40.Азот. Оксиды азота. Азотистая кислота и ее окислительно-восстановительный свойства. Нитриты. Азотная кислота. Действие азотной кислоты на металлы и неметаллы. Нитраты.

Азот образует оксиды со степенями окисления от +1 до +5

N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₄ N₂O₅

N₂O и NO – несолеобразующие

2NO + O₂ = 2NO₂

+1 NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

+2 N₂ + O₂ → NO

+3 NO + NO₂ ↔ N₂O₃ + ΔH

+4 NO₂ – ядовит

2NO₂ ↔ N₂O₄

NO₂ + SO₂ = NO + SO₃

2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

+5 N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Азотистая кислота. Слабая одноосновная кислота. Существует только в растворах. Соли – Нитриты, более устойчивы, чем сама кислота. Образуется из оксида азота N₂O₃ или NO_2.

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂

NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

Может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азотная кислота

Взаимодействие с металлами

Азотная кислота реагирует с неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот.

Нитраты: с катионами Na, K, NH₄⁺ - селитра

Образуются по схеме: NH₃-(окисление)-NO₂^--(окисление)-NO₃^-

Разложение нитратов

41. Фосфор. Общая характеристика элемента. Оксиды фосфора (III,V) и соответствующие кислоты. Соли фосфорной кислоты и их растворимость, гидролизуемость.

P …3s²3p³

Различают красный, белый и черный фосфор. Белый фосфор – ядовит, самовозгорается. Красный – взрывчатое вещество. Чёрный – инертный полупроводник. Неметалл.

Степени окисления: -3; 0; +1; +3; +5.

Реагирует со многими простыми веществами. Окислитель и восстановитель.

Фосфор + металл = фосфид металла

Оксид фосфора(III) P₄O₆(P₂O₃)

4P + 3O₂(недост.) = P₄O₆ – сильный восстановитель, ядовит.

H₃PO₃ – соответствующая кислота(фосфористая).

Оксид фосфора (V) P₄O₁₀ (P₂O₅)

4P + 5O₂(изб.) = P₄O₁₀ – осушитель

P₄O₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO₄

H₃PO₄ не обладает окислительными совйствами. Соли – фосфаты.

Растворимость солей. Все фосфаты щелочей растворимы в воде. Гидролиз идёт ступенчато, но диссоциация H₃PO₄ идет быстрее гидролиза.

42.Углерод. Общая характеристика. Оксиды. Угольная кислота и её соли.

C ….2s²2p²

Углерод – основа живой природы. Имеет различные аллотропные модификации. Ему свойственны три типа гибридизации: sp, sp², sp³.

Aлмаз – sp³ – самый твёрдый кристалл-диэлектрик.

Два оксида углерода – CO и CO₂

CO – угарный газ. Ядовит. Несолеобразующий оксид. Восстановитель металлов из оксидов.

CO₂ + C = 2CO

СO₂ – углекислый газ.

2CO + H₂O = 2CO₂ – синее пламя

Также кислотный оксид, растворяется в воде:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

При повышении температуры – окислитель:

CO₂ + C = 2CO; CO₂ + 2Mg = 2MgO + C

H₂CO₃ – слабая кислота, существует исключительно в растворах, диссоциирует ступенчато.

Соли угольной кислоты – карбонаты; и кислые – гидрокарбонаты. Устойчивые соединения.

Получение

Ca(OH)₂ + CO­₂ = CaCO₃↓ + H₂O

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

Гидролиз идёт по 1 ступени.

NaHCO₃ – сода. Пищевая добавка.

43.Олово. Общая характеристика. Оксид и гидроксид олова (II). Соли Sn (II). Гидролиз. Восстановительные свойства соединений олова (II). Применение олова в консервной промышленности.

Sn ….4d¹⁰5s²5p³ амфотерный металл

Вытесняет водород из кислот:

Sn + HCl = SnCl₂ + H₂↑

Sn + H₂SO₄ = SnSO₄ + H₂↑

Взаимодействие с азотной кислотой:

4Sn + 10HNO₃(к) = 4Sn(NO­₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Sn + 4HNO₃(к) = H₂SnO₃ + 4NO₂ + H₂O

Sn(OH)₂ – амфотерный гидроксид. Нерастворим.

SnO₂ – амфотерный.

SnO₂ + 4HCl = SnCl₄ + 2H₂O

SnO₂ + NaOH = Na₂SnO₃ + H₂O

SnO₂ + 2KOH + 2H₂O = K₂[Sn(OH)₆]

Восстановительные свойства олова Sn(II)

2KMnO₄ + 5SnCl₂ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5SnCl₄ + 2KCl + 8H₂O

Олово восстанавливает Mn⁺⁷ до Mn⁺²

Соли олова – сильные восстановители. SnГ₂ – ионная связь.

Олово используется для создания белой жести для консервных банок. Такое покрытие листов железа сохраняет продукты в хорошем состоянии долгое время.