Repetitor_po_Khimii

Селитры применяются как минеральные азотные удобрения, так как азот является одним из основных элементов

питания растений.

Все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.

Нитраты, образованные слабыми основаниями (NH4NO3, Cu(NO3)2 и др.), гидролизуются, поэтому их водные растворы имеют кислый характер среды:

Cu(NO3)2 + Н2О CuOHNO3 + HNO3

Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями.

При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода, характер других продуктов разложения зависит от положения металла в ряду напряжений:

Вопросы для контроля

1.Какие оксиды азота вам известны? Назовите каждый оксид. Укажите валентность и степень окисления азота в каждом оксиде.

2.Каковы физические свойства оксидов азота?

3.Какой оксид азота применяется в медицине для наркоза?

4.Как получают оксиды азота?

5.Каковы физические свойства азотной кислоты?

6.Опишите химические свойства азотной кислоты.

7.Как можно получить азотную кислоту в лаборатории?

430

8.Выразите химическими уравнениями процесс получения азотной кислоты в промышленности.

9.Где применяют азотную кислоту?

10.Как называются соли азотной кислоты и где они применяются? Какие продукты образуются при термическом разложении солей азотной кислоты?

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1.Цилиндр с оксидом азота (II) был закрыт пластинкой. Как только пластинку сняли, в верхней части цилиндра появились бурые пары. Чем это объясняется?

2.Напишите уравнение реакции между оксидом азота (IV) и водой. Как происходит изменение степени окисления элементов в этой реакции? Что в реакции является окислителем, что — восстановителем?

3.Составьте уравнения реакции азотной кислоты с оксидом железа (III), гидроксидом цинка, карбонатом кальция. Сколько молей азотной кислоты расходуется на реакции с 10 г каждого из этих соединений?

4.Составьте уравнения реакций окисления свинца и серебра разбавленной азотной кислотой, зная, что свинец окисляется до Pb+2, а серебро — до Ag+.

5.Составьте уравнение реакции окисления кобальта концентрированной азотной кислотой, принимая во внимание, что образуется соль трехвалентного кобальта.

6.Сернистая кислота H2SO3 окисляется азотной кислотой до серной кислоты H2SO4. При этом азотная кислота восстанавливается до оксида азота (II). Составьте уравнение реакции.

7.Разбавленная азотная кислота на холоду окисляет сероводород до серы, а сама восстанавливается до оксида азота (II). Составьте уравнение реакции.

8.Сколько литров и молей аммиака требуется для получения 6,3 кг азотной кислоты, считая потери в производстве равными 5 %?

9.Какой объем 1 М раствора гидроксида натрия требуется для нейтра-

лизации 50 мл 2 М раствора азотной кислоты?

10.Раскаленный уголек, брошенный в концентрированную азотную кислоту, продолжает гореть, при этом выделяется бурый газ и газ,

образующий с известковой водой Са(ОН)2 белый осадок. Напишите уравнения реакций.

11.Нитрат аммония можно получить взаимодействием нитрата кальция с карбонатом аммония. Составьте уравнение этой реакции и укажите, почему она идет до конца.

431

12. Напишите уравнение реакций следующих превращений:

13.Какова массовая доля каждой из образующихся солей, если через 300 г 5,6 %-го раствора гидроксида калия пропустили 5,6 л оксида азота (IV)?

Тест № 14 по теме: «Сера, азот и их соединения»

(Число правильных ответов — 13)

Вариант I

1.Какова конфигурация внешнего электронного слоя атома азота?

2.В каком из указанных соединений степень окисления атома серы S равна +4?

3.В каких из указанных реакций азот N2 играет роль восстановителя?

4.С какими из указанных веществ взаимодействует сульфид натрия с образованием сульфида свинца (II)?

432

5. С какими из указанных веществ взаимодействует концен-

трированная HNO3 с образованием NO2?

6. Какие из указанных реакций являются качественными

реакциями на ион аммония NH4+?

t°

.А NH4NO2 = N2 + 2Н2О t°

.Б NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3 t°

.В 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + 2H2O + CaCl2

.Г 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

.Д 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

7.С каким из указанных веществ реагирует разбавленная серная кислота?

8.Какие из указанных пар веществ можно использовать для получения оксида азота (IV)?

Вариант II

1.Какова конфигурация внешнего электронного слоя суль- фид-иона?

2.В каком соединении степень окисления атома азота равна +3?

433

3.В каких из указанных реакций сера играет роль восстановителя?

4.С какими из указанных веществ взаимодействует оксид азота (IV) с образованием только нитрата натрия и воды?

5.С каким из указанных веществ взаимодействует концентрированная кислота H2SO4 с образованием SO2?

6.Какие из указанных реакций являются качественными реакциями на сульфат-ион?

.А SO3 + Са(ОН)2 = CaSO4 + Н2О

.Б H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4 + 2HCl

.В 5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 =

= 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

.Г Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

.Д CuSO4 + Ni = NiSO4 + Cu

7. С какими из указанных веществ реагирует концент-

8.Какие из указанных пар веществ можно использовать для получения оксида серы (IV)?

434

§ 8.8. Фосфор и его соединения

Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы, находится в третьем периоде. Его порядковый номер — 15, относительная атомная масса — 31.

Характерные степени окисления:

–3 (фосфин РН3, фосфиды металлов: Na3P, Ca3P2, АlР и др.);

0 (простое вещество фосфор Р);

+3 (оксид фосфора (III) Р2О3, фосфористая кислота H3PO3 и ее соли — фосфиты; галогениды и сульфиды фосфора (III));

+5 (оксид фосфора (V) Р2О5, фосфорная кислота Н3РО4 и ее соли — фосфаты, галогениды и сульфиды фосфора (V)).

