Лекции по "Неорганической химии"

Page 1

Неорганическая
химия

---

Page 2

ВОДОРОД
Водород H - первый элемент в периодической системе, самый распространённый элемент во
Вселенной (92%); в земной коре массовая доля водорода составляет всего 1%.
Впервые выделен в чистом виде Г. Кавендишем в 1766 г. В 1787г. А.Лавуазье доказал, что
водород - химический элемент.
Атом водорода состоит из ядра и одного электрона. Электронная конфигурация - 1S
1
.
Молекула водорода двухатомная. Связь ковалентная неполярная.
Радиус атома - (0,08 нм);
потенциал ионизации (ПИ) - (13,6 эВ);
электроотрицательность (ЭО) - (2,1);
степени окисления - (-1; +1).
Изотопы:
1
1
Н - протий (99,98% по массе);
2
1
D - дейтерий (0,02%);
3
1
T - тритий (получен искусственно).
Физические свойства.
Водород - газ, бесцветный, без запаха; t°
кип
= -253°C; t°
пл
= -259°C; почти не растворяется в
воде (в 100V H
2
O растворяется 2V H
2
); легче воздуха. D (по воздуху) = 0,069.
Способы собирания.
Вытеснением воды
Вытеснением воздуха
Получение
1) взаимодействие активных металлов с кислотами - неокислителями:
Zn + 2HCl → ZnCl
2
+ H
2
↑
2) взаимодействие алюминия (или цинка) с водными растворами щелочей:
2Al + 2NaOH + 6H
2
O → 2Na[Al(OH)
4
] + 3H
2
↑
3) электролиз воды и водных растворов щелочей и солей:
2H
2
O → 2H
2
↑ + O
2
↑
2NaCl + 2H
2
O → H
2
↑ + Cl
2
↑ + 2NaOH
4) пропускание паров воды над раскалённым углём при 1000°C:
C + H
2
O ↔ CO + H
2

---

Page 3

5) конверсия метана при 900°C:
CH
4
+ H
2
O ↔ CO + 3H
2
Методы (1,2) используют в лаборатории, (3-5) используют в промышленности.
Химические свойства
При обычных условиях малоактивен (реагирует только с фтором)
Восстановительные свойства:
1) с неметаллами:
2H
2
0
+ O
2
→ 2H
2
+1
O
(со взрывом при поджоге)
H
2
0
+ S –
150-250°
→ H
2
+1
S
3H
2
0
+ N
2
←
p;t°
→ 2NH
3
+1
(в присутствии железного катализатора)
H
2
0
+ F
2
→ 2HF
(со взрывом)
H
2
+ I
2
←
t°
→ 2H
+1
I
-1
2) с оксидами металлов:
H
2
0
+ СuO –
t°
→ Cu + H
2
O
(метод получения малоактивных металлов Pb, Mo, W, Ni, Cu и др. из их оксидов)
Окислительные свойства
3) с щелочными и щелочноземельными металлами:
H
2
0
+ 2Li
0
→ 2Li
+1
H
-1
H
2
0
+ Ca
0
→ Ca
+2
H
2
-1
Гидриды MeH
n
- сильные восстановители за счёт водорода в степени окисления (-1).
Разлагаются водой и кислотами:
NaH + H
2
O → NaOH + H
2
↑
CaH
2
+ 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ 2H
2
↑
LiH + HCl → LiCl + H
2
↑
Применение
1) Для промышленного синтеза NH
3
, HCl, CH
3
OH (реакцией CO + 2H
2
–
p;t°;kat
→ CH
3
OH)
2) Восстановление редких металлов из оксидов (W, Mo и др.).
3) Гидрирование органических соединений (в частности, гидрогенизация растительных масел
в твёрдые жиры).
4) Для сварки и резки металлов водородно-кислородным пламенем.

---

Page 4

ВОДА
Вода H
2
O - самое распространённое в природе химическое соединение.
Запасы воды на Земле:
в морях и океанах - 1,4 млрд. км
3
в ледниках - 30 млн. км
3
в реках и озёрах - 2 млн. км
3
в атмосфере - 14 тыс. км
3
в живых организмах - 65%
Молекула полярна; угол
-104,5°; связь O–H ковалентная полярная.
Вода является дипольным растворителем (растворяет многие газы, жидкие и твёрдые
вещества).
Между молекулами воды - водородные связи:
Аномалии воды
1) Лёд плавает на поверхности водоёма, ρ
(льда)
= 0,92 г/см
3
, max ρ
(воды)
при +4°С = 1г/см
3
2) При замерзании воды происходит расширение объёма.
3) Самая большая теплоёмкость (в 3100 раз больше, чем у воздуха; в 4 раза больше, чем у
горных пород).
Кислотно-основные свойства
1) Слабый электролит:
H
2
O ↔ H
+
+ OH
-
2) Вода – амфотерное вещество. Она реагирует как с основными оксидами (оксидами
щелочных и щелочноземельных металлов), так и с кислотными оксидами (кроме SiO
2
).
Li
2
O + H
2
O → 2LiOH
MgO + H
2
O → Mg(OH)
2
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
3) Гидролиз некоторых солей приводит к их полному разложению:
Al
2
S
3
+ 6H
2
O → 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
S↑
Al
2
(CO
3
)
3
+ 6H
2
O → 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
O + 3CO
2
↑
4) Вода разлагает гидриды, фосфиды, карбиды, нитриды и некоторые другие бинарные
соединения активных металлов с неметаллами:
CaH
2
+ 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ 2H
2
↑
Ca
3
P
2
+ 6H
2
O → 3Ca(OH)
2
+ 2PH
3
↑
CaC
2
+ 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ C
2
H
2
↑
Ca
3
N
2
+ 6H
2
O → 3Ca(OH)
2
+ 2NH
3
↑
5) Молекулы воды с некоторыми солями дают кристаллогидраты:

---

Page 5

CuSO
4
(белый)
+ 5H
2
O → CuSO
4
5H
2
O
(синий)
Окислительно-восстановительные свойства
6) С активными металлами (стоящими в ряду напряжений металлов до Mg включительно)
образуется щёлочь и водород, а с металлами средней активности (стоящими в ряду
напряжений металлов от Mg до Pb) - оксид и водород:
2Na + 2H
2
O → 2NaOH + H
2
↑
Ca + 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ H
2
↑
3Fe + 4H
2
O –
t°
→ Fe
3
O
4
+ 4H
2
↑
7) С галогенами (продукты различны):
4F
2
+ 3H
2
O → OF
2
+ 6HF + O
2
↑
Cl
2
+ H
2
O → HClO + HCl
Вода, в состав которой входит изотоп водорода дейтерий, называется тяжёлой водой D
2
O
Физические свойства
D
2
O
H
2
O
Молекулярная масса
20
18
Плотность при 20°C (г/см
3
)
1,1050
0,9982
t° кристаллизации (°C)
3,8
0
t° кипения (°C)
101,4
100
Химические реакции с тяжёлой водой протекают медленнее, чем с обычной водой. Поэтому
D
2
O накапливается при длительном электролизе H
2
O.
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Пероксид (перекись) водорода H
2
O
2
открыт в 1818 г. Л. Ж. Тенаром при воздействии
разбавленных кислот на BaO
2
и получил название "окисленной воды".
Физические свойства
Бесцветная жидкость, которую можно перегонять без разложения при пониженном давлении.
t°
пл
= -0,8°C, t°
кип
= 152,8°С
Химические свойства
1. Разложение:
2H
2
O
2
→ 2H
2
O + O
2
↑
На свету и при нагревании эта реакция может протекать со взрывом; при использовании
катализаторов (MnO
2
, каталаза) этого можно избежать.
2. Окислительные и восстановительные свойства H
2
O
2
.
Получение
Гидролиз его производных:

