Вопросы для самоподготовки:

1. C→CO₂→Са(НСO₃)₂→CaCO₃.

2. р-элементы IV-группы. Общая электронная формула и валентные возможности. Закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств. Приведите общую реакцию разрядки и зарядки свинцового аккумулятора.

3. Угольная кислота и её соли. Запишите реакции термического разложения карбоната и гидрокарбоната кальция и гидролиз карбоната и гидрокарбоната натрия.

4. При растворении в соляной кислоте 10 г смеси СаО и СаСО₃ выделилось 240 мл газа. Вычислить массовую долю СаСО₃ в смеси?

5. Смешали 50 мл 10% HNO₃ (ρ =1,1 г/см³) с 300 г 40% HNO₃. ω(HNO₃)-?

6. Сколько г СаСО₃ прореагирует с 300 г 5% раствора НСl?

7. Сколько мл 10% раствора карбоната натрия с ρ = 1,1 г/мл и г воды требуется для приготовления 5 кг 2% раствора?

8. 5,6 л (н.у.) СО₂ растворили в 300 мл Н₂О. ω (Н₂СО₃)-?

Лекция 6 р-Элементы V группы

1 Общая характеристика

В главную подгруппу V группы входят элементы: азот (N), фосфор (Р), мышьяк (Аs), сурьма (Sb) и висмут (Вi). На внеш­нем энергетическом уровне атомов этих элементов на­ходятся по пять электронов. Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns²np³. В отличие от остальных элементов максимальная валентность азота равна четырем (три связи могут быть образованы по обменному механизму и одна – по донорно-акцепторному).

Основные степени окисления данных элементов –3, 0, +3 и +5. При этом для азота возможны все степени окисления: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3, поэтому соединения Вi⁺⁵ обладают сильными окислительными свойствами.

2 Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N₂). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха. Молекула азота (N≡N) является практически инертным веществом, так как атомы азота связаны посредством трех прочных химических связей. Молекула азота распадается на атомы при температуре 3000 ^оС примерно на 0,1 %.

Азот при обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при температуре 3000÷4000 ^оС. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака:

N₂ + 3Н₂ = 2NН₃.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении составляет –33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизическим свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34 % при температуре 20 ^оС). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиака является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония NH₃ + НОН ↔ NH₄OH.

Гидроксид аммония - слабое основание

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^– , К = 1,8∙10^–5.

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

NH₃ + HCl → NH₄CI,

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄.

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов. Например,

СuSО₄ + 4NН₃ = [Сu(NН₃)₄]SО₄.

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH₄CI → NH₃ + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH₄NO₂ → N₂↑ + 2Н₂O (способ получения N₂ в лаборатории).

В атмосфере кислорода аммиак горит:

4NH₃ + 3О₂ → 2N₂ + 6Н₂O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO по реакции

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6Н₂O.

Из NO окислением получают NО₂, а затем азотную кислоту:

4NО₂ + O₂ + 2H₂O → 4НNO₃.

Азот образует следующие оксиды:

1) N₂О и NO – несолеобразующие оксиды;

2) N₂О₃ и N₂О₅– кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО₂(N₂О₄) – смешанный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО₂ – слабая кислота

НNО₂ ↔ H⁺ + NO₂^–, К = 4·10^–4.

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азот находится в промежуточной

степени окисления +3.

Азотная кислота НNО₃ – сильная кислота

НNО₃ → H⁺ + NO₃^–.

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО₃ и НС1 (1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото:

Аu + НNО₃ + 4НС1 = Н[АuСl₄] + NО + 2Н₂О.

Концентрированная НNО₃ пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии её с металлами зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4НNО₃ (конц.) = Сu(NО₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂О,

3Сu + 8НNО₃ (разб.) = 3Сu(NО₃)₂ + 2NО + 4Н₂О,

4Мg + 10НNО₃ (очень разб.) = 4Мg(NО₃)₂ + NН₄NО₃ + 3Н₂О.

Из приведенных реакций следует, чем активней металл и более разбавлена азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия, калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.

3 Фосфор вследствие лёгкой окисляемости не встречается в природе в свободном состоянии. Наиболее важным природным соединением фосфора является мине­рал фосфорит Са₃(РО₄)₂.

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, крас­ный, черный и др.

Белый фосфор – очень сильный яд, даже малые дозы его смертельны.

Красный фосфор не ядовит, так как имеет полимерную структуру. При нагревании красный фосфор сублимируется, а при охлаждении паров получа­ется белый фосфор.

Чёрный фосфор образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха при очень высоком давлении. Внешне чёрный фосфор похож на графит и обладает полупроводниковыми свойствами.

Фосфор непосредственно взаимодействует с многими веществами: кислородом, галогенами, активными металлами.

При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе 4Р + 5О₂ ↔ 2Р₂О₅

образуется оксид фосфора(V) – белое твёрдое вещество, обладающее сильными водоотнимающими свойст­вами. Р₂О₅ соответствует Н₃РО₄ – слабая трёхосновная кислота.

Известны также следующие слабые кислоты фосфора: