Деякі властивості гідроксидів елементів va групи

Таблиця 11

Ступінь окислення	Гідроксид	Назва	Кислотно-основні властивості
+1	H3PO2	Гіпофосфітна (фосфорнуватиста) кислота	кислота середньої сили
+3	HNO2	Нітритна (азотиста) кислота	кислота середньої сили
	H3PO3	Ортофосфітна (фосфориста) кислота	кислота середньої сили
	HАsO2	Метаарсениста (миш’яковиста) кислота	слабкі амфотерні властивості з перевагою кислотних
	Sb(OH)3	Гідроксид Sb(III)	амфотерні властивості з перевагою основних
	Bi(OH)3	Гідроксид Bi(III)	слабка основа
+5	HNO3	Нітратна (азотна) кислота	сильна кислота
	HPO3	Метафосфатна (метафосфорна) кислота	кислота середньої сили
	H4P2O7	Пірофосфатна (пірофосфорна) кислота	кислота середньої сили
	H3PO4	Ортофосфатна (ортофосфорна) кислота	кислота середньої сили
	H3AsO4	Ортоарсенатна (миш’якова) кислота	кислота середньої сили
	H3SbO4 (Sb2O5∙xH2O)	Стибатна (сурм’яна) кислота	слабка кислота

Одержують HNO₂ дією сильних кислот на нітрити:

2NaNO₂ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HNO₂,

або за реакцією:

NO + NO₂ + H₂O  2HNO₂.

Азотну кислоту у лабораторії одержують дією концентрованої H₂SO₄ на нітрат калію при нагріванні:

2KNO₃ + H₂SO₄ 2HNO₃ + K₂SO₄.

У промисловості – за схемою:

NH₃ NO NO₂ HNO₃.

H₃PO₄ у промисловості одержують із фосфатів:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄,

а в лабораторії :

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄, або

P + 5HNO₃к → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

H₃PO₃ одержують гідролізом хлориду фосфору (III):

PCl₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HCl.

HAsO₂ – за реакцією:

As₂O₃ + H₂O → 2HAsO₂.

Sb(OH)₃, Bi(OH)₃ одержують дією кислот та лугів на відповідні солі:

SbCl₃ + 3NaOH → Sb(OH)₃ + 3NaNO₃;

Na₃[Sb(OH)₆] + 3HCl → Sb(OH)₃ + 3NaCl + 3H₂O;

Bi(NO₃)₃ + 3NaOH → Bi(OH)₃ + 3NaNO₃.

H₃AsO₄ та H₃SbO₄ –окисленням миш’яку, сурми або їх сполук сильними окисниками:

2As + 5Cl₂ + 8H₂O → 2H₃AsO₄ + 10HCl;

HAsO_{2 +} I₂ + 2H₂O → H₃AsO₄ + 2HI.

При дії на Sb сильних окисників утворюється гідратований осад Sb₂O₅∙H₂O, який називають сурм’яною кислотою.

Кислотний характер гідроксидів, як і оксидів, тим сильніший, чим менший порядковий номер елементу та вищий ступінь його окислення. HNO₃ – сильна кислота, Bi(ОН)₃ – слабка основа.

HNO₂ – існує тільки у розбавлених розчинах та у газовому стані. Це кислота середньої сили. HNO₂ диспропорціонує:

3HNO₂  HNO₃ + 2NO + H₂O,

проявляє властивості і відновника, і окисника:

2HNO₂ + H₂S → S + 2NO + 2H₂O;

5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

H₃PO₃ – тверда речовина, у розчині – двохосновна кислота середньої сили. Вона диспропорціонує:

4H₃PO₃ 3H₃PO₄ + PH₃.

HAsO₂ та Sb(OH)₃ – проявляють амфотерні властивості, причому у HAsO₂ превалюють кислотні, а у Sb(OH)₃ – основні властивості:

HAsO₂+NaOH → NaAsO₂ + H₂O;

HAsO₂ + 3HCl_конц AsCl₃ + 2H₂O;

Sb(OH)₃ + 3HCl → SbCl₃ + 3H₂O;

Sb(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Sb(OH)₆];

Sb(OH)₃ + NaOH NaSbO₂ + 2H₂O;

метаантимоніт

натрію

Солі Sb³⁺ та Bi³⁺ сильно гідролізують:

SbCl₃ + H₂O  SbOCl + 2HCl;

Bi(NO₃)₃ + H₂O  BiO(NO₃) + 2HNO₃.

HNO₃ – рідина, сильна кислота, нестійка:

4HNO₃ → 4NO₂ + 2H₂O + O₂.

HNO₃ – сильний окисник, окислює майже всі метали і неметали. Концентрована HNO₃ на холоду “пасивує” Al, Fe, Cr, Ni. Продукти відновлення HNO₃ залежать від її концентрації, природи відновника, температури, але, як правило, утворюється суміш продуктів відновлення:

10HNO₃p + 4Zn → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

4HNO₃к + C → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O;

8HNO₃p + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Суміш HNO₃ та HCl (1:3), що називається “царською горілкою”, розчиняє Au, Pd, Pt, Os, Ru завдяки наявності у розчині хлору та хлористого нітрозилу, які активно взаємодіють з цими металами:

6HCl + 2HNO₃ → 2NO + 3Cl₂ + 4H₂O;

2NO + Cl₂ → 2NOCl;

Au + HNO₃ + 3HCl → AuCl₃ + NO + 2H₂O;

AuCl₃ + NOCl → NO[AuCl₄].

Серед фосфорних кислот, у складі яких є Р⁺⁵, найбільше значення мають ортофосфорна та поліфосфорні кислоти. Їх загальна формула nP₂O₅·m H₂O.

H₃PO₄ – тверда речовина, у розчині – кислота середньої сили, утворює середні та кислі солі:

H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O;

H₃PO₄ + NaOH → NaH₂PO₄ + H₂O;

H₃PO₄ + 2NaOH → Na₂HPO₄ + 2H₂O.

Серед поліфосфорних кислот найпоширеніші H₄P₂O₇ та поліметафосфорні кислоти (HPO₃)_n:

H₃PO₄ H₄P₂O₇ (HPO₃)_n

У водному розчині поліфосфорні кислоти поступово перетворюються у H₃PO₄.

H₃AsO₄ – тверда речовина, у розчині – кислота середньої сили.

Sb₂O₅∙H₂O у воді не розчиняється, проявляє властивості слабкої кислоти:

Sb₂O₅ + 5H₂O + 2KOH → 2K[Sb(OH)₆].

HNO₂, H₃PO₂, H₃PO₃, H₃AsO₄ відновлюються дією сильних відновників:

2HNO₂ + H₂S → S + 2NO + 2H₂O;

H₃AsO₄ + 2HI → HAsO₂ + I₂ + 2H₂O.

H₃PO₂, H₃PO₃, HAsO₂ є сильними відновниками:

HAsO₂ + I₂ + 2H₂O → H₃AsO₄ + 2HI.

Серед похідних гідроксидів найбільше практичне значення мають солі азотистої, азотної та ортофосфорної кислот. Всі нітрити, крім AgNO₂, і нітрати добре розчиняються у воді. Ортофосфати, крім однозаміщенних та солей лужних металів і амонію, у воді нерозчинні.

Нітрити, нітрати, гідро- і дигідрофосфати при прожарюванні розкладаються:

нітрити лужних металів:

4LiNO₂ → 2Li₂O +4NO + O₂;

нітрити інших металів:

Cd(NO₂)₂ → CdO + NO + NO₂.

Різні випадки термічного розкладу нітратів:

1) нітрати лужних металів, крім LiNO₃:

2 NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂;

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂ + O₂;

2) нітрати лужноземельних і важких металів:

2Ni(NO₃)₂ → 2NiO + 4NO₂ + O₂;

3) нітрати благородних та напівблагородних металів:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂;

4) термічний розклад нітрату амонію.

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O;

Нітрити , як і HNO₂ , і окислюються, і відновлюються:

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5NaNO₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄+3H₂O;

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O.

У розплавленому стані у лужному середовищі нітрати є сильними окисниками:

NaNO₃ + 4Zn + 7NaOH → NH₃ + 4Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

У водних розчинах нітрити та розчинні фосфати гідролізують. Реакція середовища при гідролізі середніх фосфатів лужних металів є лужною, при гідролізі гідрофосфатів – слабколужною, а дигідрофосфатів – кислою:

PO₄³‾ + H₂O  HPO₄²‾ + OH‾; pH>7;

HPO₄²‾ + H₂O  H₂PO₄‾ + OH‾; pH>7;

H₂PO₄‾ + H₂O  H₃PO₄ + OH‾; pH<7.

Лабораторна робота

Дослід 1. Рівновага у водному розчині аміаку та її зміщення

У дві пробірки набрати по 10 – 12 крапель розчину аміаку. В одну пробірку додати 1 – 2 краплі фенолфталеїну. Відмітити забарвлення розчину. Додати у розчин 2 – 3 мікрошпателі сухого хлориду амонію, розмішати за допомогою скляної палички. Як змінилась інтенсивність забарвлення? В який бік змістилась рівновага у розчині?

Дослід 2. Відновні властивості аміаку

а) Відновлення йоду.

У пробірку набрати 3 – 4 краплі йодної води, додати 2 – 3 краплі розчину аміаку. Описати спостереження. Написати рівняння реакції, враховуючи, що аміак окислюється йодом до азоту.

б) Відновлення перманганату калію.

У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину перманганату калію, додати 3 – 5 крапель розчину аміаку. Ледь підігріти полум’ям пальника. Описати спостереження. Написати рівняння реакції, враховуючи, що аміак окислюється до азоту, а осад у пробірці є MnO₂.

Дослід 3. Термічний розклад солей амонію

а) У пробірку помістити кілька кристалів ортофосфату амонію. Нагріти дно пробірки невеликим полум’ям пальника. У отвір пробірки помістити вологий червоний лакмусовий папірець. Відмітити зміну кольору паперу та запах газу. Написати рівняння термічного розкладу солі.

б) У пробірку, закріплену вертикально у штативі, помістити 3 – 4 мікрошпателі нітрату амонію. Обережно нагріти полум’ям пальника. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Дія лугів на солі амонію

У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину солі амонію, додати 3 – 4 краплі розчину лугу. Нагріти полум’ям пальника. У отвір пробірки помістити вологий червоний лакмусовий папірець. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

Дослід 5. Одержання азотистої кислоти та її розклад

У пробірку набрати 4 – 6 крапель насиченого розчину нітриту калію чи натрію. Додати 2 – 3 краплі H₂SO₄. Спостерігати спочатку появу у розчині голубого забарвлення N₂O₃, потім появу бурого газу. Написати рівняння реакцій.

Дослід 6. Окисно-відновні властивості нітритів

а) Окислення нітритом йодиду калію

У пробірку набрати 2 – 4 краплі розчину КI та стільки ж розчину сірчаної кислоти, додати 2 – 4 краплі розчину нітриту. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

б) Відновлення дихромату калію

У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину К₂Сr₂О₇ та стільки ж розчину сірчаної кислоти, додати 4 – 6 крапель розчину нітриту калію. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

Дослід 7. Окисні властивості азотної кислоти

У пробірку помістити невеличкий шматочок олова або цинку, або мідної стружки, додати 3 – 4 краплі азотної кислоти. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

Дослід 8. Розчинність солей ортофосфорної кислоти

У дві пробірки набрати по 4 – 6 крапель розчинів таких солей: у першу – FeCl₃, у другу – Al₂(SO₄)₃. Додати у кожну пробірку по 10 крапель розчину NaCH₃COO та по 2 – 3 краплі розчину Na₂HPO₄. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій одержання ортофосфату заліза(III) та ортофосфату алюмінію, враховуючи, що ацетат-іони зв’язують H+. У відсутності NaCH₃CОO осади не утворюються. Перевірити розчинність осадів у соляній кислоті, для чого додавати до осадів соляну кислоту краплинами.

