Общая химия для поступающих в вузы. Учебное пособие

В лаборатории

2NH4Cl + Ca(OH)2 ¾¾t® 2NH3↑+ CaCl2 + 2H2O.

Применение

Для получения HNO3 и ее солей, для получения удобрений; NH3 используется как жидкий растворитель (Na, К), в медицине (нашатырный спирт), в химических источниках тока (N2H4 – гидразин).

Оксиды азота

N2O3 + H2O → 2HNO2 – азотистая кислота

Азотная кислота

HNO3 – сильная кислота, одноосновная, в водном растворе диссоциирует практически полностью

HNO3 → H+ + NO3–.

Проявляет все характерные свойства кислот, реагируя с основными оксидами, основаниями, некоторыми солями

2HNO3 + СаО → Са(NO3)2 + H2O; 2HNO3 + Сu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O;

6HNO3 + Са3(РО4)2 → 3Са(NO3)2 +2H3РО4. Разлагается при нагревании:

4HNO3 ¾¾t® 4NO2 + O2 + 2H2O.

41

Азотная кислота – сильный окислитель. Окисляет многие неметаллы и металлы:

S0 + 6HN+5O3(конц.) → H2S+6O4 + 6N+4O2↑ +2H2O.

Окислителем в HNO3 является N+5, а не Н+. Поэтому продуктами восстановления являются оксиды азота и ион аммония NH4+. Это зависит от концентрации HNO3 и активности металла.

42

Схемы ОВР с HNO3

Ме сред. актив. (Mn-до Н)

HN+5O3 конц Ме+n(NO3)n + N+2O↑ + H2O

неактив. Ме (после Н)

Ме+n(NO3)n + N+4O2↑ + H2O

актив. Ме (Li - Al)

Ме+n(NO3)n+ N-3Н4NO3 + H2O

Cтепень окисления Ме приняли равной +n. Из схем видно, что чем разбавленнее HNO3 и активнее Ме, тем больше глубина восстановления N+5 (N+5 + 8 e →N–3).

Все соли азотной кислоты термически малоустойчивы. Продукты разложения могут быть различные, в зависимости от активности металла:

а) при разложении нитратов активных Ме 2KNO3 ¾¾t® 2KNO2 + O2↑;

нитрит калия б) при разложении нитратов Ме средней активности

2Ni(NO3)2 ¾¾t® 2NiО + 4NO2↑ + O2↑; оксид никеля (II)

в) при разложении нитратов неактивных Ме 2AgNO3 ¾¾t® 2Ag + 2NO2↑ + O2↑.

43

Все нитраты сильные окислители, особенно при сплавлении: Fe +23 O3 + 3КN+5O3 + 4KOH → 2K2Fe+6O4 + 3КN+3O2 + 2H2O.

Применение

Для производства удобрений, красителей, порохов и других взрывчатых веществ, пластмасс, волокон, лекарственных веществ, обработки металлических поверхностей. Нитраты используются как

азотные удобрения:

Аммиачные – жидкий аммиак, аммиачная вода, сульфат аммония, хлорид аммония.

Нитратные (селитры) – NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3. Амидные – цианамид кальция CaCN2, карбамид (мочевина)

CО(NН2)2.

Кроме того, азот входит в состав смешанных удобрений – аммофос, нитрофоска и др.

Задача 1. Допишите уравнение окислительно-восстанови-тель- ной реакции, методом электронного баланса расставьте коэффициенты, укажите окислитель, восстановитель.

Mg + HNO3(разб.) →

Решение:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами продуктом восстановления N+5 в HNO3 является катион аммония (N-3H4)+. Следовательно, полное уравнение выглядит следующим образом

4Mg0 + 10HN+5O3(разб.) → 4Mg+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O.

Cоставим уравнения электронного баланса:

Ответ: Mg0 – восстановитель; N+5 – окислитель.

44

Задача 2. Какова должна быть массовая доля (в %) нитрата калия в растворе, чтобы в нем на 1 моль соли приходилось 15 моль воды.

Решение:

1. Найдем массу нитрата калия и массу воды:

mKNO3 = n × M(KNO3 ) = 1×101 = 101 (г) ;

mH2O = n × M(H2O) = 15 ×18 = 270 (г) .

2. Найдем массу раствора:

mр-ра = mKNO3 + mH2O = 101 + 270 = 371г .

3. Найдем массовую долю KNO3 в растворе

Ответ: 27,2 %.

Задача 3. Рассчитайте, сколько потребуется аммиака (по объему) и 50 % азотной кислоты (по массе) для получения 1 т аммиачной селитры, если потери производства составляют 15 %.

Решение:

1. Найдем массу теоретического выхода аммиачной селитры. Потери составляют 15 %.

Следовательно, выход продукта равен h = 100 – 15 = 85 %. Отсюда

45

4. Найдем массу 100 %-ной азотной кислоты: 63 г HNO3 → 80 г NH4NO3

х г HNO3 → 1176,5×103 г NH4NO3

Устойчивые степени окисления -3,+3,+5, которые определяются числом неспаренных электронов как в основном, так и в возбужденном состоянии.

В природе – Ca3(РО4)2 – фосфорит и фторапатит Са5(РО4)3F. Имеет несколько модификаций: белый фосфор – Р4 (tпл = 44,1°С), красный фосфор (tпл = 585 – 600°С), черный фосфор.

