Аммиак и гидрозин:получение,хим.Связь,строение полекулы,к-о,ов.

Получение: NH3 + NaClO   NH2Cl + NaOH

NH2Cl + NH3   N2H4 · HCl,(гидразин)

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж

Аммиак и гидразин проявляют восстановительные св-ва и ок-ются чаще всего до азота:

4NH3+3O2=2N2+6H2O

N2H4+O2=N2+2H2O

Три неспаренных p-электрона атома азотаучаствуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺. В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда. Гидразин — энергичный восстановитель. В растворах гидразин обычно также окисляется до азота:4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 → 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O.  Водные растворы гидразина обладают основными свойствами

Гироксиламмин,азотистоводоодная к-та и её соли:хим.Связь,строение полекулы,получение и в-ва.

NH3OH:Получают электрохимическим вос-ем р-ра азотной к-ты на свинцовом катоде:

NO3(-)+6e+8H(+)=NH3OH(+)+2H2O

Образовавщийся ион осаждают HCl виде [NH3OH]Cl,далее:

[NH3OH]Cl+NaOH=NH2OH+NaCl+H2O

1)В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH2OH + H2O ↔ NH3OH+ + OH−

Может также диссоциировать и по кислотному типа с рКа = 14,02:

NH2OH + H2O ↔ H3O+ + NH2O−

В кислом водном растворе гидроксиламин устойчив, однако ионы переходных металлов катализируют его распад. Подобно NH3, реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния, например:

NH2OH + HCl → [NH3OH]Cl

2)На воздухе соединение является нестабильным:

3NH2OH → N2 + NH3 + 3H2O

3)На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

4NH2OH + O2 = 6H2O + 2N2

4)Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N2 или N2O:

2NH2OH +I2 + 2КОН → N2 + 2KI + 4H2O

5)В некоторых реакциях NH2OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH3 или NH4+, например:

NH2OH + H2S → NH3 + S + H2O

Получение:

2NaNH2 + N2O → NaN3 + NaOH + NH3

3NaN3 + H3PO4 → 3HN3 + Na3PO4

Проявл.ок-ные св-ва и вос. По схеме:

HN3+3H(+)+2e=N2+NH4(+) реже

HN3+11H(+)+8e=3NH4(+)

Св-ва объясняются:

H-N=N=N(у азота СО -3;+5;-3)

Р-ет металлы стоящие после водорода 4HN3+Cu=Cu(N3)2+N2+(NH4)N3

Pt+2HN3+8HCl=H2[PtCl6]+2N2+2NH4Cl

Подобно царской водке.

Соли называются азидами.Соли щ.мет. устойчивы,напоминают галогениды.Азиды тяж.мет.не устойчивы,при ударе взрыв.

Получить можно:

N2H4+HNO2=2H2O+HN3

Царская водка и её ок-ны св-ва на

примере р-ции с золотом,платиной,сульфидом ртути.

Представляет собой жидкость жёлто-оранжевого цвета с сильным запахом хлора и диоксида азота.

При взаимодействии HCl и HNO₃ образуется сложная смесь высокоактивных продуктов, в том числе ассоциатов и свободных радикалов. Эффективность царской водки как окислителя в значительной степени связана с уменьшением потенциала окисления металлов вследствие образования хлоридных комплексных соединений.

Один из сильнейших ок-лей.

3Pt+4HNO3+18HCl=3H2[PtCl6]+4NO↑+8H2O

3HgS+8HNO3+6HCl=3HgCl2+3H2SO4+8NO+4H2O

Реакции термического разложния нитратов различных металлов.

Ковалентные металлы[Ti(IV),Sn(IV) и др.]в водной среде:Sn(NO3)4+3H2O=H2SnO3↓+4HNO3

Нитраты Me в ряду напряжений от Mg до Cu:

2Mg(NO3)2=2MgO+4NO2+O2

Термически неустойчивые нитраты(Hg,Ag,Au):

Hg(NO3)2=Hg+2NO2+O2

Общая характеристика и св-ва фосфора,промышленное получение.

Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.Существует в виде нескольких аллотромных модификаций,важнейшие:белый,красный и черный.

1)реагирует с гал. При обычных усл:

2P+5Cl2=2PCl5

При нагревании ок-ется серой:

4P+3S=P4S3

2)с кислотами-окислителями:

3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO

3)р-ры сильных окислитей взаимодействуют со всеми модификациями:

3P4+20KMnO4+8H2O=20MnO2+8K2HPO4+

4KH2PO4

4)c Me способен быть ок-лем:

2P+3Ca=Ca3P2(t)

5) Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

6) 8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

7) 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO3 + 12C → P4 + 2H2 + 12CO.