Получение Si: SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si (лабораторный)

SiO₂ + 2C → 2CO + Si (промышленный)

Получение силиката натрия:

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂ (1150° C)

Получение стекла:

Na₂SO₄ + C + CaCO₃ + 6SiO₂ → Na₂O*CaO*6SiO₂ +CO+CO₂+SO₂

Смесь 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема азотной кислоты называют царской водкой. Она окисляет даже золото:

Au + 4HCl + HNO₃ = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

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

Сера, селен, теллур:

S, Se,Te – неметаллы, твердые, радиус увеличивается, вос.св-ва повышаются

Получение: подземная выплавка серы с последующим ее откачиванием насосами; сера получается также из газов, содержащих Н₂S и SO₂

Переработкой отходов химических производств получают соединения селена (IV), которые восстанавливают сернистым ангидридом до свободного селена.

Теллур получают переработкой отходов химических производств

1)S+H₂O-реакция не идет

Sе+2H₂O=SeO₂+2H₂ (t^O) Te+2H₂O=TeO₂+2H₂

2)S+6HNO_3(KOH)=H₂SO₄+6NO₂+2H₂O; Se+2HNO_3(KOH)=H₂SeO₃+2NO+H₂O; Te+4HNO_3(KOH)=3TeO₂+4NO+2H₂O

3) 3 Э+6КОН=2К₂Э+К₂ЭО₃+3Н₂О

Получение H₂S

Me_XS_Y + HCl=MeCl_Y+H₂S (Me ≠ Hg, Cu, Pb); 2AlCl₃+3K₂S+6H₂O=2Al(OH)₃+3H₂S+6KCl

Свойства: HgS+10HNO_3(K)=Hg(NO₃)₂+H₂SO₄+8NO₂+4H₂O; 2H₂S+3O₂=2H₂O+2SO₂; Na₂S+S=Na₂S₂

H₂SO₃ сернистая; H₂S ₂O₇ дисерная; H₂SO₄серная; H₂S₂ O₈ пероксидисерная; H₂SO₅ пероксимоносерная; H₂SeO₃селенистая; H₂SeO₄ селеновая; H₂TeO₄ теллуровая

Получение

ТеO₃+2HCl=H₂TeO₃+Cl₂; Na₂S₂O₃+2HCl=2NaCl+H₂S₂O₃; SO₂+H₂O= H₂SO₃

H₂S₂O₈+H₂O₂=2H₂SO₅ ; Se+4HNO_3(K)=H₂SeO₃+4NO₂+H₂O; H₂SeO₃+H₂O₂= H₂SeO₄+H₂O; 5TeO₂+2KMnO₄+6HNO₃+12H₂O=5H₆TeO₆+2Mn(NO₃)₂+2KNO₃; H₆TeO₆=H₂TeO₄+2H₂O

Окислительные свойства:

H₂SeO₄+6HI=3I₂+Se+4H₂O; H₂SO₄+8HI=4I₂+H₂S+4H₂O; 6H₂SeO₄+2Au=3SeO₂+Au₂(SeO₄)₃+6H₂O; H₆TeO₆=TeO₃+3H₂O (t^O); H₂SeO₃+4KI+2H₂SO₄=Se+2I₂+2K₂SO₄+3H₂O; H₂TeO₃+2H₂SO₃=Te+2H₂SO₄+H₂O

H₂SO₄,H₂SeO₄– окислительные св-ва повышаются. Получение H₂SO₄:

4FeS₂+11O₂=8SO₂+2Fe₂O₃; 2SO₂+O₂=2SO₃( 450⁰, V₂O₅); SO₃+H₂O = H₂SO₄

XSO₃+H₂SO_4(K)=H₂SO₄XSO₃ –олеум

Получение H₂S

FeS+H₂SO₄=FeSO₄+H₂S

Взаимодействие с неметаллами

S+6HNO_3(K)=H₂SO₄+6NO₂+2H₂O(t^O); S+2H₂SO_4(K)=3SO₂+2H₂O(t^O); 2P+5H₂SO_4(K)=5SO₂+2H₂O+2H₃PO₄(t^O);

Фториды ксенона

Xe + F₂ = (XeF₂;XeF₄;XeF₆) в зависимости от соотношений

Р-ции присоединения:

XeF₂ + 2SbF₅ = Xe[SbF₆]₂

XeF₆ + CsF = Cs[XeF₇]

