Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
|
|
Скачати 3.56 Mb.
|
|
Азот Поширення азоту в природі. Основна маса азоту на Землі зосереджена в атмосфері (78,1 об. % або 75,6 мас. %) у вигляді простої речовини N2, що становить близько 4.1015 т. Неорганічні сполуки азоту не трапляються в природі у великих кількостях. Відомі мінерали у формі нітратів: NaNO3 - чилійська селітра, KNO3 - індійська селітра, Ca(NO3)2 - норвезька селітра. У поверхневих зонах земної кори трапляються також солі амонію. У повітрі зв'язаний азот міститься у вигляді аміаку, що утворюється при гнитті азотовмісних органічних сполук, оксиду азоту NO і діоксиду азоту NO2. У вигляді складних органічних похідних азот входить до складу всіх рослинних і тваринних організмів: білкові речовини (протеїни та протеїди, що містять специфічну для макромолекул білків пептидну групу -CO-NH-), нуклеїнові кислоти, кінцеві продукти обміну речовин - карбамід і сечова кислота. Зв'язаний азот міститься в нафті (до 1,5 мас. %), кам'яних вугіллях (до 2,5 мас. %). Азот виявлений у газових туманностях і сонячній атмосфері, на Урані та Нептуні та ін. Добування азоту. У лабораторії невеликі кількості N2 зручно добувати змішанням розчинів NH4Cl і NaNO2 при нагріванні: NH4Cl + NaNO2 NH4NO2 + NaCl, t NH4NO2 N2 + 2H2O. Азот можна також добути окисненням аміаку, наприклад бромом або хлорним вапном: 2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2. Хімічно чистий азот може бути добутий за реакцією аміаку з оксидом міді(II): 2NH3 + 3CuO 3Cu + N2 + 3H2O. Спектрально чистий азот добувають звичайно термічним розкладанням азидів натрію або барію, наприклад: 2NaN3 = 2Na + 3N2. Азот утворюється також у реакціях внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення: t (NH4)2Cr2O7 N2 + 4H2O + Cr2O3, t 2N2O 2N2 + O2. У промисловості азот добувають ректифікацією рідкого повітря. Іншим джерелом добування азоту в техніці служить генераторний газ. Фізичні властивості. Азот безбарвний в усіх трьох агрегатних станах. За звичайних умов молекулярний азот - газ, що не має смаку та запаху. Завдяки поганій здатності до деформації електронної оболонки сили взаємодії між молекулами N2 дуже слабкі та не можуть перешкоджати безладному рухові молекул, тому температури плавлення та кипіння азоту дуже низькі; він погано розчинний у воді та органічних розчинниках. Його розчинність у воді 2.23 об. % (0оС), 1.42 об. % (40оС) та 1.32 об. % (60оС). Критична температура азоту -146оС. Рідкий азот не магнітний та не проводить електричний струм. Хімічні властивості азоту При кімнатній температурі азот реагує лише з літієм. З іншими металами (Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd, Al, Ti, U, Th) та неметалами (B, Si) при дуже високих температурах азот також утворює нітриди: 20oC 6Li + N2 2Li3N, t 3Mg + N2 Mg3N2, t 2B + N2 2BN. При кімнатній температурі молекула N2 може також виступати як -донорний ліганд, утворюючи комплекси з деякими d-елементами: [Ru(NH3)5N2]Cl2, [Ti(C5H5)2N2] тощо - нітрогенільні комплекси. Оскільки за електронегативністю азот поступається лише кисню та фтору, то лише у зв'язках з атомами О та F атом N поляризований позитивно. При підвищених температурах та тиску та у присутності каталізаторів азот безпосередньо сполучається з воднем, киснем, вуглецем та іншими елементами: N2 + 3H2 2NH3, N2 + O2 2NO, 2C + N2 (CN)2 – диціан. З галогенами та сіркою азот безпосередньо не сполучається. Не реагує він ні з кислотами-неокисниками, ні з кислотами-окисниками, ні з лугами. Аміак Фізичні властивості. Аміак NH3 - безбарвний газ із стійким характерним різким задушливим запахом (запах «нашатирного спирту»). Розчинність аміаку у воді більша, ніж всіх інших газів: один об'єм води поглинає при 20 оС близько 700 об'ємів NH3, а при 0 оС - близько 1200. Аміак токсичний: подразнює слизові оболонки очей та дихальних шляхів. При великому вмісті його у повітрі спостерігається поразка очей, задишка та запалення легенів. ГДК NH3 у повітрі промислових підприємств становить 20 мг/м3. Хімічні властивості. Аміак є основою, помірно сильним відновним агентом та ефективним комплексоутворюючим агентом по відношенню до катіонів, що мають вакантні зв'язуючі орбіталі. а) Типові реакції аміаку як основи: NH3 + H2O NH3.H2O NH4+ + OH- (Кb=1,8,10-5, аміак - слабка основа). Іонна сполука NH4OH (гідроксид амонію) не існує, при взаємодії іонів NH4+ та OH- утворюються молекули NH3 та H2O. З водних розчинів аміаку виділяються стійкі лише при низькій температурі кристалогідрати NH3.H2O, NH3.2H2O та 2NH3.H2O, в яких молекули аміаку та води зв'язані водневим зв'язком. Рівновагу у водному розчині аміаку можна змістити праворуч додаванням кислоти, що призводить до утворення солей амонію: NH3 + HCl = NH4Cl, NH3 + HClO4 = NH4ClO4, NH3 + HNO3 = NH4NO3, 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4. б) Типові реакції аміаку як відновника (він зазвичай окиснюється до вільного азоту): 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O. Pt 4NH3 + 5O2 4NO+ 6H2O. 2NH3 + 3Cl2 N2 + 6HCl (при надлишку NH3 утворюється не HCl, а NH4Cl). в) Типові реакції аміаку як ліганда з утворенням амінокомплексів: CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4, CrCl3 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl3. Як окисник аміак виступає дуже рідко (за рахунок зниження ступеня окиснення водню). Так, при високих температурах аміак здатний заміщати свої водні на метал. При цьому добувають аміди, що містять NH2-, іміди, що містять NH2-, і нітриди, що містять N3-. Наприклад: 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2, t 2Al + 2NH3 = 2AlN + 3H2. Можливе заміщення водню не лише на метал, але і на неметал: 4NH3 + 3F2 3NH4F + NF3. Добування аміаку в лабораторії. Невеликі кількості NH3 можна добути взаємодією лугу із сіллю амонію: t 2NH4Cl + Ca(OH)2 2NH3 + CaCl2 + 2H2O. Зручний спосіб добування NH3 - гідроліз іонних нітридів: Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3. Промисловий синтез аміаку - синтез з азоту та водню (метод Габера - Боша): 1/2N2(г) + 3/2H2(г) NH3(г). Солі амонію містять іон NH4+. Амонійні солі сильних кислот у воді повністю дисоціюють на іони, і їхні розчини кислі, оскільки відбувається гідроліз за катіоном: NH4Cl = NH4+ + Cl-, NH4+ + HOH NH3 + H3O+. Солі амонію при нагріванні досить легко розкладаються, причому природа кінцевих продуктів термічного розкладу в основному залежить від властивостей утворюючої аніон кислоти. Якщо кислота летка та не є окисником, то при нагріванні виділяються NH3 та кислота, здатні при охолодженні знов утворити сіль: N  H4Cl нагрівання NH3 + HCl охолоджування NH4Cl.