---

Page 6

1. BaO
2
+ 2H
2
O ↔ H
2
O
2
+ Ba(OH)
2
2. H
2
S
2
O
8
+ 2H
2
O ↔ H
2
O
2
+ 2H
2
SO
4
Производится почти всегда по второму варианту (электрохимическим способом) из надсерной
кислоты, которая получается анодным окислением серной кислоты. Полученные слабые
растворы H
2
O
2
концентрируют в керамиковых колоннах.
Перекись водорода можно получить основываясь на способности некоторых веществ
окисляться при обыкновенной температуре, например, при пропускании О
2
в раствор
гидразобензола в бензоле получается 94%-ный раствор H
2
O
2
с выходом до 97%.
Применение
Отбеливание шелка, шерсти, пера, мехов, воска и т. п., для реставрации картин
(восстановление первоначального цвета красок), в пищевой промышленности для
консервации молока, в медицине как дезинфицирующее средство, в химическом
производстве, в реактивной технике.
Хранение
В таре из специальных пластмасс или чистого алюминия
ГАЛОГЕНЫ
Общая характеристика
Фтор и его соединения
Хлор и его соединения
Бром и его соединения
Иод и его соединения

---

Page 7

ГАЛОГЕНЫ
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII
группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Символ элемента
F
Cl
Br
I
At
Порядковый номер
9
17
35
53
85
Строение внешнего электронного слоя
2s
2
2p
5
3s
2
3p
5
4s
2
4p
5
5s
2
5p
5
6s
2
6p
5
Энергия ионизации, эв
17,42
12,97
11,84
10,45 9,2
Сродство атома к электрону, эв
3,45
3,61
3,37
3,08 2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)
4,0
3,0
2,8
2,5 2,2
Радиус атома, нм
0,064
0,099
0,114
0,133
–
Межъядерное расстояние в молекуле Э
2
, нм
0,142
0,199
0,228
0,267
–
Энергия связи в молекуле Э
2
(25°С), кДж/моль
159
243
192
157
109
Степени окисления
-1 -1, +1, +3,
+4, +5, +7
-1, +1, +4,
+5, +7
-1, +1, +3,
+5, +7
–
Агрегатное состояние
Бледно-зел.
газ
Зел-желт.
газ
Бурая
жидкость
Темн-фиол.
кристаллы
Черные
кристаллы
t°пл.(°С)
-219
-101
-8
114
227
t°кип.(°С)
-183
-34
58
185
317
ρ (г
*
см
-3
)
1,51
1,57
3,14
4,93
–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)
реагирует
с водой
2,5 : 1
по объему
3,5
0,02
–
1)
Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS
2
nP
5
.
2)
С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов,
уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства
(увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители,
окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3)
Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4)
С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают
температуры плавления и кипения, а также плотность.
5)
Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6)
Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

---

Page 8

ГАЛОГЕНЫ
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F
2
- открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF
2
:
2F
-
- 2ē → F
2
0
Химические свойства
F
2
- самый сильный окислитель из всех веществ:
1. 2F
2
+ 2H
2
O → 4HF + O
2
2. H
2
+ F
2
→ 2HF (со взрывом)
3. Cl
2
+ F
2
→ 2ClF
Фтористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;
Получение
CaF
2
+ H
2
SO
4
(конц.)
→ CaSO
4
+ 2HF↑
Химические свойства
1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF ↔ H
+
+ F
-
Соли плавиковой кислоты - фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO
2
+ 4HF → SiF
4
↑+ 2H
2
O
SiF
4
+ 2HF → H
2
[SiF
6
]
гексафторкремниевая кислота

---

Page 9

ГАЛОГЕНЫ
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl
2
- открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl
-
сильными окислителями или электрическим током:
MnO
2
+ 4HCl → MnCl
2
+ Cl
2
↑ + 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16HCl → 2MnCl
2
+ 5Cl
2
↑ + 2KCl + 8H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ 14HCl → 2CrCl
3
+ 2KCl + 3Cl
2
↑ + 7H
2
O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H
2
O → H
2
↑ + Cl
2
↑ + 2NaOH
Химические свойства
Хлор - сильный окислитель.
1) Реакции с металлами:
2Na + Cl
2
→ 2NaCl
Ni + Cl
2
→ NiCl
2
2Fe + 3Cl
2
→ 2FeCl
3
2) Реакции с неметаллами:
H
2
+ Cl
2
–
hν
→ 2HCl
2P + 3Cl
2
→ 2PCl
З
3) Реакция с водой:
Cl
2
+ H
2
O ↔ HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl
2
+ 2KOH –
5°C
→ KCl + KClO + H
2
O
3Cl
2
+ 6KOH –
40°C
→ 5KCl + KClO
З
+ 3H
2
O
Cl
2
+ Ca(OH)
2
→ CaOCl
2
(хлорная известь)
+ H
2
O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl
2
+ 2KI → 2KCl + I
2
Cl
2
+ 2HBr → 2HCl + Br
2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства

---

Page 10

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 :
400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение
1) Синтетический способ (промышленный):
H
2
+ Cl
2
→ 2HCl
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl
(тв.)
+ H
2
SO
4
(конц.)
→ NaHSO
4
+ HCl↑
Химические свойства
1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl ↔ H
+
+ Cl
-
2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
↑
3) с оксидами металлов:
MgO + 2HCl → MgCl
2
+ H
2
O
4) с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH → KCl + H
2
O
3HCl + Al(OH)
3
→ AlCl
3
+ 3H
2
O
HCl + NH
3
→ NH
4
Cl
5) с солями:
CaCO
3
+ 2HCl → CaCl
2
+ H
2
O + CO
2
↑
HCl + AgNO
3
→ AgCl↓ + HNO
3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах
используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl
-
в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором
или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с
некоторыми солями
2Fe + 3Cl
2
→ 2FeCl
3
Mg + 2HCl → MgCl
2
+ H
2
↑
CaO + 2HCl → CaCl
2
+ H
2
O
Ba(OH)
2
+ 2HCl → BaCl
2
+ 2H
2
O
Pb(NO
3
)
2
+ 2HCl → PbCl
2
↓ + 2HNO
3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и
одновалентной ртути).
Кислородсодержащие кислоты хлора
Хлорноватистая кислота HCl
+1
O
H–O–Cl

---

Page 11

Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl
2
+ H
2
O ↔ HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –
на свету
→ HCl + O↑
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH → KClO + H2O
3)
2HI + HClO → I
2
↓ + HCl + H
2
O
Хлористая кислота HCl
+3
O
2
H–O–Cl=O
Физические свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают
из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H
2
SO
4
:
2KClO
3
+ H
2
C
2
O
4
+ H
2
SO
4
→ K
2
SO
4
+ 2CO
2
↑ + 2СlO
2
↑ + 2H
2
O
2ClO
2
+ H
2
O
2
→ 2HClO
2
+ O
2
↑
Химические свойства
HClO
2
- слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
1)
HClO
2
+ KOH → KClO
2
+ H
2
O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO
2
→ HCl + HClO
3
+ 2ClO
2
↑ + H
2
O
Хлорноватая кислота HCl
+5
O
3