Гидролиз фторидов ксенона -> окисление воды

2XeF₂ +2H₂О = O₂ + 2Xe + 4HFXeF₄ + 2H₂O = O₂ + Xe + 4HFXeF₆ + 3H₂O = XeO₃ + 6HF

Р-ции диспропорционирования

3XeF₄ =(H₂o)= 2XeF₆ + Xe 3XeF₆ =(t)= XeF₂ + 2XeF₈ (полный гидролиз)

Реакции термического разложения некоторых кислых солей:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (250—300°) 2NaH₂PO₄ = Na₂H₂P₂O₇ + H2O (160°)

NaH₂PO4 =NaPO₃ + H₂O (220—250°) 2NaHSO₄ = Na₂S₂O₇ + H₂O (250—320°)

2Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ + H₂O (120—300°)

Лантаноиды:

Общая характеристика:

Лантано́иды — семейство из 14 химических элементов III группы 6-го периода периодической таблицы. Лантан часто рассматривается вместе с этими элементами для удобства сравнения, хотя к лантаноидам он не относится. Все лантаниды вместе с лантаном, скандием и иттрием входят в состав группы редкоземельных элементов.

Химические свойства:

В свободном состоянии лантаноиды – весьма активные металлы. В ряду напряжений они находятся значительно левее водорода (электродные потенциалы лантаноидов составляют около –2,4 В). Поэтому все лантаноиды взаимодействуют с водой с выделением водорода: 

2Э + 6Н₂О => 2Э(ОН)₃+3Н₂

Соединения лантаноидов со степенью окисления IV проявляют окислительные свойства (Ce, Tb):

2Се(ОН)₄ + 8НСl => 2СеСl₃ + Cl₂ + 8H₂O

А соединения со степенью окисления II (Eu, Sm, Yb) – восстановительные, причем окисляются даже водой: 

2SmCl₂ + 2H₂O => 2SmOHCl₂ + H₂

Оксиды лантаноидов в воде нерастворимы, но энергично ее присоединяют с образованием гидроксидов:

Э₂О₃ + 3Н₂О =>2Э(ОН)₃

Ионы железа (III) и (II):

Гидроксид железа (II)

Получение Fe²⁺ + 2 OH^- = Fe(OH)₂

Хим. Свойства

Амфотерен. Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O ; Fe(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Fe(OH)₄]

Гидроксид железа (III)

Получение 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ ; Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃

Хим. Свойства

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O(спл.)

Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆]

 Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с гексацианоферратом(3) калия K₃[Fe(CN)₆]

К₃[Fe(CN)₆ ]  +FeCl₂ = KFe[Fe(CN)₆])↓ + 2KCl

Качественная реакция на ион  железа (III) – реакция с гексацианоферратом(2)  калия K₄[Fe(CN)₆]

К₄[Fe(CN)₆ ]  + FeCl₃ = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3KCl

Хлораты калия, натрия

4KClO₃ =(t)= KCl + 3KClO₄ 2KClO₃ =(t, MnO₂)= 2KCl + 3O₂

Примеры окислительной активности хлоратов

KClO₃ + 3Mg =(t)= KCl + 3MgO; NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + 3Cl₂ + 3H₂O

Железо, никель, кобальт:

В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5 .Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель — лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли.

Химические свойства кобальта и никеля

Устойчивы к воде

Некоторые соли кобальта сильные окислители: 4CoF₃ + 2H₂O = 4CoF₂ + O₂ + 4HF

2MeSO₄ = 2MeO + 2SO₂ + O₂ (t)

2Me(NO3)₂ = 2MeO + 4NO₂ + O₂

3Me + 8HNO₃ = 3Me(NO₃)₂ +NO + 4H₂O

Химические свойства железа

3Fe+3O₂ +6H₂O = 4Fe(OH)₃

2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ Fe+ H₂SO₄ = FeSO₄ +H₂

Fe + 4HNO₃(разб., гор.) = Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

Fe + 6HNO3(к) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6H2

При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды: 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):3Fe+2O₂ = Fe₃O₄

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре — с углем, кремнием и фосфором.

Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO — черный легко окисляющийся порошок. Амфотерен

Получение Fe₂O₃ + CO = 2FeO + CO₂

Хим. свойства

FeO +2HCl = FeCl₂ + H₂O FeO + 4NaOH = Na₄FeO₃+ 2H₂O (t)

Оксид железа (III) Fe₂O₃ — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Амфотерен.