Якщо кислота нелетка та не є окисником, то при розкладі солі амонію виділяються аміак та кислота або кисла сіль: (NH4)3PO4 3NH3 + H3PO4, (NH4)2SO4 NH3 + NH4HSO4. Якщо кислота є окисником, то замість аміаку виділяються продукти його окиснення, наприклад: NH4NO3 N2O + 2H2O. (Рівняння реакцій з утворенням вільного азоту див. у розділі «Добування азоту»). Термічна стійкість солей амонію зростає із збільшенням сили кислоти. Відновна активність солі амонію виявляється також в реакції: 4CuO(к) + 2NH4Cl(к) 4H2O(г) + N2(г) + CuCl2(к) + 3Cu(к). Нітриди Нітриди - сполуки азоту з металами та позитивнішими неметалами. Нітриди утворюються при заміщенні у молекулі аміаку всіх трьох атомів водню атомами металу або неметалу. За типом хімічного зв'язку нітриди підрозділяють на іонні (солеподібні), ковалентні та металоподібні (із структурою вкорінення). Іонні нітриди (нітриди лужних та лужноземельних металів, Mg, Zn, Cd, Th) добувають прямою взаємодією вільних елементів або термічним розпадом амідів, наприклад: 3Ba(NH2)2 Ba3N2 + 4NH3. Ковалентні нітриди утворюються при взаємодії з азотом р-елементів (B, Al, Si, Ge, P, S, Se, Te тощо). Нітриди із структурою вкорінення зазвичай добувають нагріванням металу в атмосфері азоту або аміаку при 1100-1200 оС. Як початкові речовини можуть застосовуватися оксиди, галогеніди та гідриди перехідних металів: 2Ta + N2 = 2TaN, Mn2O3 + 2NH3 = 2MnN + 3H2O, CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl, 2TiH2 + 2NH3 = 2TiN + 5H2. Нітриди, утворені активними металами, вже при кімнатній температурі розкладаються водою та розбавленими мінеральними кислотами: Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3, Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3, Ca3N2 + 8HCl = 3CaCl2 + 2NH4Cl. Ковалентні полімерні нітриди (BN, Si3N4 тощо) при кімнатній температурі стійкі до дії води та кислот. З нітридів галогенів у вільному вигляді виділений лише рідкий NCl3, що є кислотною сполукою: NCl3 + 3H2O = 3HClO + NH3. Взаємодія основних нітридів з кислотними призводить до утворення змішаних нітридів: Li3N + AlN = Li3AlN2, 5Li3N + Ge3N4 = 3Li5GeN3. основний кислотний Більшість нітридів d-елементів не руйнуються водою та розчинами кислот, розплавленими металами, стійкі проти окиснення на повітрі та дії агресивних газів. Солеподібні нітриди при високій температурі термічно дисоціюють на складові частини, наприклад: Mg3N2 = 3Mg + N2. Нітрид хлору легко розкладається з вибухом. Нітриди BN, AlN, Si3N4 стійкі і починають розкладатися на елементи лише при температурах вищих 1000 оС. Гідразин Гідразин N2H4 у промисловості добувають обережним окисненням аміаку в концентрованому водному розчині гіпохлоритом натрію (метод Рашига) і окисненням карбаміду: 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O, Mn2+ (NH2)2CO + NaClO +NaOH N2H4 + NaCl + NaHCO3. Гідразин - безбарвна димляча рідина із запахом, що нагадує запах аміаку, tпл = +1,4 оС, tкип = +113,5 оС, змішується з водою та спиртом у всіх співвідношеннях. Отруйний, при нагріванні у присутності О2 вибухає. За хімічними властивостями гідразин багато у чому схожий на аміак. N2H4 - двохкислотна основа, слабкіша, ніж аміак: N2H4 + Н2О N2H5+ + ОН-, N2H5+ + Н2О N2H62+ + ОН-. Як і гідроксид амонію, гідроксиди катіонів N2H5+ та N2H62+ як індивідуальні речовини не існують. Відомо два типи солей гідразину, відповідні катіонам N2H5+ та N2H62+, наприклад: [NH2-NH3]+Cl- та [NH3-NH3]2+Cl2-. Оскільки гідразин основа слабка, його солі легко гідролізуються. Хоча ступінь окиснення азоту в гідразині (-2) вищий, ніж в аміаку, гідразин є сильнішим відновником, ніж аміак, окиснюється зазвичай до N2. На відміну від аміаку, гідразин окиснюється не лише киснем, але й повітрям та йодом: N2H4 + О2 = N2 + 2Н2О, N2H4 + 2I2 = N2 + 4НI. 4KMnO4 + 5N2H4 + 6H2SO4 = 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O, 2H2O2 + N2H4 = N2 + 4H2O. Гідразин відновлює іони благородних металів, наприклад аміачний розчин срібла до вільного металу; переводить мідь(II) у