---

Page 12

Физические свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO
3
)
2
+ H
2
SO
4
→ 2HClO
3
+ BaSO
4
↓
Химические свойства
HClO
3
- Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO
3
→ 3P
2
O
5
+ 5HCl
HClO
3
+ KOH → KClO
3
+ H
2
O
KClO
3
- Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C)
раствор KOH:
3Cl
2
+ 6KOH → 5KCl + KClO
3
+ 3H
2
O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO
3
–
без кат
→ KCl + 3KClO
4
2KClO
3
–
MnO
2
кат
→ 2KCl + 3O
2
↑
Хлорная кислота HCl
+7
O
4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение
KClO
4
+ H
2
SO
4
→ KHSO
4
+ HClO
4
Химические свойства
HClO
4
- очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты -
перхлораты.
1)
HClO
4
+ KOH → KClO
4
+ H
2
O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO
4
–
t°
→ 4ClO
2
↑ + 3O
2
↑ + 2H
2
O
KClO
4
–
t°
→ KCl + 2O
2
↑

---

Page 13

ГАЛОГЕНЫ
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br
2
- открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; ρ= 3,14 г/см
3
; t°пл. =
-8°C; t°кип. = 58°C.
Получение
Окисление ионов Br
-
сильными окислителями:
MnO
2
+ 4HBr → MnBr
2
+ Br
2
+ 2H
2
O
Cl
2
+ 2KBr → 2KCl + Br
2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода"
(содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
1) Реагирует с металлами:
2Al + 3Br
2
→ 2AlBr
3
2) Реагирует с неметаллами:
H
2
+ Br
2
↔ 2HBr
2P + 5Br
2
→ 2PBr
5
3) Реагирует с водой и щелочами :
Br
2
+ H
2
O ↔ HBr + HBrO
Br
2
+ 2KOH → KBr + KBrO + H
2
O
4) Реагирует с сильными восстановителями:
Br
2
+ 2HI → I
2
+ 2HBr
Br
2
+ H
2
S → S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
1)
2NaBr + H
3
PO
4
–
t°
→ Na
2
HPO
4
+ 2HBr↑
2)
PBr
3
+ 3H
2
O → H
3
PO
3
+ 3HBr↑

---

Page 14

Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем
соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr ↔ H
+
+ Br
-
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr → MgBr
2
+ H
2
↑
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr → CaBr
2
+ H
2
O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr → NaBr + H
2
O
Fe(OH)
3
+ 3HBr → FeBr
3
+ 3H
2
O
NH
3
+ HBr → NH
4
Br
5) с солями:
MgCO
3
+ 2HBr → MgBr
2
+ H
2
O + CO
2
↑
AgNO
3
+ HBr → AgBr↓ + HNO
3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция -
образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для
обнаружения аниона Br
-
в растворе.
6) HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H
2
SO
4
(конц.)
→ Br
2
+ SO
2
↑ + 2H
2
O
2HBr + Cl
2
→ 2HCl + Br
2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr
+1
O и сильная
бромноватая HBr
+5
O
3
.

---

Page 15

ГАЛОГЕНЫ
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I
2
- открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
ρ= 4,9 г/см
3
; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях
(спирте, CCl
4
).
Получение
Окисление ионов I
-
сильными окислителями:
Cl
2
+ 2KI → 2KCl + I
2
2KI + MnO
2
+ 2H
2
SO
4
→ I
2
+ K
2
SO
4
+ MnSO
4
+ 2H
2
O
Химические свойства
1) c металлами:
2Al + 3I
2
→ 2AlI
3
2) c водородом:
H
2
+ I
2
↔ 2HI
3) с сильными восстановителями:
I
2
+ SO
2
+ 2H
2
O → H
2
SO
4
+ 2HI
I
2
+ H
2
S → S + 2HI
4) со щелочами:
3I
2
+ 6NaOH → 5NaI + NaIO
3
+ 3H
2
O
Иодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
1)
I
2
+ H
2
S → S + 2HI
2)
2P + 3I
2
+ 6H
2
O → 2H
3
PO
3
+ 6HI↑
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI ↔ H
+
+ I
-
2HI + Ba(OH)
2
→ BaI
2
+ 2H
2
O

---

Page 16

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl
2
→ 2HCl + I
2
8HI + H
2
SO
4
(конц.)
→ 4I
2
+ H
2
S + 4H
2
O
5HI + 6KMnO
4
+ 9H
2
SO
4
→ 5HIO
3
+ 6MnSO
4
+ 3K
2
SO
4
+ 9H
2
O
3) Идентификация анионов I
-
в растворе:
NaI + AgNO
3
→ AgI↓ + NaNO
3
HI + AgNO
3
→ AgI↓ + HNO
3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI
+5
O
3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:
3I
2
+ 10HNO
3
→ 6HIO
3
+ 10NO↑ + 2H
2
O
HIO
3
- сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H
5
I
+7
O
6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

---

Page 17

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
Общая характеристика
Кислород
Сера и ее соединения
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Общая характеристика
элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)
Таблица. Электронное строение и физические свойства.
Поряд-
ковый
№
Элемент
Относитель-
ная атомная
масса
Электронная
конфигурация
Атомный
радиус,
нм
ПИ
эВ
Э.О
Степени
окисления
t°пл
°С
t°кип
°С
ρ
г/см
3
8
Кислород
(O)
15,9994
[He] 2s
2
2p
4
0,066
14,5
3,5
-2, -1,
+1, +2
-218,4 -182,9
1,2
(-183°C)
16
Сера
(S)
32,06
[Ne] 3s
2
3p
4
0,105
10,5
2,6
-2, +2, +3,
+4, +5, +6
112,8 444,67
2,07
34
Селен
(Se)
78,96
[Ar] 3d
10
4s
2
4p
4
0,116
9,8
2,01
-2, +4, +6
217
1390
4,8
52
Теллур
(Te)
127,60
[Kr] 4d
10
5s
2
5p
4
0,143
8,6
1,9 -3, +3, +4, +5
450
1750
6,68
84
Полоний
(Po)
208,98 [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
4
0,176
7,8
1,76
+2, +4
282
962
9,32
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
КИСЛОРОД
Кислород O
2
(К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)
Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре -
49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.
Строение атома
P
1
1
= 8; n
0
1
= 8; ē = 8
1s
2
2s
2
2p
4
Физические свойства
Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H
2
O растворяется 3V O
2
(н.у.); t°
кип
= -183°С; t°
пл
= -
219°C; d по воздуху = 1,1.

---

Page 18

Способы получения
1. Промышленный способ
(перегонка жидкого воздуха).
2.
Лабораторный способ
(разложение некоторых кислородосодержащих веществ)
2KMnO
4
–
t°
→ K
2
MnO
4
+ MnO
2
+ O
2
↑
2KClO
3
–
t°;MnO
2
→ 2KCl + 3O
2
↑
2H
2
O
2
–
MnO
2
→ 2H
2
O + O
2
↑
Способы собирания
Вытеснением воды
Вытеснением воздуха
Химические свойства
Взаимодействие веществ с кислородом называется
окислением.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме
взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.
С неметаллами
C + O
2
→ CO
2
S + O
2
→ SO
2
2H
2
+ O
2
→ 2H
2
O
С металлами
2Mg + O
2
→ 2MgO
2Cu + O
2
–
t°
→ 2CuO
Со сложными веществами
4FeS
2
+ 11O
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
2H
2
S + 3O
2
→ 2SO
2
+ 2H
2
O
CH
4
+ 2O
2
→ CO
2
+ 2H
2
O
Горение в кислороде
Озон O
3
Озон -аллотропная модификация кислорода.
Физические свойства
Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; t°кип= -112°С; t°пл= -193°C.