Поучение Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃,

Хим. Свойства

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O; Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O

Гидроксид железа (II)

Получение Fe²⁺ + 2 OH^- = Fe(OH)₂

Хим. Свойства

Амфотерен. Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O; Fe(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Fe(OH)₄]

Гидроксид железа (III)

Получение 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃

Хим. Свойства

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O(спл.)

Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆]

 Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с гексацианоферратом(3) калия K₃[Fe(CN)₆]

К₃[Fe(CN)₆ ]  +FeCl₂ = KFe[Fe(CN)₆])↓ + 2KCl

Качественная реакция на ион  железа (III) – реакция с гексацианоферратом(2)  калия K₄[Fe(CN)₆]

К₄[Fe(CN)₆ ]  + FeCl₃ = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3KCl

Цинк, кадмий, ртуть:

Соли цинка, кадмия, ртути в водных растворах подвергаются гидролизу по катиону.

2MeSO₄ + 2HOH   (MeOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Me²⁺ + HOH   MeOH + H⁺

Качественной реакцией на ионы Zn²⁺ , Cd²⁺ , Hg²⁺ — реакция с H₂S или ее солями, Ртуть — металл, способный образовывать устойчивый катион, состоящий из двух атомов. Содержащие этот катион соединения можно получить взаимодействием металлической ртути с солью ртути (II): Hg(NO₃)₂ + Hg = Hg₂(NO₃)₂ или 2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄. Kатион Hg₂⁺² существует только в солях ртути Hg (I). Наиболее известные соединения Hg₂⁺² это соответствующие галогениды. Из них фторид растворим, остальные нерастворимы. При нагревании диспропорционируют на ртуть и HgHal₂

Для Hg²⁺ характерно замещение водорода в NH₃ . HgCl2 + 2(NH3•H2O) = Hg(NH2)Cl↓ + NH4Cl + 2H2O. Также известна реакция 2HgO+NH₄OH = (Hg₂N)OH*2H₂O(Основание Миллона)

Промышленное получение хрома

4Fe(CrO₂)₂ + 8K₂CO₃ + 7O₂ =(t=1100)= 8CO₂ + 2Fe₂O₃ + 8K₂CrO₄

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ =K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + 2C =(t)= Cr₂O₃ + K₂CO₃ + CO (K₂Cr₂O₇ + S =(t)= Cr₂O₃ + K₂SO₄)

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Промышленное получение марганца

MnO₂(пиролюзит) + 2С =(t)= 2CO + Mn

Промышленное получение железа

Железная руда обогащается; из концентрата при 1300 получают огломерат. Большие куски долбят и загружают с коксом и флюс в доменную печь. Предварительно проводится коксование угля. В рез-те доменного процесса получается чугун - раствор углерода в железе, перерабатываемый на сталь. Более эффективно прямое восст оксидов железа смесью СО и Н2. Особо чистое железо получают Fe(CO)₅ =(t)= Fe + 5CO

Промышленное получение никеля

Руда никеля после обогащения подвергается обжигу, полученный NiO восстановлением коксом в электропечах

NiO + C=(t)= Ni + CO. Дальнейшая очистка металлов осущ-я электролизом.

Бериллий:

Получение бериллия: BeF₂ + Mg = Be + MgF₂

Химические св-ва

Гидрид бериллия: BeCl₂ + 2LiH = BeH₂ + 2LiCl

Пассивируется в азотной конц. кислоте. Он, его гидроксид и оксид проявляют амф. св-ва

Be + 2NaOH(изб) + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄ ] + 2H₂ Be + 2HCl(разб.) = BeCl₂ + H₂↑

Be + 2NaOH =(спл)= Na₂BeO₂ + H₂

Be и ВеО не растворяются в воде при комн. t; Ве(ОН)₂ м/р соединение

Галогениды, фосфориды, нитриды, сульфиды получаются прямым синтезом, при сгорании ВеО

3Be + 2NH₃ = Be₃N₂ + 3H₂

Сульфид: BeSO₄ + 4C =(t)= 4CO + BeS

Ве(порошок) + С(изб) =(спекание)= Ве₂С

Be₂C + 2H₂SO₄= 2BeSO₄ + CH₄

Особенности химии бериллия - соединения бериллия склонны к полимеризации, проявляет диагональные св-ва с Al.