Дослід 9. Одержання та властивості гідроксиду сурми (III)

У дві пробірки набрати по 3 – 4 краплі розчину SbCl₃ і по кілька крапель розчину гідроксиду натрію до утворення осадів. В одну з пробірок додати кілька крапель соляної кислоти, в другу – розчину гідроксиду натрію, до розчинення осадів. Зробити висновок про хімічний характер Sb(OH)₃. Написати рівняння реакцій.

Дослід 10. Одержання та властивості гідроксиду вісмуту(III)

У дві пробірки набрати по 3 – 4 краплі розчину солі вісмуту(III) і по кілька крапель розчину гідроксиду натрію до утворення осадів. В одну з пробірок додати 4 – 5 крапель розчину азотної кислоти, в другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію. Зробити висновок про хімічний характер Bi(OH)₃. Написати рівняння реакцій.

Дослід 11. Окислення олова(II) іонами вісмуту(III)

У пробірку набрати 1 краплю розчину солі олова(II) і 5 – 6 крапель розчину гідроксиду натрію до розчинення осаду, що утворився на початку. Додати до розчину 1 краплю солі вісмуту(III). Спостерігати утворення металічного вісмуту чорного кольору. Написати рівняння окисно-відновної реакції, враховуючи, що Na₂[Sn(OH)₄] переходить у Na₂[Sn(OH)₆].

Дослід 12. Окисні властивості гексагідроксосурм’яної кислоти та її солей

У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину K[Sb(OH)₆], додати 2 – 3 краплі розчину сірчаної кислоти та 2 – 3 краплі розчину йодиду калію. Спостерігати утворення I₂. Як можна впевнитись у виділенні I₂ ? Написати рівняння реакції.

Вправи

1. Напишіть електронну формулу атома азоту. Перерахуйте його можливості утворювати ковалентні зв’язки. За допомогою методу МО поясніть , чи має молекула N₂ парамагнітні властивості?

2. Охарактеризуйте хімічні властивості азоту. З якими металами, неметалами він реагує? Напишіть рівняння реакцій.

3. Опишіть будову молекули аміаку. Вкажіть її полярність. Чи може аміак бути донором, акцептором електронів, брати участь в утворенні водневого зв’язку?

4. Які умови промислового синтезу аміаку? Як вплине на вихід аміаку зміна температури, тиску?

5. Які хімічні властивості аміаку? Чи бере він участь в окисно-відновних реакціях, в процесах комплексоутворення? Навести приклади.

6. Що відбувається при нагріванні солей амонію? Від чого залежить утворення продуктів термічного розкладу? Навести приклади.

7. Молекула аміаку часто-густо є донором електронів. Чи проявляє аналогічні властивості іон амонію?

8. Яка реакція середовища у водних розчинах сульфату, ацетату амонію? Відповідь мотивуйте.

9. Які сполуки можуть утворитись при проходженні через водний розчин аміаку таких газів:CO₂, NO₂, SO₂, Cl₂? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

10. Як можна одержати гідразин? Чи полярна його молекула?

11. Чи подібні за хімічними властивостями аміак та гідразин? Наведіть приклади.

12. Яка сполука більш стійка: аміак чи гідразин?

13. Охарактеризуйте окисно-відновні властивості азидоводневої кислоти.

14. Назвіть всі відомі оксиди азоту, охарактеризуйте їх кислотно-основні властивості.

15. Напишіть рівняння реакцій , в яких утворюються N₂O, NO, NO₂.

16. Як реагує NO₂ з водою, лугами?

17. Зіставте за силою кислоти: HNO₂ та HNO₃. Порівняйте їх термічну стійкість, напишіть рівняння розкладу цих кислот.