---

Page 19

Получение
3O
2
→ 2O
3
1. Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе
2. Действием серной кислоты на пероксид бария
3BaO
2
+ 3H
2
SO
4
→ 3BaSO
4
+ 3H
2
O + O
3
↑
Химические свойства
1. Неустойчив:
O
3
→ O
2
+ O
2. Сильный окислитель:
2KI + O
3
+ H
2
O → 2KOH + I
2
+ O
2
Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

---

Page 20

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
Сера
Сероводород
Оксиды серы
Серная кислота
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
СЕРА
S
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не
смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С
Аллотропия
1) ромбическая (α - сера) - S
8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см
3
Наиболее устойчивая модификация.
2) моноклинная (β - сера) - темно-желтые иглы
t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см
3
Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в
ромбическую.
3) пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

---

Page 21

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
Строение атома
Размещение электронов по уровням и подуровням
1s
2
2p
2
2p
6
3s
2
3p
4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)
Степень
окисления
Валентность
+2, -2
II
+4
IV
+6
VI
Получение
1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H
2
S + O
2
→ 2S + 2H
2
O
3. Реакция Вакенродера
2H
2
S + SO
2
→ 3S + 2H
2
O
Химические свойства
Окислительные свойства серы
(S
0
+ 2ē → S
-2
)
1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:
2Na + S → Na
2
S
c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°:
2Al + 3S –
t°
→ Al
2
S
3
Zn + S –
t°
→ ZnS
2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:
H
2
+ S → H
2
S
2P + 3S → P
2
S
3
C + 2S → CS
2
Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē → S
+2
; S - 4ē → S
+4
; S - 6ē → S
+6
)

---

Page 22

3) c кислородом:
S + O
2
–
t°
→ S
+4
O
2
2S + 3O
2
–
t°;pt
→ 2S
+6
O
3
4) c галогенами (кроме йода):
S + Cl
2
→ S
+2
Cl
2
5) c кислотами - окислителями:
S + 2H
2
SO
4
(конц)
→ 3S
+4
O
2
+ 2H
2
O
S + 6HNO
3
(конц)
→ H
2
S
+6
O
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
Реакции диспропорционирования:
6)
3S
0
+ 6KOH → K
2
S
+4
O
3
+ 2K
2
S
-2
+ 3H
2
O
7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S
0
+ Na
2
S
+4
O
3
→ Na
2
S
2
O
3
тиосульфат натрия
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с
вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных
заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
СЕРОВОДОРОД
Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H
2
O растворяется 3V
H
2
S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
Получение
1)
H
2
+ S ←
t°
→ H
2
S
2)
FeS + 2HCl → FeCl
2
+ H
2
S↑

---

Page 23

Химические свойства
1) Раствор H
2
S в воде – слабая двухосновная кислота:
H
2
S ↔ H
+
+ HS
-
↔ 2H
+
+ S
2-
K
1
= ([H
+
] • [HS
-
]) / [H
2
S] = 1 • 10
-7
K
2
= ([H
+
] • [S
2-
]) / [HS
-
] = 1,3 • 10
-14
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые
(гидросульфиды).
2) Взаимодействует с основаниями:
H
2
S + 2NaOH → Na
2
S + 2H
2
O
3) H
2
S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H
2
S
-2
+ Br
2
→ S
0
+ 2HBr
H
2
S
-2
+ 2FeCl
3
→ 2FeCl
2
+ S
0
+ 2HCl
H
2
S
-2
+ 4Cl
2
+ 4H
2
O → H
2
S
+6
O
4
+ 8HCl
3H
2
S
-2
+ 8HNO
3
(конц)
→ 3H
2
S
+6
O
4
+ 8NO + 4H
2
O
H
2
S
-2
+ H
2
S
+6
O
4
(конц)
→ S
0
+ S
+4
O
2
+ 2H
2
O
(при нагревании реакция идет по - иному:
H
2
S
-2
+ 3H
2
S
+6
O
4
(конц)
–
t°
→ 4S
+4
O
2
+ 4H
2
O)
4) Сероводород окисляется:
при недостатке O
2
2H
2
S
-2
+ O
2
→ 2S
0
+ 2H
2
O
при избытке O
2
2H
2
S
-2
+ 3O
2
→ 2S
+4
O
2
+ 2H
2
O
5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4Ag + 2H
2
S + O
2
→ 2Ag
2
S + 2H
2
O
6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-
коричневого (почти черного) осадка PbS:
H
2
S + Pb(NO
3
)
2
→ PbS↓ + 2HNO
3
Na
2
S + Pb(NO
3
)
2
→ PbS↓ + 2NaNO
3
Pb
2+
+ S
2-
→ PbS↓
Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было
использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами
сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в
атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.
7) Реставрация:
PbS + 4H
2
O
2
→ PbSO
4
(белый)
+ 4H
2
O

---

Page 24

Сульфиды
Получение
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S → HgS
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H
2
S + 2KOH → K
2
S + 2H
2
O
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl
2
+ Na
2
S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO
3
)
2
+ Na
2
S → 2NaNO
3
+ PbS↓
ZnSO
4
+ Na
2
S → Na
2
SO
4
+ ZnS↓
MnSO
4
+ Na
2
S → Na
2
SO
4
+ MnS↓
2SbCl
3
+ 3Na
2
S → 6NaCl + Sb
2
S
3
↓
SnCl
2
+ Na
2
S → 2NaCl + SnS↓
Химические свойства
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы
имеют щелочную реакцию:
K
2
S + H
2
O ↔ KHS + KOH
S
2-
+ H
2
O ↔ HS
-
+ OH
-
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно),
растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H
2
SO
4
→ ZnSO
4
+ H
2
S↑
HgS + H
2
SO
4
–\→
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием
концентрированной HNO
3
:
FeS
2
+ 8HNO
3
→ Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
SO
4
+ 5NO + 2H
2
O
3) Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:
Na
2
S + nS → Na
2
S
n+1
(1 ≤ n ≤ 5)
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
2Na
2
S
2
+ 3O
2
→ 2Na
2
S
2
O
3
На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан
качественный анализ катионов.

---

Page 25

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
ОКСИДЫ СЕРЫ
Оксид серы IV
SO
2
(сернистый ангидрид; сернистый газ)
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H
2
O растворяется 40V SO
2
при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
Получение
1) При сжигании серы в кислороде:
S + O
2
→ SO
2
2) Окислением сульфидов:
4FeS
2
+ 11O
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
↑
3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:
Na
2
SO
3
+ 2HCl → 2NaCl + SO
2
↑ + H
2
O
4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H
2
SO
4
(конц)
→ CuSO
4
+ SO
2
↑ + 2H
2
O
Химические свойства
1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и
неустойчивая сернистая кислота H
2
SO
3
(существует только в водном растворе)
SO
2
+ H
2
O ↔ H
2
SO
3
←
K
1
→ H
+
+ HSO
3
-
←
K
2
→ 2H
+
+ SO
3
2-
K
1
= ([H
+
] • [HSO
3
-
]) / [H
2
SO
3
] = 1,6 • 10
-2
K
2
= ([H
+
] • [SO
3
2-
]) / [HSO
3
-
] = 1,3 • 10
-7
H
2
SO
3
образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты,
гидросульфиты).
Ba(OH)
2
+ SO
2
→ BaSO
3
↓
(
сульфит бария)
+ H
2
O
Ba(OH)
2
+ 2SO
2
→ Ba(HSO
3
)
2
(
гидросульфит бария)
2) Реакции окисления (S
+4
– 2ē → S
+6
)
SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O → H
2
SO
4
+ 2HBr
5SO
2
+ 2KMnO
4
+ 2H
2
O → K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 2H
2
SO
4