Наиболее устойчива для фосфора степень окисления +5.

Похождение в природе

Вземной коре содержится около 0,12 % (масс.) фосфора

всвязанном состоянии: в виде солей. Основное природное

соединение — фосфат кальция Са3(РО4)2. Как минерал он носит название фосфорит и образует крупные месторождения. Другим распространенным минералом, содержащим фосфор, является апатит, который представляет собой фосфат кальция, связанный с хлоридом кальция (хлорапатит) или фторидом кальция (фторапатит).

Фосфат кальция содержится в костях всех позвоночных

иобусловливает их прочность.

Получение

Свободный фосфор получают в электрических печах без доступа воздуха из фосфата кальция, смешивая его с песком и углем. При прокаливании этой смеси сначала происходит вытеснение оксида фосфора (V) из фосфата оксидом кремния (IV):

t°

Са3(РО4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + Р2О5

435

Углерод (уголь) восстанавливает оксид фосфора (V) до свободного фосфора:

Р2О5 + 5С = 2Р + 5СО

Суммарное уравнение процесса получения фосфора можно записать так:

t°

Са3(РО4)2 + 3SiO2 + 5С = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО

Физические свойства

Простое вещество фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций. Все они представляют собой твердые вещества кристаллического или аморфного строения. Наиболее известными и устойчивыми модификациями фосфора является белый, красный

и черный фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные тетраэдрические молекулы Р4. На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится в темноте («фосфор» в переводе с греческого означает «светоносный»). В воде белый фосфор нерастворим (его хранят под слоем воды для защиты от окисления), хорошо растворяется в сероуглероде. Является сильным ядом, даже в малых дозах (десятые доли грамма) действует смертельно.

При нагревании без доступа воздуха до 250—300 °С белый

фосфор превращается в красный.

Красный фосфор представляет собой неорганический полимер, в котором большое число атомов фосфора связаны друг с другом в цепи, кольца и т. д. По свойствам резко отличается от белого фосфора: не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде, не ядовит.

При нагревании до 200 °С под очень высоким давлением и белый, и красный фосфор превращается в черный

фосфор.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, является полупроводником. По своей структуре черный фосфор, как и красный, является неорганическим полимером.

436

Химические свойства

Наиболее химически активным является белый фосфор (в уравнениях реакций с участием белого фосфора его формулу для простоты записывают как Р, а не Р4, тем более, что аналогичные реакции возможны и с участием красного фосфора, молекулярный состав которого неопределенен). Фосфор непосредственно соединяется со многими простыми и сложными ве-

ществами. В химических реакциях фосфор, как и азот, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами с образованием фосфидов, например:

Обратите внимание, что непосредственно с водородом

фосфор практически не соединяется (отличие от азота!).

Как восстановитель фосфор взаимодействует с кислородом, галогенами, серой (т. е. с более электроотрицательными неметаллами). При этом в зависимости от условий проведения реакций могут образовываться как соединения фосфора (III), так и соединения фосфора (V).

а) При медленном окислении или при недостатке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (III), или фосфористого ангидрида Р2О3:

+3

4Р0 + 3О2 = 2Р2О3

При сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха) образуется оксид фосфора (V), или фосфорный ангид-

б) В зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии фосфора с галогенами и серой образуются соответственно галогениды и сульфиды трех- и пятивалентного фосфора; например:

437

Следует отметить, что с йодом фосфор образует только со-

единение РI3.

Роль восстановителя фосфор играет и в реакциях с кисло- тами-окислителями:

— с разбавленной азотной кислотой:

3Р + 5HNO3 + 2Н2О = 3H3РО4 + 5NO ;

—с концентрированной азотной кислотой:

Р+ 5HNO3 = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О;

—с концентрированной серной кислотой:

2Р + 5H2SO4 = 2Н3РО4 + 5SO2 + 2Н2О

С другими кислотами фосфор не взаимодействует. При

нагревании с водными растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию, например:

–3 +1

4Р0 + 3КОН + 3H2О = РН3 + 3КН2РО2

8Р + 3Ва(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Ва(Н2РО2)2

Кроме фосфина РН3 в результате этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н3РО2 — гипофосфиты, в которых фосфор имеет нехарактерную степень окисления +1.

Применение фосфора

Основная часть производимого в мире фосфора расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой получают удобрения и другие продукты. Красный фосфор используется при изготовлении спичек, он содержится в массе, которая наносится на спичечную коробку.

ФОСФИН

Наиболее известным водородным соединением фосфора является фосфин РН3.

438

Получение

Выше был рассмотрен способ получения фосфина при взаимодействии фосфора с водными растворами щелочей. Другой способ — действие соляной кислоты на фосфиды металлов, например:

Zn3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3ZnCl2

Физические свойства

Фосфин — бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит. Хорошо растворим в органических растворителях. В отличие от аммиака малорастворим в воде.

Химические свойства

1. Кислотно-основные свойства

Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней не-

устойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:

РН3 + Н2О РН3 · Н2О РН4+ + ОН– (Кд = 4 · 1025)

(РН4ОН) ион фосфония

(сравните с константой диссоциации NH4OH, которая равна 1,8 · 10–5). Соли фосфония РН3 образует только с наиболее сильными кислотами:

2. Окислительно-восстановительные свойства

Как и азот в аммиаке NH3, фосфор в молекуле фосфина РН3 имеет низшую степень окисления –3. Однако для фосфора эта степень окисления менее устойчива, чем для азота, поэтому фосфин проявляет более ярко выраженные восстановительные свойства, чем аммиак. Так, фосфин при температуре около 150 °С самовоспламеняется на воздухе:

–3 t° +5

2РН3 + 4О2 = P2OS + 3H2О

439