Промышленные способы получения молекулярного кислорода :

перегонка жидкого воздуха, электролиз воды(щелочного раствора)

1)H₂O=(эл.ток)H₂ +O₂

Возможные лабораторные способы получения кислорода.

1)2KClO₃=(t,MnO₂)2KCl+3O₂.

2)H₂O₂=(кат)2H₂O+O₂.

В промышленности пероксид водорода получают , подвергая электролизу 50% массовый раствор серной кислоты.

1)2H₂SO₄=(эл.ток)H₂S₂O₈+H₂.

2)H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂.

Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой.

1)BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂.

В водном растворе H₂O₂ –слабая двухосновная кислота

Окислительные свойства у H₂O₂выражены сильнее чем восстановительные.

1)3H₂O₂+I₂=2HIO₃+3H₂O

В качестве окислителя используется концентрированный раствор H₂O₂, разбавленный же раствор выступает в качестве восстановителя, особенно в присутствии серьёзных окислителей, например:

2K₂FeO₄+3H₂O₂+5H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+2K₂SO₄+3O₂+8H₂O.

Хром, молибден, вольфрам:



Растворы солей хрома (II) можно получить взаимодействием металлического хрома кислот–неокислителей:
Cr+2H⁺ =Cr²⁺ +H₂↑,
или восстановлением соединений хрома (III) цинком:
2CrCl₃ + Zn = ZnCl₂ + 2CrCl₂
 Для того чтобы избежать окисления Cr2+ в Cr3+, эксперимент чаще всего проводят под слоем бензола. Чистый Cr(OH)₂ не проявляет амфотерности и растворяется только в кислотах:
Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O
Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства и легко окисляются кислородом воздуха до соединений хрома (III):
4Cr(OH)₂ + O2 + 2H₂O = 4Cr(OH)₃


Соединения хрома (III)


Гидроксид хрома (III) получают осаждением из соответствующих солей: CrCl₃+ 3NaOH = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl.
Данный̆ гидроксид проявляет амфотерные свойства и легко растворяется в кислотах и щелочах: Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O
Cr(OH)₃ + NaOH + 2H₂O → Na[Cr(OH)₄(H2O)₂] + 2NaOH→ Na₃[Cr(OH)₆].
Степень окисления +3 наиболее устойчива для хрома, поэтому перевести хром в состояние со степенью окисления +2 и +6 можно только сильными восстановителями и сильными окислителями соответственно. Например, окислить гидроксохромат (III) натрия до Cr (VI) можно бромной водой:
Na₃[Cr(OH)₆] + Br₂ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + 2NaBr + 4H₂O
Растворимые соли хрома (III) в водных растворах сильно гидролизуются. Нельзя получить соли, содержащие хром в степени окисления +3 с анионами слабых кислот по обменным реакциям. Вместо солей в таких случаях образуется гидроксид хрома (III).
2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом и ему соответствует ряд хромовых кислот, из которых простейшими являются хромовая H₂CrO₄ и дихромовая H₂Cr₂O₇ кислоты.
Переход мономер -  димер определяется исключительно значением рН среды. В кислой среде равновесие смещается в сторону димера, в щелочной в сторону мономера.
В растворах солей хромовых кислот равновесие хромат - дихромат смещается в сторону хромата не только в результате изменения рН среды, но и при добавлении к дихроматам катионов Ba²⁺, Pb²⁺, Ag⁺ и др., которые образуют осадки значительно хуже растворимых монохроматов, а не дихроматов. 2K₂Cr₂O₇ + 2AgNO₃ + H₂O = 2Ag₂CrO₄↓ + 4KNO₃ + H₂Cr₂O₇. Осадок Ag₂CrO₄ окрашен в темный, кирпично-красный цвет.
Соединения Cr(VI) проявляют сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Cr3+. Из всех соединений хрома (VI) наибольшую окислительную активность имеет дихромат-ион в кислой среде.


Соединения молибдена (VI) и вольфрама (VI)


Молибденовую и вольфрамовую кислоты можно получить, приливая к растворам их солей сильную минеральную кислоту:
Na₂MoO₄ + 2HCl = H₂MoO₄↓ + 2NaCl.
Na₂WO₄ + 2HCl = H₂WO₄ + 2NaCl. Молибденовая и вольфрамовая кислоты растворимы в щелочах и в кислотах. Соединения Mo(VI) и W(VI) довольно устойчивы и проявляет окислительные свойства только при взаимодействии с очень сильными восстановителями, например, с цинком в кислой среде.