---

Page 26

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na
2
SO
3
+ O
2
→ 2Na
2
SO
4
; 2SO
3
2-
+ O
2
→ 2SO
4
2-
3) Реакции восстановления (S
+4
+ 4ē → S
0
)
SO
2
+ С –
t°
→ S + СO
2
SO
2
+ 2H
2
S → 3S + 2H
2
O
Оксид серы VI
SO
3
(серный ангидрид)
Физические свойства
Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно
поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
Твердый SO
3
существует в трех модификациях. SO
3
хорошо растворяется в 100%-ной серной
кислоте, этот раствор называется олеумом.
Получение
1)
2SO
2
+ O
2
←
кат;450°C
→ 2SO
3
2)
Fe
2
(SO
4
)
3
–
t°
→ Fe
2
O
3
+ 3SO
3
↑
Химические свойства
1) Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную
серную кислоту:
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
↔ H
+
+ HSO
4
-
↔ 2H
+
+ SO
4
2-
H
2
SO
4
образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):
2NaOH + SO
3
→ Na
2
SO
4
+ H
2
O
NaOH + SO
3
→ NaHSO
4
2) SO
3
- сильный окислитель.

---

Page 27

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
СЕРНАЯ КИСЛОТА
H
2
SO
4
Физические свойства
Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); ρ = 1,84 г/см
3
; нелетучая, хорошо
растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична,
обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
Производство серной кислоты
1-я стадия. Печь для обжига колчедана.
4FeS
2
+ 11O
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
+ Q
Процесс гетерогенный:
1) измельчение железного колчедана (пирита)
2) метод "кипящего слоя"
3) 800°С; отвод лишнего тепла
4) увеличение концентрации кислорода в воздухе
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный
аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V
2
O
5
):
2SO
2
+ O
2
↔ 2SO
3
3-я стадия. Поглотительная башня:
nSO
3
+ H
2
SO
4
(конц)
→ (H
2
SO
4
• nSO
3
)
(
олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и
принцип противотока.

---

Page 28

Химические свойства
H
2
SO
4
- сильная двухосновная кислота
H
2
SO
4
↔ H
+
+ HSO
4
-
↔ 2H
+
+ SO
4
2-
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
K
2
= ([H
+
] • [SO
4
2-
]) / [HSO
4
-
] = 1,2 • 10
-2
1) Взаимодействие с металлами:
a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений
левее водорода:
Zn
0
+ H
2
+1
SO
4
(разб)
→ Zn
+2
SO
4
+ H
2
O↑
b) концентрированная H
2
+6
SO
4
– сильный окислитель; при взаимодействии с металлами
(кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S
+4
O
2
, S
0
или H
2
S
-2
(без нагревания не
реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):
2Ag
0
+ 2H
2
+6
SO
4
→ Ag
2
+1
SO
4
+ S
+4
O
2
↑ + 2H
2
O
8Na
0
+ 5H
2
+6
SO
4
→ 4Na
2
+1
SO
4
+ H
2
S
-2
↑ + 4H
2
O
2) концентрированная H
2
S
+6
O
4
реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет
своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой
степени окисления, (например, S
+4
O
2
):
С
0
+ 2H
2
S
+6
O
4
(конц)
→ C
+4
O
2
↑ + 2S
+4
O
2
↑ + 2H
2
O
S
0
+ 2H
2
S
+6
O
4
(конц)
→ 3S
+4
O
2
↑ + 2H
2
O
2P
0
+ 5H
2
S
+6
O
4
(конц)
→ 5S
+4
O
2
↑ + 2H
3
P
+5
O
4
+ 2H
2
O
3) с основными оксидами:
CuO + H
2
SO
4
→ CuSO
4
+ H
2
O
CuO + 2H
+
→ Cu
2+
+ H
2
O
4) с гидроксидами:
H
2
SO
4
+ 2NaOH → Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
H
+
+ OH
-
→ H
2
O
H
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
→ CuSO
4
+ 2H
2
O
2H
+
+ Cu(OH)
2
→ Cu
2+
+ 2H
2
O
5) обменные реакции с солями:
BaCl
2
+ H
2
SO
4
→ BaSO
4
↓ + 2HCl
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4
↓
Образование белого осадка BaSO
4
(нерастворимого в кислотах) используется для
идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.
MgCO
3
+ H
2
SO
4
→ MgSO
4
+ H
2
O + CO
2
↑
H
2
CO
3
MgCO
3
+ 2H
+
→ Mg
2+
+ H
2
O + CO
2
↑

---

Page 29

ПОДГРУППА АЗОТА
Общая характеристика
Азот и его соединения
Фосфор и его соединения
ПОДГРУППА АЗОТА
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
(подгруппы азота)
Таблица. Электронное строение и физические свойства
Поряд-
ковый
№
Элемент
Относит.
атомная
масса
Электронная
конфигурация
Атомный
радиус,
нм
ПИ
эВ
ЭО
Степени
окисления
t°пл.
°С
t°кип.
°С
ρ
г/см
3
7
Азот (N)
14,01 [He] 2s
2
2p
3
0,075 14,5 3,0
-3, -2, -1, +1,
+2, +3, +4, +5
-210
-196
15
Фосфор (P)
30,97 [Ne] 3s
2
3p
3
0,110 10,5 2,1 -3, +1, +3, +5
44,1
280 1,83
33
Мышьяк (As)
74,92 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
3
0,121
9,8 2,0
-3, +3, +5
613
5,7
51
Сурьма (Sb)
121,75 [Kr] 4d
10
5s
2
5p
3
0,141
8,6 1,9 -3, +3, +4, +5 630,7 1750 6,68
83
Висмут (Bi)
208,98 [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
3
0,152
7,8 1,9
+3, +5 271,3 1560 9,78
В ряду – N – P – As – Sb – Bi → увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение
валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают
металлические свойства, ЭО уменьшается.
N, P - типичные неметаллы
As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства
Bi - типичный металл
P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.
Химические свойства
1. Основной характер оксидов R
2
O
5
увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением
порядкового номера.
2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.
3. Основной характер гидроксидов R(OH)
3
увеличивается, а кислотный – ослабевает с
увеличением порядкого номера.
RO
3
3-
+ 3H
+
↔ R(OH)
3
↔ R
3+
+ 3OH
-
(R – элемент)
4. As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.
5. Восстановительные свойства водородных соединений RH
3
усиливаются, а устойчивость
уменьшается с увеличением порядкого номера.
МЕНЮ
ВПЕРЕД

---

Page 30

ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Азот
Аммиак
Соли аммония
Оксиды азота
Азотистая кислота
Азотная кислота
Разложение нитратов
ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТ
N
:N≡N:
Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по
массе).
В молекуле имеются одна σ- и две π- связи.
Физические свойства
Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H
2
O растворяется 1,54V N
2
при
t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.
Получение
1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:
NH
4
NO
2
–
t°
→ N
2
+ 2H
2
O
Химические свойства
Молекула азота (:N≡N:)
Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной
способностью.
Восстановитель N
2
0
→ 2N
+2
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)
N
2
0
+ O
2
↔ 2N
+2
O
(в природе - во время грозы)
Окислитель N
2
0
→ 2N
-3
1. c водородом (500°С, kat, p)
N
2
0
+ 3H
2
↔ 2N
-3
H
З
2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)
6Li + N
2
0
→ 2Li
З
N
-3
3Mg + N
2
0
–
t°
→ Mg
З
N
2
-3

---

Page 31

ПОДГРУППА АЗОТА
АММИАК
NH
3
Строение
Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ∠HNH =
107,3°. Атом азота находится в sp
3
- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей
азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята
неподеленной электронной парой.
Физические свойства
NH
3
- бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.
ρ
по воздуху
= M
NH
3
/ M
ср.воздуха
= 17 / 29 = 0,5862
t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.
Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями
Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также
высокую теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н
2
O растворяется 750V NH
3
(при t°=20°C и p=1 атм).
В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу
наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом.
Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и
немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа
некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак
растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет
подниматься в колбу, - начнет "бить фонтан".