Получение

В промышленности

2Са3(РО4)2 + 6SiO2 + 10C ¾¾t® 6CaSiO3 + Р4 + 10СО↑.

Химические свойства

1. Взаимодействие с простыми веществами.

– с неметаллами

2Р + 3Сl2 → 2РСl3; 2Р + 5Cl2 → 2РСl5; 4Р + 3О2 → 2Р2О3; 4Р + 5О2 → 2Р2О5; 2Р + 3S → Р2S3;

2Р + 3Н2 → 2РН3;

46

– с металлами

2Р + 3Mg → Mg3Р2. фосфид Mg

2. Взаимодействие со сложными веществами:

– с кислотами-окислителями (НNO3)

3Р0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3Р+5О4 + 5N+2O↑;

– со щелочами

4Р0 + 3KOH + 3H2O ¾¾t® Р–3Н3↑+ 3КН2Р+1О2.

Кислородные соединения фосфора

1.Оксиды. Р2О3 (Р4О6) – ядовит. Р2О5(Р4О10) – белое кристаллическое вещество, сильный осушитель.

2.Кислоты.

Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3 – фосфористая кислота (в водных растворах двухосновная), соли – фосфиты;

Р2О5 + Н2О → 2НРО3 – метафосфорная кислота, соли – метафосфаты;

Р2О5 + 3Н2О → 2Н3 РО4 – ортофосфорная кислота.

Последняя образует два типа кислых солей – гидрофосфаты и дигидрофосфаты, а так же средние соли – фосфаты.

В промышленности фосфорную кислоту получают из фосфата кальция по реакции

Са3(РО4)2 + 3Н2SО4 → 3CaSO4 + 2H3РО4.

Применение

Фосфор применяется в спичечной промышленности; Р2О5 – сильный осушитель; Н3РО4 используется для производства минеральных удобрений, в пищевой и других отраслях.

Фосфорные удобрения

Са3(РО4)2 – фосфоритная мука (труднорастворима).

47

Са3(РО4)2 + 2Н2SO4 → Ca(H2РО4)2 + 2СаSO4 – балласт.

простой суперфосфат

Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 → 3 Ca(H2РО4)2 (двойной суперфосфат) CaHРО4∙2Н2О – преципитат.

NH4H2РО4 – аммофос. (NH4)2HРО4 – диаммофос.

Задача 1. Из 330 кг природного фосфорита получено 196 кг фосфорной кислоты. Определите массовую долю Са3(РО4)2 в природном фосфорите.

Решение:

Запишем уравнение реакции

Найдем массу Са3(РО4)2

310 г Са3(РО4)2 → 196 г H3РО4; х кг Са3(РО4)2 → 196 кг H3РО4.

Отсюда х = 310 ×196 = 310 кг .

196

Найдем массовую долю Са3(РО4)2

Ответ: 93,9 %.

48

Задача 2. Напишите уравнения реакций, характеризующих ряд

Решение:

1.Фосфор реагирует со многими металлами 2Р + 3Са → Са3Р −23 .

2.Фосфид кальция разлагается водой с образованием газообраз-

ного фосфина

Са3Р −23 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2Р–3H3↑. 3. При горении РН3 образуется Р2О5:

4.При взаимодействии Р2О5 c KOH образует K3РО4: Р2О5 + 6КОН → 2К3РО4 + 3Н2О.

5.При сливании водных растворов К3РО4 и СаСl2 образуется

осадок: Са3(РО4)2

2К3РО4 +3СаСl2 → 6KCl + Са3(РО4)2↓.

6.Если прилить к Са3(РО4)2 в недостатке HCl, образуется кислая

соль:

Са3(РО4)2 + 4НCl → Ca(H2РО4)2 + 2СаСl2 дигидрофосфат кальция

7.При добавлении к Ca(H2РО4)2 раствора Са(ОН)2 образуется средняя соль:

Ca(H2РО4)2 + 2Са(ОН)2 → Са3(РО4)2↓ + 4Н2О

8.При термическом разложении Са3(РО4)2 образуются два оксида Са3(РО4)2 ¾¾t® 3СаО + Р2О5

49

Задача 3. Водный раствор, содержащий 19,6 г Н3РО4, нейтрализовали гидроксидом кальция, масса которого равна 18,5 г. Определите массу образовавшегося преципитата СаНРО4∙2Н2О.

Учитывая, что в реакции участвуют по 1 моль Са(ОН)2 и Н3РО4, найдем, какое из этих веществ взято в избытке, для этого определим n каждого их них

Так как Сa(ОН)2 взят в избытке, решаем по недостатку, т.е. по массе Н3РО4.

Составим пропорцию:

98 г Н3РО4 → 172 г СаНРО4∙2Н2О; 19,6 г Н3РО4 → х г СаНРО4× 2Н2О.

Отсюда х = 19,6 ×172 = 34,4 г.

98

Ответ. mCaHРО4 ×2Н2О = 34,4 г.

ГЛАВА 1.5. ПОДГРУППА УГЛЕРОДА

В главную подгруппу IV группы входят углерод С, кремний Si, германий Gе, олово Sn, свинец Рb. Сокращенная электронная конфигурация ns2nр2 (см. табл. 1.4). В основном состоянии элементы двухвалентны, в возбужденном – четырехвалентны.

50