Пирометаллургический способ получения цинка

1)2ZnS+ 3O₂=2ZnO+2SO₂.

2)ZnO+C=Zn+ CO.

Пирометаллургический способ получения свинца.

1)2PbS+3O₂=2PbO+ 2SO₂.

PbS+2O₂=PbSO₄.

2PbSO₄+2SiO₂=2PbSiO₃+2SO₂+O₂.

2)PbO+C=Pb+CO.

PbSiO₃+CaO+CO=Pb+CaSiO₃+CO₂.

Пирометаллургический способ получения меди.

2CuFeS₂+5O₂+2SiO₂=2Cu+2FeSiO₃+4SO₂ .

Бор

Общая характеристика.

Основной степенью окисления является (+3). Среди элементов III группы бор - единственный неметалл и в своих соединениях образует преимущественно ковалентные химические связи.

Химические св-ва

Степени окисления в соединениях от -3 до +3 при доминирующей +3. При сильном прокаливании бор вытесняет из оксидов CO₂, SiO₂,P₄O₁₀. При спекании мелкораздробленного бора с порошками металлов образуются бориды этих металлов, например, MgB₂. Бор растворяется только в кислотах-окислителях :

B + 3HNO_{3 (конц)} =^tH₃BO₃ + 3NO2.

2B + 3H₂SO_4(конц)= 2H₃BO₃+ 3SO₂.

Аморфный бор (или очень мелкораздробленный кристаллический ) медленно растворяется в щелочах :

2B + 2KOH + 2H₂O = 2KBO₂+ 3H₂

Наиболее эффективный способ переведения бора в растворимое в воде соединение – окисление «щелочным сплавом»:

2B + 3KNO₃ + 2KOH =спл.= 3KNO₂+ 2KBO₂ + H₂O.

Получение.

Элементарный бор получают из природного сырья в несколько стадий:

2Ca₂B₆O₁₁ + 4Na₂CO₃ + H₂O = 3Na₂B₄O₇ + 4CaCO₃ + 2NaOH

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄+5H₂O = 4H₃BO₃ + Na₂SO₄

2H₃BO₃ = B₂O₃+ 3H₂O

B₂O₃ +3Mg = 2B + 3MgO(t)

Также можно непосредственно восстанавливать и буру :

Na₂B₄O₇+ 3Mg = 2B +2NaBO₂+3MgO (t)

Особо чистый кристаллический бор получают термическим разложением гидридов или галогенидов бора, а также восстановлением галогенидов бора металлами и водородом:

B₂H₆=2B+3H₂(t)

2BI₃=2B+3I₂(t)

3H₂+ 2BBr₃=2B+6HBr(t)

Борный ангидрид

Оксид бора (борный ангидрид) В₂О₃ образуется либо прямым окислением бора, либо дегидратацией борной кислоты :

2H₃BO₃=B₂O₃+3H₂O

Оксид бора гигроскопичен и легко растворяется в воде с образованием в итоге борной (ортоборной ) кислоты Н₃ВО₃. Борная кислота легко возгоняется в сухой атмосфере , ее пары окрашивают пламя горелки в характерный зеленый цвет.

Обычно борную кислоту получают разложением буры :

Na₂B₄O₇+ H₂SO₄+5H₂O= 4H₃BO₃+ Na₂SO₄

Она также образуется при гидролизе тригалогенидов:

BCl₃+ 3H₂O= H₃BO₃+ 3HCl

При нейтрализации растворов H₃BO₃ щелочами в зависимости от концентрации образуются бораты разных свойств :

H₃BO₃+KOH= K[B(OH)₄]

При сплавлении оксида В₂О₃ со щелочами образуются метабораты :

B₂O₃+KOH= 2KBO₂ + H₂O

Борная кислота растворима в метиловом и этиловом спиртах, с которыми в присутствии H₂SO₄ образует летучие эфиры, дающие в пламени характерный бледно-зеленый цвет :

H₃BO₃ + 3CH₃OH= B(OCH₃)₃+ 3H₂O

Кроме ортоборной кислоты в свободном состоянии получена также метаборная кислота НВО₂.

Бораты получают при действии щелочей на борную кислоты , либо твердофазным синтезом :

4H₃BO₃ + Na₂CO₃= Na₂B₄O₇ + CO₂+6H₂O

Бороводороды, борогидриды металлов.

