффициент 3 для серебра и 1 для азота. Тогда число теряемых и приобретаемых электронов сравняется. Шаг 4 . Теперь на основании полученного коэффициента "3" для серебра, начинаем балансировать все уравнение с учетом количества атомов, участвующих в химической реакции.
Пример "б"Составим электронный баланс для каждого элемента реакции окисления Ca +H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O Для H 2 SO 4 степень окисления водорода +1 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6 Для CaSO 4 степень окисления кальция равна +2 кислорода -2 откуда степень окисления серы 0 - (+2) - (-2)*4 = +6 Для H 2 S степень окисления водорода +1, соответственно серы -2 Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2 4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O При обычных условиях азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость (плотность 1,52 г/см 3), кипящую при 82,6 o C, а при температуре (-41,6 o C) затвердевающую в прозрачную кристаллическую массу. Брутто-формула - HNO 3 . Молярная масса - 93 г/моль. Строение молекулы азотной кислоты приведено на рис. 1. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Является сильным электролитом, т.е. в водном растворе практически полностью диссоциирует на ионы. В ОВР проявляет себя в роли окислителя. Рис. 1. Строение молекулы азотной кислоты с указанием валентных углов между связями и длин химических связей. HNO3, степени окисления элементов в нейЧтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав азотной кислоты, сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна. Степени окисления водорода и кислорода в составе неорганических кислот всегда равны (+1) и (-2) соответственно. Для нахождения степени окисления азота примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности: (+1) + х + 3×(-2) = 0; 1 + х — 6 = 0; Значит степень окисления азота в азотной кислоте равна (+5): H +1 N +5 O -2 3 . Примеры решения задачПРИМЕР 1 Соединения со степенью окисления –3. Соединения азота в степени окисления -3 представлены аммиаком и нитридами металлов. Аммиак - NH 3 - бесцветный газ с характерным резким запахом. Молекула аммиака имеет геометрию тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Атомные орбитали азота находятся в sp 3 -гибридном состоянии. Три орбитали задействованы в образовании связей азот-водород, а четвертая орбиталь содержит неподеленную электронную пару, молекула имеет пирамидальную форму. Отталкивающее действие неподеленной пары электронов приводит к уменьшению валентного угла от ожидаемого 109,5 до 107,3 °. При температуре -33,4 °С аммиак конденсируется, образуя жидкость с очень высокой теплотой испарения, что позволяет использовать его в качестве хладагента в промышленных холодильных установках. Наличие у атома азота неподеленной электронной пары позволяет ему образовать еще одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом в кислой среде происходит образование молекулярного катиона аммония - NH 4 + . Образование четвертой ковалентной связи приводит к выравниванию валентных углов (109,5 °) за счет равномерного отталкивания атомов водорода. Жидкий аммиак хороший самоионизирующийся растворитель: 2NH 3 NH 4 + + NH 2 - амид-анион В нем растворяются щелочные и щелочноземельные металлы, образуя окрашенные токопроводящие растворы. В присутствии катализатора (FeCl 3) растворенный металл реагирует с аммиаком c выделением водорода и образованием амида, например: 2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2 амид натрия Аммиак очень хорошо растворим в воде (при 20 °С в одном объеме воды растворяется около 700 объемов аммиака). В водных растворах проявляет свойства слабого основания. NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH - = 1,85·10 -5 В атмосфере кислорода аммиак горит с образованием азота, на платиновом катализаторе аммиак окисляется до оксида азота(II): 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O Как основание аммиак реагирует с кислотами, образуя соли катиона аммония, например: NH 3 + HCl = NH 4 Cl Соли аммония хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы. В кристаллическом состоянии термически нестойки. Состав продуктов термолиза зависит от свойств кислоты, образующей соль: NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4)HSO 4 (NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O При действии на водные растворы солей аммония щелочей при нагревании выделяется аммиак, что позволяет использовать данную реакцию как качественную на соли аммония и как лабораторный метод получения аммиака. NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О В промышленности аммиак получают прямым синтезом. N 2 + 3H 2 2NH 3 Поскольку реакция сильно обратима, синтез ведут при повышенном давлении (до 100 мПа). Для ускорения процесс проводят в присутствии катализатора (губчатое железо, промотированное добавками) и при температуре около 500 °С. Нитриды образуются в результате реакций многих металлов и неметаллов с азотом. Свойства нитридов закономерно изменяются в периоде. Например, для элементов третьего периода: Нитриды s-элементов I и II групп представляют собой кристаллические солеподобные вещества, легко разлагающиеся водой с образованием аммиака. Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3 Из нитридов галогенов в свободном состоянии выделен только Cl 3 N, кислотный характер проявляется в реакции с водой: Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3 Взаимодействие нитридов разной природы приводит к образованию смешанных нитридов: Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2 ; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3 нитридоалюминат нитридогерманат(IV) лития Нитриды ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 – твердые полимерные вещества с высокими температурами плавления (2000-3000 °С), они полупроводники или диэлектрики. Нитриды d-металлов - кристаллические соединения переменного состава (бертолиды), очень твердые, тугоплавкие и химически устойчивые, проявляют металлические свойства: металлический блеск, электропроводность. Соединения со степенью окисления –2. Гидразин - N 2 H 4 - наиболее важное неорганическое соединение азота в степени окисления -2. Гидразин представляет собой бесцветную жидкость, с температурой кипения 113,5 °С, дымящуюся на воздухе. Пары гидразина чрезвычайно ядовиты и образуют с воздухом взрывообразные смеси. Получают гидразин, окисляя аммиак гипохлоритом натрия: 2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O Гидразин смешивается с водой в любых соотношениях и в растворе ведет себя как слабое двухкислотное основание, образуя два ряда солей. N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH - , K b = 9,3×10 -7 ; катион гидрозония N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH - , K b = 8,5×10 -15 ; катион дигидрозония N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2 хлорид гидрозония дихлорид дигидрозония Гидразин сильнейший восстановитель: 4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O Несимметричный диметилгидразин (гептил) широко применяется в качестве ракетного топлива. Соединения со степенью окисления –1. Гидроксиламин - NH 2 OH - основное неорганическое соединение азота в степени окисления -1. Получают гидроксиламин восстановлением азотной кислоты водородом в момент выделения при электролизе: HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O Это бесцветное кристаллическое вещество (т.пл. 33 °С), хорошо растворимое в воде, в которой проявляет свойства слабого основания. С кислотами дает соли гидроксиламмония – устойчивые бесцветные вещества, растворимые в воде. NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8 ион гидроксиламмония Атом азота в молекуле NH 2 OН проявляет промежуточную степень окисления (между -3 и +5) поэтому гидроксиламин может выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя: 2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O; восстановитель 2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O окислитель NH 2 OН легко разлагается при нагревании, подвергаясь диспропорционированию: 3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O; Соединения со степенью окисления +1. Оксид азота(I) - N 2 O (закись азота, веселящий газ). Строение его молекулы можно передать резонансом двух валентных схем, которые показывают, что рассматривать это соединение как оксид азота(I) можно только формально, реально это оксонитрид азота(V) - ON +5 N -3 . N 2 O - бесцветный газ со слабым приятным запахом. В малых концентрациях вызывает приступы безудержного веселья, в больших дозах оказывает общее анестезирующее действие. Смесь закиси азота (80%) и кислорода (20%) использовалась в медицине для наркоза. В лабораторных условиях оксид азота(I) можно получить разложением нитрата аммония. N 2 O, полученный данным методом, содержит примеси высших оксидов азота, которые чрезвычайно токсичны! NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O По химическим свойствам оксид азота(I) типичный несолеобразующий оксид, с водой, кислотами и щелочами не реагирует. При нагревании разлагается с образованием кислорода и азота. По этой причине N 2 O может выступать в роли окислителя, например: N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O Соединения со степенью окисления +2. Оксид азота(II) - NO - бесцветный газ, чрезвычайно токсичен. На воздухе быстро окисляется кислородом с образованием не менее токсичного оксида азота(IV). В промышленности NO получают окислением аммиака на платиновом катализаторе или, пропуская воздух через электрическую дугу (3000-4000 °С). 4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO Лабораторным методом получения оксида азота(II) является взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой. 3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O Оксид азота(II) - несолеобразующий оксид, сильный восстановитель, легко реагирует с кислородом и галогенами. 2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Cl 2 = 2NOCl хлористый нитрозил В то же время, при взаимодействии с сильными восстановителями NO выполняет функцию окислителя: 2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5 Соединения со степенью окисления +3. Оксид азота(III) - N 2 O 3 - жидкость интенсивно синего цвета (т.кр. -100 °С). Устойчив только в жидком и твердом состоянии при низких температурах. По-видимому, существует в двух формах: Получают оксид азота(III) совместной конденсацией паров NO и NO 2 . В жидкости и в парах диссоциирует. NO 2 + NO N 2 O 3 По свойствам типичный кислотный оксид. Реагирует с водой, образуя азотистую кислоту, с щелочами образует соли - нитриты. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 ; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O Азотистая кислота - кислота средней силы (K a = 1×10 -4). В чистом виде не выделена, в растворах существует в двух таутомерных формах (таутомеры - изомеры, находящиеся в динамическом равновесии). нитрито-форма нитро-форма Соли азотистой кислоты устойчивы. Нитрит-анион проявляет ярко выраженную окислительно-восстановительную двойственность. В зависимости от условий он может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя, например: 2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O окислитель KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O восстановитель Азотистая кислота и нитриты склонны к диспропорционированию: 3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O Соединения со степенью окисления +4. Оксид азота(IV) - NO 2 - бурый газ, с резким неприятным запахом. Чрезвычайно токсичен! В промышленности NO 2 получают окислением NO. Лабораторным методом получения NO 2 является взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой, а также термическое разложение нитрата свинца. Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O; 2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2 Молекула NO 2 имеет один неспаренный электрон и является стабильным свободным радикалом, поэтому оксид азота легко димеризуется. Процесс димеризации обратим и очень чувствителен к температуре: парамагнитен, диамагнитен, бурый бесцветен Диоксид азота - кислотный оксид, взаимодействует с водой, образуя смесь азотной и азотистой кислоты (смешанный ангидрид). 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 ; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O Соединения со степенью окисления +5. Оксид азота(V) - N 2 O 5 - белое кристаллическое вещество. Получается дегидратацией азотной кислоты или окислением оксида азота(IV) озоном: 2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3 ; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2 В кристаллическом состоянии N 2 O 5 имеет солеподобное строение - + - , в парах (т.возг. 33 °С) - молекулярное. N 2 O 5 - кислотный оксид - ангидрид азотной кислоты: N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 Азотная кислота - HNO 3 - бесцветная жидкость с температурой кипения 84,1 °С, при нагревании и на свету разлагается. 4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O Примеси диоксида азота придают концентрированной азотной кислоте желто-бурую окраску. С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях и является одной из сильнейших минеральных кислот, в растворе нацело диссоциирует. Строение молекулы азотной кислоты описывается следующими структурными формулами: Сложности с написанием структурной формулы HNO 3 вызваны тем обстоятельством, что, проявляя в данном соединении степень окисления +5, азот, как элемент второго периода, может образовать только четыре ковалентные связи. Азотная кислота - один из сильнейших окислителей. Глубина ее восстановления зависит от многих факторов: концентрация, температура, восстановитель. Обычно при окислении азотной кислотой образуется смесь продуктов восстановления: HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® + Превалирующим продуктом окисления концентрированной азотной кислотой неметаллов и неактивных металлов является оксид азота(IV): I 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O; Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Концентрированная азотная кислота пассивирует железо и алюминий. Алюминий пассивируется даже разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота любой концентрации не действует на золото, платину, тантал, родий и иридий. Золото и платина растворяется в царской водке - смеси концентрированной азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3. Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O Сильное окисляющее действие царской водки обусловлено образование атомарного хлора при распаде хлористого нитрозила - продукта взаимодействия азотной кислоты с хлороводородом. HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O; NOCl = NO + Cl× Эффективным растворителем малоактивных металлов является смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот. 3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами восстанавливается преимущественно до оксида азота(II), например: 3P + 5HNO 3 (разб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO; 3Pb + 8HNO 3 (разб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту до N 2 O, N 2 или NH 4 NO 3 , например, 4Zn + 10HNO 3 (разб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O Основная масса азотной кислоты идет на производство удобрений и взрывчатых веществ. Получают азотную кислоту в промышленности контактным или дуговым способом, которые отличаются первой стадией - получением оксида азота(II). Дуговой способ основан на получении NO при пропускании воздуха через электрическую дугу. В контактном способе NO получают окислением аммиака кислородом на платиновом катализаторе. Далее оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV) кислородом воздуха. Растворяя NO 2 в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту с концентрацией 60-65%. 