---

Page 32

Получение
1. Промышленный способ
N
2
+ 3H
2
→ 2NH
3
(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).
2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.
2NH
4
Cl + Ca(OH)
2
–
t°
→ CaCl
2
+ 2NH
3
↑ + 2Н
2
O
(NH
4
)
2
SO
4
+ 2KOH –
t°
→ K
2
SO
4
+ 2NH
3
↑ + 2Н
2
O
Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим
в воде.
Химические свойства
Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт)
имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования
гидроксида аммония.
NH
3
+ Н
2
O ↔ NH
4
OH ↔ NH
4
+
+ OH
-
2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.
NH
3
+ HCl → NH
4
Cl
2NH
3
+ H
2
SO
4
→ (NH
4
)
2
SO
4
NH
3
+ H
2
O + CO
2
→ NH
4
HCO
3
Аммиак - восстановитель (окисляется до N
2
+1
O или N
+2
O)
1. Разложение при нагревании
2N
-3
H
3
←
t°
→ N
2
0
+ 3H
2
2. Горение в кислороде
a) без катализатора
4N
-3
H
3
+ 3O
2
→ 2N
2
0
+ 6Н
2
O
b) каталитическое окисление ( kat = Pt )
4N
-3
H
3
+ 5O
2
→ 4N
+2
O + 6Н
2
O
3. Восстановление оксидов некоторых металлов
3Cu
+2
O + 2N
-3
H
3
→ 3Cu
0
+ N
2
0
+ 3Н
2
O

---

Page 33

ПОДГРУППА АЗОТА
СОЛИ АММОНИЯ
Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH
4
+
,
связанные с кислотным остатком.
Физические свойства
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Получение
Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.
NH
3
+ HNO
3
→ NH
4
NO
3
(нитрат аммония)
2NH
4
OH + H
2
SO
4
→ (NH
4
)
2
SO
4
(cульфат аммония)
+ 2Н
2
O
Химические свойства
1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)
NH
4
Cl ↔ NH
4
+
+ Cl
-
2. Разложение при нагревании.
a) если кислота летучая
NH
4
Cl ←
t°
→ NH
3
↑ + HCl↑
NH
4
HCO
3
→ NH
3
↑ + Н
2
O↑ + CO
2
↑
b) если анион проявляет окислительные свойства
NH
4
NO
3
–
t°
→ N
2
O↑ + 2Н
2
O↑
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7
–
t°
→ N
2
↑ + Cr
2
O
3
+ 4Н
2
O↑
3. С кислотами и солями (реакция обмена)
a)
(NH
4
)
2
CO
3
+ 2НCl → 2NH
4
Cl + Н
2
O + CO
2
↑
2NH
4
+
+ CO
3
2-
+ 2H
+
+ 2Cl
-
→ 2NH
4
+
+ 2Cl
-
+ Н
2
O + CO
2
↑
CO
3
2-
+ 2H
+
→ Н
2
O + CO
2
↑
b)
(NH
4
)
2
SO
4
+ Ba(NO
3
)
2
→ BaSO
4
↓ + 2NH
4
NO
3
2NH
4
+
+ SO
4
2-
+ Ba
2+
+ 2NO
3
-
→ BaSO
4
↓ + 2NH
4
+
+ 2NO
3
-
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4
↓
4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) –
среда кислая:
NH
4
Cl + Н
2
O ↔ NH
4
OH + HCl
NH
4
+
+ Н
2
O ↔ NH
4
OH + H
+
5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH
4
+
)
NH
4
Cl + NaOH –
t°
→ NaCl + NH
3
↑ + Н
2
O

---

Page 34

ПОДГРУППА АЗОТА
ОКСИДЫ АЗОТА
N
2
+1
O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, "ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ"
N
+2
O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА
N
2
+3
O
3
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД
N
+4
O
2
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА
N
2
+5
O
5
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД
Оксид азота (I)
N
2
+1
O закись азота, "веселящий газ"
Физические свойства
Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С.
Анестезирующее средство.
Получение
NH
4
NO
3
–
t°
→ N
2
O + 2Н
2
O
Химические свойства
1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:
2N
2
+1
O –
t°
→ 2N
2
0
+ O
2
0
поэтому он поддерживает горение и является окислителем
2. С водородом:
N
2
+1
O + H
2
→ N
2
0
+ Н
2
O
3. Несолеобразующий
Оксид азота (II)
N
+2
O окись азота

---

Page 35

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С
Получение
1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)
4NH
3
+5O
2
→ 4NO + 6H
2
O
2.
3Cu + 8HNO
3
(разб.)
→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
3.
N
2
+ O
2
→ 2NO (в природе, во время грозы)
Химические свойства
1. Легко окисляется кислородом и галогенами
2NO + O
2
→ 2NO
2
2NO + Cl
2
→ 2NOCl
(хлористый нитрозил)
2. Окислитель
2N
+2
O + 2S
+4
O
2
→ 2S
+6
O
3
+ N
2
0
3. Несолеобразующий
Оксид азота (III)
N
2
+3
O
3
азотный ангидрид
Физические свойства
Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип.
разлагается на NO и NO
2
. N
2
O
3
соответствует азотистой кислоте (HNO
2
), которая существует
только в разбавленных водных растворах.
Получение
NO
2
+ NO ↔ N
2
O
3
Химические свойства
Все свойства кислотных оксидов.
N
2
O
3
+ 2NaOH → 2NaNO
2
(нитрит натрия)
+ H
2
O
Оксид азота (IV)
N
+4
O
2
двуокись азота, диоксид азота
Физические свойства
Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

---

Page 36

Получение
1.
2NO + O
2
→ 2NO
2
2.
Cu + 4HNO
3
(конц.)
→ Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O
Химические свойства
1. Кислотный оксид
с водой
2NO
2
+ H
2
O → HNO
3
+ HNO
2
4NO
2
+ 2H
2
O + O
2
→ 4HNO
3
со щелочами
2NO
2
+ 2NaOH → NaNO
2
+ NaNO
3
+ H
2
O
2. Окислитель
N
+4
O
2
+ S
+4
O
2
→ S
+6
O
3
+ N
+2
O
3. Димеризация
2NO
2
(бурый газ)
↔ N
2
O
4
(бесцветная жидкость)
Оксид азота (V)
N
2
+5
O
5
азотный ангидрид
Физические свойства
Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.
Получение
1.
2NO
2
+ O
3
→ N
2
O
5
+ O
2
2.
2HNO
3
+P
2
O
5
→ 2HPO
3
+ N
2
O
5
Химические свойства
1. Кислотный оксид
N
2
O
5
+ H
2
O → 2HNO
3
2. Сильный окислитель
3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):
2N
2
O
5
→ 4NO
2
+ O
2