В настоящее время известно 17 бороводородов, 14 из них классифицированы на 2 группы по составу (B_nH_n+4 и B_nH_n+6). Отдельно : В₈Н₁₈, В₈Н₁₈,В₂₀Н₁₆.

Основополагающий бороводород — диборан В₂Н₆ — получают различными методами :

2NaBH₄+ I₂= B₂H₆+ 2NaI+ H₂

2BCl₃+12H₂=B₂H₆+6HCl

Бороводороды характеризуются довольно высокими энтальпиями сгорания, что позволило рассматривать их в качестве ракетных топлив. Они легко окисляются, а также разлагаются водой:

B₂H₆+3O₂=B₂O₃+3H₂O

B₂H₆+6H₂O=2H₃BO₃+6H₂

Азот

Получают ректификацией жидкого воздуха, При необходимости в лаборатории получают нагреванием нитрата аммония 2NH₄NO₃ = 2N₂ + 4H₂O + O₂ или смеси соли аммония с любым доступным нитритом: NH₄Cl + KNO₂ = N₂ + KCl + 2H₂O (t). Азот образуется при горении сухого аммиака: 4NH₃ + 3O₂=2N₂ + 3H₂O (t) или используется NH₃ в качестве восстановителя: 3CuO + 2NH₃=3Cu + N₂ + 3H₂O (t)

Валентные возможности атома азота ограничены величиной 3; привлечение свободной эл. пары(2s-орбиталь) для связи по донор-акцеп. механизму доводят валентные возможности до 4. Степень окисления: от -3 до +5. Наиболее ходовые:+3, +5. Азот инертен за счет своего строения: NΞN. Проявляет sp, sp2, sp3 гибр. Малорастворим в воде: 2V азота / 100 V воды.

Азот реагирует с O₂: N₂+O₂=2NO (t˃3000 ˚ (эл дуга))

Оксиды азота:

N₂O, NO - несолеобр. N₂O₃, NO₂,N₂O₄, N₂O₅ - кислотные

1) N₂O(веселящий газ): проще всего получить терм.разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (250˚)

Хим. активность не очень велика: N₂O = N₂ + 1/2O₂ (>900˚)

2P(S) + 5N₂O = P₂O₅(SO₂) + 5 N₂ (t)

2) NO- бесцветный газ - в твердом состоянии голубой.

N₂+O₂=2NO

4NH₃ + 5O₂ = 4 NO + 6 H₂O (Pt-Rh, t) - промышленный

3Cu + 8HNO₃(p-p) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O - лабораторный

3SO₂ + 2HNO₃ + 2H₂O = 2NO + 3H₂SO₄ 2NaNO₃ + 2NaI + 2H₂SO₄ = 2NO + I₂ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

По методу ВС кратность связи = 2,5. Димеризуется :2NO ↔ N₂O₂ - кристаллы голубого цвета

Легко окисляется :NO + 1/2 O₂ = 2NO₂

2NO + Г2 = 2NOГ – нитрозилгалогенид

NOГ + H2O = HNO2 + HГ

при нагревании - восстановитель: 2NO + S(C) = SO₂(CO₂) + N₂

2NO + SO2 = N2O + SO3

Соли NO устойчивы в неводных соединениях, однако в воде полностью гидролизуются. Качественная р-ия:

[Fe(H₂O)₆]SO₄ + NO = [Fe(H₂O)₅NO]SO₄ + H₂O - бурое непрочное комплексное соединение.

3) N₂O₃

Жидкость сине-зеленого цвета, крайне неустойчивое соединение; Получение: 4Ag + 6 HNO₃(70%) = 4AgNO₃ + N₂O₃ + 3H₂O

NO + NO2 ↔ N2O3

N₂O₃ - ангидрид азотистой к-ты. Соли N₂O₃ особо нигде не используются. При растворении в воде на холоде дает HNO2. аналогично с КОН дает KNO2: N₂O₃ + 2KOH = 2KNO₂ + H₂O

4) NO₂ Бурый ядовитый газ, сжижающийся при температуре ниже 21˚С в жидкость, содержащую димерыN₂O₄(склонность к их образованию объясняется наличием в молекуле NO₂ неспаренного электрона)Ядовитый, вызывает летальный исход.