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3 При необходимости азотную кислоту концентрируют перегонкой с концентрированной серной кислотой. В лаборатории 100 %-ную азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия при нагревании. NaNO 3 (кр) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 + NaHSO 4 Соли азотной кислоты - нитраты - хорошо растворимы в воде, термически неустойчивы. Разложение нитратов активных металлов (исключая литий), стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее магния, приводит к образованию нитритов. Например: 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 При разложении нитратов лития, магния, а также нитратов металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов правее магния, вплоть до меди, выделяется смесь оксида азота(IV) и кислорода. Например: 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 Нитраты металлов, расположенных в конце ряда активности, разлагаются до свободного металла: 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 Нитраты натрия, калия и аммония широко используются для производства пороха и взрывчатых веществ, а также в качестве азотных удобрений (селитры). В качестве удобрений используют также сульфат аммония, аммиачную воду и карбамид (мочевину) - полный амид угольной кислоты: Азид водорода (динитридонитрат) - HN 3 (HNN 2) – бесцветная летучая жидкость (т.пл. –80 °С, т.кип. 37 °С) с резким запахом. Центральный атом азота находится в sp-гибридизации, степень окисления +5, соседние с ним атомы имеют степень окисления –3. Структура молекулы: Водный раствор HN 3 – азотистоводородная кислота по силе близка к уксусной, K a = 2,6×10 -5 . В разбавленных растворах устойчива. Её получают взаимодействием гидразина и азотистой кислоты: N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2 О По окислительным свойствам HN 3 (HN +5 N 2) напоминает азотную кислоту. Так, если при взаимодействии металла с азотной кислотой образуются оксид азота(II) и вода, то с азотистоводородной кислотой – азот и аммиак. Например, Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3 Смесь HN 3 и HCl ведет себя подобно царской водке. Соли азотистоводородной кислоты - азиды. Относительно устойчивы только азиды щелочных металлов, при температуре > 300 °С они разрушаются без взрыва. Остальные распадаются со взрывом при ударе или нагревании. Азид свинца используют в производстве детонаторов: Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0 Исходным продуктом для получения азидов является NaN 3 , который образуется в результате реакции амида натрия и оксида азота(I): NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O 4.2.Фосфор Фосфор представлен в природе одним изотопом - 31 Р, кларк фосфора равен 0,05 мол.%. Встречается в виде фосфатных минералов: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатиты. Входит в состав костей и зубов животных и человека, а также в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК) и аденозинфосфорных кислот (АТФ, АДФ и АМФ). Получают фосфор восстановлением фосфорита коксом в присутствии диоксида кремния. Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO Простое вещество - фосфор - образует несколько аллотропных модификаций, из которых основными являются белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор образуется при конденсации паров фосфора и представляет собой белое воскоподобное вещество (т.пл. 44 °С), нерастворимое в воде, растворимое в некоторых органических растворителях. Белый фосфор имеет молекулярное строение и состоит из тетраэдрических молекул P 4 . Напряженность связей (валентный угол P-P-P составляет всего 60 °) обусловливает высокую реакционную способность и токсичность белого фосфора (смертельная доза около 0,1 г). Поскольку белый фосфор хорошо растворим в жирах, в качестве антидота при отравлении нельзя применять молоко. На воздухе белый фосфор самопроизвольно воспламеняется, поэтому хранят его в герметически упакованной химической посуде под слоем воды. Красный фосфор имеет полимерное строение. Получается при нагревании белого фосфора или облучении его светом. В отличие от белого фосфора малореакционноспособен и нетоксичен. Однако остаточные количества белого фосфора могут придавать красному фосфору токсичность! Черный фосфор получается при нагревании белого фосфора под давлением 120 тыс.атм. Имеет полимерное строение, обладает полупроводниковыми свойствами, химически устойчив и нетоксичен. Химические свойства. Белый фосфор самопроизвольно окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре (окисление красного и черного фосфора идет при нагревании). Реакция протекает в два этапа и сопровождается свечением (хемилюминесценция). 2P + 3O 2 = 2P 2 O 3 ; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5 Ступенчато происходит также взаимодействие фосфора с серой и галогенами. 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 ; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 При взаимодействии с активными металлами фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды - соединения фосфора в степени окисления -3. 3Ca + 2P = Ca 3 P 2 Кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты) фосфор окисляется до фосфорной кислоты. P + 5HNO 3 (конц) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O При кипячении с растворами щелочей белый фосфор диспропорционирует: 4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2 фосфин гипофосфит калия |
Читайте: |
---|
Популярное:
Особенности увольнения руководителя организации |
Новое
- Найти перо птицы: что сулит примета?
- Особенности увольнения женщины с ребенком Имеют ли право сокращать на производстве вдов
- Броненосцы типа "андрей первозванный" 254 мм пушки броненосца андрей первозванный
- Инсценировка музыкальной сказки для детей старшей группы (5—6 лет) I
- Организация (предприятие) и ее основные характеристики
- Селекция наука о создании новых пород животных Понятие о породе, сорт, штамм
- Патологоанатом, основные компетенции Различая в работе
- Управление социальной защиты населения на уровне муниципального образования введение
- Как узнать о плановой проверке моего предприятия
- Да уж, теперь не разгонишься