---

Page 37

ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА
HNO
2
Азотистая кислота
H–O–N=O
Физические свойства
Существует только в разбавленных водных растворах.
Получение
AgNO
2
+ HCl → HNO
2
+ AgCl↓
Химические свойства
1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:
HNO
2
+ NaOH → NaNO
2
+ H
2
O
2. Разлагается при нагревании:
3HNO
2
→ HNO
3
+ 2NO↑ + H
2
O
3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными
восстановителями)
2KNO
2
+ 2KI + 2H
2
SO
4
→ 2K
2
SO
4
+ I
2
+ 2NO + 2H
2
O
2I
-
- 2ē → I
2
0
1
NO
2
-
+ 2H
+
+ 1ē → NO + H
2
O 2
2I
-
+ 2NO
2
-
+ 4H
+
→ I
2
0
+ 2NO + 2H
2
O
4. Сильный восстановитель:
HNO
2
+ Cl
2
+ H
2
O → HNO
3
+ 2HCl
ПОДГРУППА АЗОТА
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
HNO
3
Азотная кислота
Физические свойства
Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, ρ = 1,52
г/см
3

---

Page 38

Получение
1. Лабораторный способ
KNO
3
+ H
2
SO
4
(конц)
–
t°
→ KHSO
4
+ HNO
3
↑
2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH
3
+ 5O
2
–
500°,Pt
→ 4NO + 6H
2
O
b) Окисление кислородом воздуха NO до NO
2
2NO + O
2
→ 2NO
2
c) Поглощение NO
2
водой в присутствии избытка кислорода
4NO
2
+ О
2
+ 2H
2
O ↔ 4HNO
3
Химические свойства
Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
HNO
3
↔ H
+
+ NO
3
-
Реагирует:
с основными оксидами
CuO + 2HNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
CuO + 2H
+
+ 2NO
3
-
→ Cu
2+
+ 2NO
3
-
+ H
2
O
или CuO + 2H
+
→ Cu
2+
+ H
2
O
с основаниями
HNO
3
+ NaOH → NaNO
3
+ H
2
O
H
+
+ NO
3
-
+ Na
+
+ OH
-
→ Na
+
+ NO
3
-
+ H
2
O
или H
+
+ OH
-
→ H
2
O
вытесняет слабые кислоты из их солей
2HNO
3
+ Na
2
CO
3
→ 2NaNO
3
+ H
2
O + CO
2
↑
2H
+
+ 2NO
3
-
+ 2Na
+
+ СO
3
2-
→ 2Na
+
+ 2NO
3
-
+ H
2
O + CO
2
↑
2H
+
+ СO
3
2-
→ H
2
O + CO
2
↑
Специфические свойства азотной кислоты
Сильный окислитель
1. Разлагается на свету и при нагревании
4HNO
3
–
t°,hν
→ 2H
2
O + 4NO
2
↑ + O
2
↑
2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук -
"ксантопротеиновая реакция")

---

Page 39

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород
металл + HNO
3
→ соль азотной кислоты + вода + газ
HNO
3
/
\
концентрированная
разбавленная
↓
↓
↓
↓
↓
Fe, Al, Cr, Au, Pt
пассивирует (без
нагревания)
с тяжелыми
металлами
NO
2
со щелочными и
щел.зем. металлами
N
2
O
с тяжелыми
металлами
NO
со щелочными и
щел.зем. металлами,
а также Sn и Fe
NH
3
(NH
4
NO
3
)
HNO
3
+ 4HCl + Au → H[AuCl
4
] + NO↑ + 2H
2
O
"царская водка"
(1:3 по объему)
4. С неметаллами:
Азотная кислота превращается в NO (или в NO
2
); неметаллы окисляются до
соответствующих кислот:
S
0
+ 6HNO
3
(конц)
→ H
2
S
+6
O
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
B
0
+ 3HNO
3
→ H
3
B
+3
O
3
+ 3NO
2
3P
0
+ 5HNO
3
+ 2H
2
O → 5NO + 3H
3
P
+5
O
4
ПОДГРУППА АЗОТА
РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ
Реакции разложения нитратов при нагревании
1) Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:
2NaNO
3
–
t°
→ 2NaNO
2
+ O
2
↑
2) Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до
оксидов:
2Mg(NO
3
)
2
–
t°
→ 2MgO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
2Cu(NO
3
)
2
–
t°
→ 2CuO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
3) Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:
Hg(NO
3
)
2
–
t°
→ Hg + 2NO
2
↑ + O
2
↑
2AgNO
3
–
t°
→ 2Ag + 2NO
2
↑ + O
2
↑
4) Нитрат аммония разлагаются до N
2
O
NH
4
NO
3
–
t°
→ N
2
O↑ + 2H
2
O↑

---

Page 40

ПОДГРУППА АЗОТА
ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не
встречается.
Электронная конфигурация 1S
2
2S
2
2P
6
3S
2
3P
3
Важнейшие аллотропные модификации
Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P
4
. Мягкое,
бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в
сероуглероде (CS
2
), 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
•
10
9
Па), устойчив.
Получение
Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением
фосфата кальция (сплавление в электрической печи):
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3SiO
2
+ 5C –
t°
→ 3CaSiO
3
+ 5CO↑ + 2P↑
Химические свойства.
1. Реакции с кислородом:
4P
0
+ 5O
2
–
t°
→ 2P
2
+5
O
5
(при недостатке кислорода: 4P
0
+ 3O
2
–
t°
→ 2P
2
+3
O
3
)
2. С галогенами и серой:
2P + 3Cl
2
→ 2PCl
3
2P + 5Cl
2
→ 2PCl
5
2P + 5S –
t°
→ P
2
S
5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl
3
+ 3H
2
O → H
3
PO
3
+ 3HCl
PCl
5
+ 4H
2
O → H
3
PO
4
+ 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P
0
+ 5HN
+5
O
3
+ 2H
2
O → 3H
3
P
+5
O
4
+ 5N
+2
O↑
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

---

Page 41

2P
0
+ 3Mg → Mg
3
P
2
-3
(фосфид магния легко разлагается водой
Mg
3
P
2
+ 6H
2
O → 3Mg(OH)
2
+ 2PH
3
↑
(фосфин)
)
3Li + P → Li
3
P
-3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H
2
O → PH
3
↑ + 3NaH
2
PO
2
В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель;
реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.
Соединения фосфора
P
-3
H
3
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:
Ca
3
P
2
+ 6HCl → 3CaCl
2
+ 2PH
3
↑
Ca
3
P
2
-3
+ 6H
2
O → 3Ca(OH)
2
+ 2P
-3
H
3
↑
Химические свойства.
1) Разлагается при нагревании:
2PH
3
–
t°
→ 2P + 3H
2
2) Проявляет слабые основные свойства:
PH
3
+ HI → [PH
4
]
+
I
-
йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.
3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.
P
2
+3
O
3
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 P
4
O
6
. P
2
O
3
соответствует фосфористая кислота H
3
PO
3
.
Получение
Окисление фосфора при недостатке кислорода
4P + 3O
2
→ 2P
2
O
3
Химические свойства
1. Все свойства кислотных оксидов.
P
2
O
3
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
3
2. Сильный восстановитель

---

Page 42

O
2
+ P
2
+3
O
3
→ P
2
+5
O
5
P
2
+5
O
5
Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).
Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, ρ = 2,7 г/см
3
. Имеет несколько модификаций. В
парах состоит из молекул P
4
H
10
, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и
жидкостей).
Получение
4P + 5O
2
→ 2P
2
O
5
Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и
щелочами
1)
P
2
O
5
+ H
2
O → 2HPO
3
(метафосфорная кислота)
P
2
O
5
+ 2H
2
O → H
4
P
2
O
7
(пирофосфорная кислота)
P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
(ортофосфорная кислота)
2)
P
2
O
5
+ 3BaO → Ba
3
(PO
4
)
2
3)
P
2
O
5
+ 6KOH → 2K
3
PO
4
+ 3H
2
O
P
2
O
5
- сильное водоотнимающее средство:
4)
P
2
O
5
+ 2HNO
3
→ 2HPO
3
+ N
2
O
5
P
2
O
5
+ 2HClO
4
→ 2HPO
3
+ Cl
2
O
7
HP
+5
O
3
Метафосфорная кислота.
Получение
P
2
O
5
+ H
2
O → 2HPO
3
Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO
3
– метафосфат калия)
Химические свойства
Характерны все свойства кислот.
H
3
P
+5
O
3
Фосфористая кислота
Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.