18. Яка реакція середовища у водних розчинах нітрату (нітриту) амонію, нітрату ( нітриту) калію? Відповідь мотивуйте.

19. Як реагує азотна кислота з металами? Як залежать продукти реакції від концентрації кислоти, активності металу? Наведіть приклади.

20. Як розкладаються при нагріванні нітрати металів? Наведіть приклади .

21. Напишіть рівняння таких реакцій:

а) NH₃ + O₂

б) NH₃ + NaClO

в) N₂H₄ + O₂

г) KNO₂ + KJ + Н₂SO₄

д) KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄

е) NH₃ + Cl₂

ж) HNO₃конц + S

22. У чому полягають основні відмінності у хімічних властивостях азоту і фосфору? Чим вони пояснюються?

23. Напишіть рівняння хімічних реакцій, в яких фосфор є окисником, відновником, диспропорціонує.

24. Напишіть найпростіші та справжні формули оксидів фосфору. Які хімічні властивості вони проявляють?

25. Завдяки яким властивостям P₂O₅ може реагувати з H₂SO₄, HNO₃, HСlO₄? Напишіть рівняння реакцій.

26. Як реагує оксид фосфору (V) з водою? Напишіть рівняння реакцій.

27. Як реагує ортофосфорна кислота з металами? Наведіть приклади.

28. Як змінюється розчинність солей у ряду: Ca₃(PO₄)₂ – CaHPO₄ – Ca(H₂PO₄)₂?

29. Напишіть рівняння першого ступеню гідролізу солей NaH₂PO₄, Nа₂HPO₄, Na₃PO₄? Яка реакція середовища в розчинах цих солей? Чим вона зумовлена?

30. Як реагують фосфор, миш’як, сурма та вісмут з азотною кислотою? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

31. Як змінюється кислотно-основний характер оксидів та гідроксидів E⁺³ (E=As, Sb, Bi) при переході від миш’яку до вісмуту? Як можна розділити один від одного Sb(OH)₃ та Bi(OH)₃?

32. Чому розчини SbCl₃ та Bi(NO₃)₃ мутніють при розведенні їх водою? Як можна зробити їх знову прозорими, не виділяючи осад?

33. Суміш As₂S₃, Sb₂S₃, Bi₂S₃ обробили надлишком розчину (NH₄)₂S? Що залишиться у осаді, що перейде у розчин?

34. Напишіть рівняння реакцій:

PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + …

H₃PO₄ + Zn + H ₂SO₄ → PH₃ + …

Sb + KСlO₃ + H₂SO₄ → Sb₂(SO₄)₃ + …

H₃AsO₃ + Zn + HCl →

AsH₃ + KМnO₄ + H₂SO₄ → H₃AsO₄ + …

35. Як можна розпізнати миш’якове та сурм’яне «дзеркала»?

36. Напишіть рівняння таких перетворень:

а) Ca₃(PO₄)₂ → P → P₂O₅ → H ₃PO₄ → Na₃PO₄ → Na ₂HPO₄ → Ba₃(PO₄)₂;

б) N₂ → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ → Cu(NO₃)₂ → NO₂;

в) As → As₂O₃ → HAsO₂ → H₃AsO₄ → HAsO₂;

г) Bi → Bi(NO₃)₃ → Bi(OH)₃ → BiI₃ → K[BiI₄];

д) Sb → SbCl₃ → Sb(OH)₃ → Na₃[Sb(OH)₆];

37. Цинкову пластинку масою 19,5г занурили у розчин солі вісмуту. Через деякий час її маса збільшилась до 26,6г. Яка маса вісмуту виділилась на пластинці?

38. Яку масу розчину з масовою часткою ортофосфорної кислоти 40% можна добути з 10кг Са₃(РО₄)₂?

39. Визначити найпростішу формулу речовини, якщо масові частки елементів, що входять до її складу, дорівнюють: ω(O)=56,47%, ω(N)=16,47%, ω(Na)=27,06%.