Получение: NO + 1/2O₂=NO₂

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

2Pb(NO₃)₂ = PbO + 2NO₂ + 1/2O₂

При повышенной t NO2 легко окисляет многие металлы и неметаллы:2 NO₂ + 2C = N₂ + 2CO₂ (t)

10NO₂ + 6P= 3P₂O₅ + 5N₂O (t)

при контакте с водой происходит 2 реакции диспропорционирования: 3NO₂ + H₂O=2HNO₃ + NO

2NO₂ + H₂O = HNO3 + HNO₂ - идет преимущественно в холодных растворах.

2NO₂ + 2KOH = KNO₃ + KNO₂ + H₂O

В неводных растворах известны многочисленные солеобразующие соединения с катионом нитрония (NO₂⁺), например NO₂ClO₄.

5) N₂O₅ - образует игольчатые кристаллы, которые имеют состав NO₂+NO₃- - нитрат нитрония.

Получение: NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

2HNO₃(конц) + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

Свойства: N₂O₅ = 2NO₂ + 1/2O₂

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ (собственно только для этого N2O5 и нужен)

Стадии получения HNO3:

a) синтез аммиака:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (p,t, кат)

б)каталитическое окисление аммиака

4NH3 + 5O₂ = 4NO + 6H₂O(t, Pt)

в) дальнейшее окисление кислородом воздуха

2NO + O₂ = 2NO₂

г) поглощение водой при доступе воздуха

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Холодная HNO₃пассивирует Al, Fe,Be,Co,Ni,Cr. Устойчивы к действию: Au,Pt,Rh,Ir,Ti,Ta.

Смесь 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема азотной кислоты называют царской водкой. Эта хуйня окисляет даже золото:

Au + 4HCl + HNO₃ = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

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

Аммиак NH₃ бесцветный газ, с резким запахом, легче воздуха.хорошо растворим в воде. Промышленное получение: N₂+3H₂=2NH₃ (P=200-100 атм, кат - губчатое железо, K2O, Al2O3). В лаборатории: 2NH₄Cl + Ca(OH)2 = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O.

Хим свойства: 1) присоединение за счет своб эл пары: NH₃ + H₂O = NH₄OH; NH₃ + HГ = NH₄Г

2) Окисление: 3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

3)замещение, жидкий аммиак(t<-34˚C): 2K + 2NH₃=2KNH₂ + H₂

2K+2NH₃=K₂NH + H₂ 6K + 2NH₃ = 2K₃N + 3H₂

Гидразин.N₂H₄ получают окислением аммиака гипохлоритом натрия в водном р-ре: 2NH₃ + NaOCl=N₂H₄ + NaCl + H₂O. Ядовитая жидкость, в целом характеризуется восстановительными свойствами. N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

5N₂H₄ + 4KMnO₄ + 6H₂SO₄ = 5N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄+16H₂O. Только сильные восстановители способны восстановить N₂H₄ до N^-3: N₂H₄ + TiCl₃ + 4HCl = 2TiCl₄ + 2NH₄Cl

N₂H₄ + Mg + 4HCl=MgCl₂ + 2NH₄Cl

При нагревании диспропорционирует: 3N₂H₄ = N₂ + 4NH₃.

Гидроксиламин. Получают электрохимическим восстановлением раствора азотной кислоты, на катоде суммарно происходит реакция: HNO₃ + 6Н⁺ + 6e =NH₂OH + 2H₂O. NH₂OH - кристаллическое ядовитое в-во, проявляющее в р-иях преимущественно восстановительные св-ва:

2NH₂OH + I₂ + 2KOH = N₂ + 2KI + 4H₂O. Промежуточная степень окисления объясняет диспропорционирование этого соединения при нагревании: 3NH₂OH=N₂+NH₃+3H₂O

И способность восстанавливаться до иона NH₄⁺:

4KI + 2NH₂OH + 3H₂SO₄ = 2I₂ + (NH₄)₂SO₄ + 2K₂SO₄ +2H₂O

Азотистый водород ( в р-ре азотистоводородная кислота) может быть получен след.образом:

N₂H₄ + HNO₂ = HN₃ + 2H₂O. Gо силе HN3 примерно как уксусная.

Как окислитель похож на HNO₃: Cu + 3HN₃ =Cu(N₃)₂ + N₂ + NH₃. Азиды щелочных металлов плавятся, не разлагаясь, и хорошо растворимы в воде, азиды тяжелых металлов при нагревании и даже от удара взрываются.