---

Page 43

Получение
PCl
3
+ 3H
2
O → H
3
PO
3
+ 3HCl
Химические свойства
1) Водный раствор H
3
PO
3
- двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):
H
3
PO
3
+ 2NaOH → Na
2
HPO
3
+ 2H
2
O
2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:
4H
3
PO
3
→ 3H
3
PO
4
+ PH
3
3) Восстановительные свойства:
H
3
PO
3
+ HgCl
2
+ H
2
O → H
3
PO
4
+ Hg + 2HCl
H
3
P
+5
O
4
Ортофосфорная кислота.
Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, ρ = 1,88
г/см
3
.
Диссоциация:
H
3
PO
4
↔ 3H
+
+ PO
4
-3
H
3
PO
4
+ 3H
2
O ↔ 3H
3
O
+
+ PO
4
3-
H
3
PO
4
↔ H
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
↔ H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
↔ H
+
+ PO
4
3-
Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она
образует средние соли - ортофосфаты (Na
3
PO
4
) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты
(NaH
2
PO
4
) и гидрофосфаты (Na
2
HPO
4
).
Получение
1)
P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
Промышленный способ:
2)
Ca
3
(PO
4
)
2
(твердый)
+ 3H
2
SO
4
(конц.)
→ 2H
3
PO
4
+ 3CaSO
4
↓
3)
3P + 5HNO
3
+ 2H
2
O → 3H
3
PO
4
+ 5NO↑
Химические свойства
Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При
нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

---

Page 44

2H
3
PO
4
–
t°
→ H
4
P
2
O
7
+ H
2
O
Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO
4
3-
3Ag
+
+ PO
4
3-
→ Ag
3
PO
4
↓
(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
Ca
3
(PO
4
)
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:
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 2H
2
SO
4
→ Ca(H
2
PO
4
)
2
+ 2CaSO
4
(
Ca(H
2
PO
4
)
2
простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул ∅ 2-4 мм))
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
3
PO
4
→ 3Ca(H
2
PO
4
)
2
(двойной суперфосфат)
Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:
H
3
PO
4
+ Ca(OH)
2
→ CaHPO
4
•
2H
2
O
Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (NH
4
)
2
HPO
4
+ NH
4
H
2
PO
4
,
содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – NH
4
H
2
PO
4
+ NH
4
NO
3
; аммофоска –
(NH
4
)
2
HPO
4
+ NH
4
H
2
PO
4
+ KCl.

---

Page 45

ПОДГРУППА УГЛЕРОДА
Углерод
Кремний
ПОДГРУППА УГЛЕРОДА
УГЛЕРОД
Аллотропия
Алмаз
Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не
проводит электрический ток, плохо проводит тепло, ρ = 3,5 г/см
3
; t°пл. = 3730°C; t°кип. =
4830°C.
Атомы углерода находятся в sp
3
- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку
с прочными ковалентными σ- 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; ρ = 2,5 г/см
3
.
В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp
2
- 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; ρ = 2 г/см
3
; полупроводник.
Состоит из линейных цепочек –C≡C–C≡C– 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.

---

Page 46

Химические свойства
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность
проявляется при высоких температурах.
Восстановительные свойства
1) с кислородом
C
0
+ O
2
–
t°
→ CO
2
углекислый газ
при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:
2C
0
+ O
2
–
t°
→ 2C
+2
O
угарный газ
2) со фтором
С + 2F
2
→ CF
4
3) с водяным паром
C
0
+ H
2
O –
1200°
→ С
+2
O + H
2
водяной газ
4) с оксидами металлов
C
0
+ 2CuO –
t°
→ 2Cu + C
+4
O
2
5) с кислотами – окислителями:
C
0
+ 2H
2
SO
4
(конц.)
→ С
+4
O
2
↑ + 2SO
2
↑ + 2H
2
O
С
0
+ 4HNO
3
(конц.)
→ С
+4
O
2
↑ + 4NO
2
↑ + 2H
2
O
Окислительные свойства
6) с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C
0
→ Al
4
C
3
Ca + 2C
0
→ CaC
2
-4
7) с водородом
C
0
+ 2H
2
→ CH
4
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 + O
2
→ CO
2
CO
2
+ C → 2CO
2) В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в
присутствии H
2
SO
4
(конц.)
:
HCOOH → H
2
O + CO↑

---

Page 47

H
2
C
2
O
4
→ CO↑ + CO
2
↑ + H
2
O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий
оксид.
1) с кислородом
2C
+2
O + O
2
→ 2C
+4
O
2
2) с оксидами металлов
C
+2
O + CuO → Сu + C
+4
O
2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl
2
–
hν
→ COCl
2
(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) СO
2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H
2
O растворяется 0,9V
CO
2
(при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO
2
называется
"сухой лёд"); не поддерживает горение.
O=C=O
Получение
1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO
3
–
t°
→ CaO + CO
2
↑
2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO
3
+ 2HCl → CaCl
2
+ H
2
O + CO
2
↑
NaHCO
3
+ HCl → NaCl + H
2
O + CO
2
↑
Способы собирания
вытеснением воздуха

---

Page 48

Химические свойства
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной
кислоты
Na
2
O + CO
2
→ Na
2
CO
3
2NaOH + CO
2
→ Na
2
CO
3
+ H
2
O
NaOH + CO
2
→ NaHCO
3
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С
+4
O
2
+ 2Mg –
t°
→ 2Mg
+2
O + C
0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH)
2
+ CO
2
→ CaCO
3
↓
(белый осадок)
+ H
2
O
Оно исчезает при длительном пропускании CO
2
через известковую воду, т.к. нерастворимый
карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO
3
+ H
2
O + CO
2
→ Сa(HCO
3
)
2
Угольная кислота и её соли
H
2
CO
3
Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO
2
+ H
2
O ↔ H
2
CO
3
Двухосновная:
H
2
CO
3
↔ H
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
↔ H
+
+ CO
3
2-
Характерны все свойства кислот.
Cредние соли - карбонаты (СO
3
2-
).
Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO
3
-
).
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO
3
–
t°
→ Na
2
CO
3
+ H
2
O + CO
2
↑
Na
2
CO
3
+ H
2
O + CO
2
→ 2NaHCO
3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с
образованием оксида:
CuCO
3
–
t°
→ CuO + CO
2
↑
Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

---

Page 49

Na
2
CO
3
+ 2HCl → 2NaCl + H
2
O + CO
2
↑
CO
3
2-
+ 2H
+
→ H
2
O + CO
2
↑
ПОДГРУППА УГЛЕРОДА
КРЕМНИЙ
Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.
Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе)
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2
Возбуждённое
состояние
Степени окисления: +4, -4.
Аллотропия
Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость,
хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см
3
, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.
Имеет алмазоподобную структуру (sp
3
- гибридизация атомов кремния) и образует прочные
ковалентные σ- связи. Инертен.
Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см
3
, более
реакционноспособен.
Получение
1)
2С + Si
+4
O
2
–
t°
→ Si
0
+ 2CO
2)
2Mg + Si
+4
O
2
–
<d