мідь(I). Відновити гідразин до аміаку або солей амонію можна лише сильними відновниками: атомарним воднем, Sn2+, Ti3+, Zn: N2H4 + Zn + 4HCl = 2NH4Cl + ZnCl2. Гідразин, подібно до аміаку, здатний утворювати координаційні сполуки з іонами металів, наприклад [Zn(N2H4)2Cl2]. При взаємодії гідразину з активними металами утворюються гідразиніди, наприклад: 2N2H4 + 2Na = 2NaN2H3 + H2. Хоча кислотні властивості гідразину більш виражені, ніж у аміаку, гідразиніди у воді повністю гідролізуються. Гідроксиламін Гідроксиламін NH2OH - аналог NH3, в якому один атом водню заміщений групою ОН, - добувають електрохімічним відновленням азотної кислоти зі свинцевим катодом: HNO3 + 6H+ + 6e- = NH2OH + 2H2O (на катоді). Можна також відновлювати нітрати або нітрити дією SO2 (Ф. Рашиг). Інший спосіб - пропускання NO та H2 крізь суспензію платини (каталізатор) у розбавленій хлороводневій кислоті: Pt 2NO + 3H2 2NH2OH. Гідроксиламін - біла гігроскопічна кристалічна речовина, tпл = 33 оС, при кімнатній температурі повільно розкладається, вище 100 оС вибухає, отруйний, з водою змішується у будь-яких співвідношеннях. У воді гідроксиламін реагує як слабка основа, проте його основна функція виражена ще слабкіше, ніж у аміаку та гідразину. З кислотами дає солі гідроксиламонію, наприклад: NH2OH + HCl = [NH3OH]+Cl-. Солі гідроксиламонію - стійкі безбарвні кристалічні речовини, розчинні у воді. Їхні розчини мають кислу реакцію внаслідок гідролізу. Оскільки ступінь окиснення азоту в гідроксиламіні дорівнює -1, то він може виявляти як відновні, так і окисні властивості. Окисно-відновні властивості гідроксиламіну залежать від реакції середовища. У лужному середовищі він є досить сильним відновником, а в кислому - виразно виявляє властивості окисника. В цілому для гідроксиламіну характерніші відновні властивості. При дії на нього окисників виділяються N2, N2O або HNO2. Проте гідроксиламін слабкіший відновник, ніж гідразин: 2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O; 2NH2OH + 2NaClO = N2O + 2NaCl + 3H2O. Гідроксиламін відновлює солі золота та ртуті до металів, проте не діє на солі платини. Солі Cu(II) він відновлює до Cu(I), але не до металу. При взаємодії з відновниками NH2OH переходить в NH3 або NH4+: NH2OH + 2HI = I2 + NH3 + H2O, NH2OH + H2S = S + NH3 + H2O, 2NH2OH + 4FeSO4 + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O. Гідроксиламін легко розкладається (особливо при нагріванні) за механізмом диспропорціонування: 3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O. Будучи донором електронних пар, гідроксиламін може служити лігандом у комплексах: [Zn(NH2OH)2Cl2], [Co(NH2OH)6]Cl3. Оксиди азоту Оксид азоту(I) N2O. Добування: 250oC а) NH4NO3 N2O + 2H2O, б) відновленя нітритів та нітратів, в) термічний розклад нітриту гідроксиламонію [NH3OH]NO2 = N2O+2H2O. N2O - несолетворний оксид, він не реагує ні з водою, ні з кислотами, ні з лугами. Проте відома кислота H2N2O2 - азотнуватиста, в якій азот також має ступінь окиснення +1. Оксид азоту(I) хімічно малоактивний. При звичайній температурі не реагує навіть з галогенами, лужними металами та озоном. При температурах вищих 500 оС розкладається за реакцією: 2N2O =2N2 + O2. Тому при підвищених температурах N2O діє як сильний окисник: 2Cu + N2O = N2 + Cu2O, 6N2O + P4 = P4O6 + 6N2, 2N2O + S = SO2 + 2N2, 6N2O + CS2(вибух) = 6N2 + CO2 + 2SO2, N2O + H2SO3 = N2 + H2SO4. N2O може бути відновлений не тільки до N2, але і до NH2OH (у розчині Sn2+), і до NH3 (у розчині Ti3+). З сильними окисниками N2О виявляє себе як відновник: 2KMnO4 +5N2O + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 10NO + K2SO4 + 3H2O. При температурах вищих 700 оС одночасно із розкладом N2O перебігає його диспропорціонування: 2N2O = 2NO + N2. Оксид азоту(II) NO. Добування: промислове: Pt а) 4NH3 + 5O2 4NO+6H2O, б) N2+O2 2NO, лабораторне: а) 3Cu + 8HNO3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O, б) NaNO2 + FeCl2 + 2HCl = FeCl3 + NaCl + H2O + NO, в) 2NaNO2 + 2NaI + 4H2SO4 = I2 + 4NaHSO4 + 2H2O + 2NO, г) 3SO2 + 2HNO3(25%) + 2H2O = 3H2SO4+2NO. NO - несолетворний оксид, не реагує з водою та не утворює жодної кислоти. Його водний розчин нейтральний та інертний по відношенню до гідроксидів лужних металів. Оксид азоту(II) - хімічно активна сполука, для якої характерна окисно-відновна подвійність. Під дією сильних окисників він окиснюється, а під дією сильних відновників - відновлюється. 2NO + O2 =2NO2, 2NO + Г2 =2NOГ – нітрозилгалогеніди 5NO + 3KMnO4 + 6H2SO4 = 5HNO3 + 3MnSO4 + 3KHSO4 + 2H2O. При нагріванні NO окиснює багато речовин (C, P, S, SO2, H2, метали). Залежно від відновної здатності партнера та умов проведення процесів NO відновлюється до N2O, N2, NH2OH, NH3. Наприклад: 4Cu + 2NO = N2 + 2Cu2O, 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O, 2NO + C = N2 + CO2, 2NO + SO2 = N2O + SO3, 5CrCl2 + NO + 4H2O = 5CrOHCl2 + NH3 (у нейтральному середовищі), 3CrCl2 + NO + 3HCl = NH2OH + 3CrCl3 (у кислому середовищі). У розчинах лугів NO диспропорціонує за двома паралельними напрямами: 4NO + 2NaOH = N2O + 2NaNO2 + H2O, 6NO + 4NaOH = N2 + 4NaNO2 + 2H2O. Оксид азоту(II) має неспарений електрон, який порівняно легко відщеплюється, при цьому образутся нітрозил (нітрозоній) -іон NO+: NO + MoF6 = NO+MoF6-. При взаємодії з найбільш активними металами у рідкому аміаку NO приєднує електрони, тобто сам виступає як окисник: + - Na + NO = NaNO. Похідні NO- нестійкі. Молекули NO здатні входити до внутрішньої сфери комплексів деяких перехідних металів - нітрозильних комплексів. Наприклад: [Fe(H2O)6]SO4 + NO [Fe(H2O)5NO]SO4 + H2O. Оксид азоту(III) N2O3. Добування: а) при охолодженні суміші NO та NO2 NO(г) +NO2(г) = N2O3(р), б) 2NaNO2 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + 2HNO2 N2O3+H2O, охолодження в) 4NO+O2 2N2O3, г) 2HNO3(конц.) + As2O3 + 2H2O = N2O3 + 2H3AsO4(0 оС). N2O3 є ангідридом азотистої кислоти. Легко поглинається лугами, утворюючи нітрит: N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O. N2O3 малостійкий, навіть при 25 оС рівновага реакції NO + NO2 N2O3 зміщена вліво. Азотиста кислота Азотиста кислота HNO2 відома лише у розбавленому водному розчині та у газовій фазі. При концентрації розчину вона розпадається: 2HNO2 N2O3 + H2O, N2O3 NO + NO2. Сумарно 2HNO2 = NO + NO2 + H2O. Добування: а) N2O3 + H2O = 2HNO2, б) Ba(NO2)2 + H2SO4 = 2HNO2 + BaSO4, в) AgNO2 + HCl = HNO2 + AgCl. Азотиста кислота є амфолітом з сильніше вираженою кислотною функцією, в її водних розчинах існують рівноваги: NO+ + OH- HNO2 H+ + NO2-. Як кислота HNO2 - електроліт середньої сили, по силі лише трохи перевершує оцтову кислоту. Дисоціація з утворенням NO+ та OH- відбувається незначною мірою та посилюється у дуже кислих розчинах. Підтвердженням основної функції HNO2 є можливість утворення похідних нітрозилу NO+. Ступінь окиснення азоту в HNO2 є проміжним, тому азотиста кислота виявляє окисно-відновну подвійність. Найбільш характерні для неї окисні властивості, відновлюється зазвичай до NO, а при дії сильних відновників може утворювати N2O, N2, NH2OH и NH3: 2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O, HNO2 + 4Na (амальгама Na) + 3H2O = NH2OH + 4NaOH. Сильні окисники (наприклад, KMnO4 + H2SO4, K2Cr2O7, Br2) переводять азотисту кислоту в азотну: 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5HNO3 + 3H2O. При нагріванні та дії сильних кислот відбувається процес диспропорціонування: 3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O. Солі азотистої кислоти – нітрити – можна добути пропусканням еквімолекулярної суміші оксидів азоту(II) та (IV) у розчин лугу: NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O або відновленням нітратів такими відновниками, як вугілля, свинець, залізо та ін.: NaNO3 + Pb = PbO + NaNO2. Таким шляхом не можна добути нітрити важких металів, які при порівняно низьких температурах розкладаються на оксид металу, NO та NO2. Нітрити натрію NaNO2 та калію KNO2 можна добути також розкладом нітратів. На відміну від азотистої кислоти, нітрити цілком стійкі. Подібно до аніона NO2-, більшість їх безбарвні. Нітрити лужних металів добре розчинні у воді. Гірше розчиняється нітрит срібла AgNO2. Всі солі азотистої кислоти отруйні. Як і HNO2, нітрити мають і окисну, і відновну активність. У розчинах вони поступово окиснюються, перетворюючись на нітрати. Нітрит-іон має донорні властивості та може функціонувати як ліганд при утворенні комплексних сполук, причому зв’язування NO2- може відбуватися або через азот, або через кисень. При координації через азот утворюються нітрокомплекси, наприклад [Co(NH3)5NO2]2+, а при координації через кисень - нітритні комплекси, наприклад [Co(NH3)5ONO]2+. Оксид азоту(IV) NO2. Добування: промислове 2NO + O2 = 2NO2, лабораторне t а) 2Pb(NO3)2 2PbO + 4NO2 + O2, б) Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Молекула NO2 має велику схильність до димеризації: 2NO2 N2O4. У воді NO2 диспропорціонує: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2. При цьому утворюється суміш двох кислот: азотної та азотистої. У присутності надлишку кисню у воді утворюється лише азотна кислота: 4NO2 + О2 + 2H2O = 4HNO3. Оскільки азотиста кислота дуже нестійка та швидко розкладається з утворенням HNO3 та NO, то практично взаємодія NO2 з водою, особливо з теплою, йде згідно з рівнянням: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Якщо розчиняти оксид азоту(IV) у лугах, то утворюється суміш нітритів та нітратів: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O. Оксид азоту(IV) хімічно активний, є сильним окисником; у його атмосфері згоряють вугілля (до CO2), сірка (до SO2), фосфор (до Р2О5), деякі органічні речовини. Зазвичай NO2 відновлюється до NO, але енергійними відновниками він може бути перетворений і в NH3: NO2 + 7H = NH3 + 2H2O. У рідкому діоксиді азоту розчиняються такі малоактивні метали, як мідь, з утворенням нітратів: Cu + 2N2O4 = Cu(NO3)2 + 2NO. N2O4 входить до складу різноманітних комплексних сполук. Термічний розклад : 2NO2 = 2NO + O2 починається вище 150 оС, а повний розклад наступає вище 600 оС. Оксид азоту(V) N2O5. Добування: а) 4HNO3 + P4O10 = 2N2O5 + 4HPO3, б) 4AgNO3 + 2Cl2 = 4AgCl + 2N2O5 + O2, в) N2O3(р) + 2O3 = N2O5(к) + 2O2, г) 6NO2 + O3 = 3N2O5, д) NO2Cl + AgNO3 = AgCl + N2O5. N2O5 - кислотний оксид, бурхливо реагує з водою, утворюючи азотну кислоту: N2O5 + H2O = 2HNO3, отже, він є ангідридом азотної кислоти. Оксид азоту(V) - сильний окисник, багато реакцій за його участю перебігають вельми бурхливо. За звичайних умов поступово, а при нагріванні з вибухом розкладається: 2N2O5 = 4NO2 + O2 . Азотна кислота Добування: промислове: N2 NH3 HNO3, лабораторне: NaNO3 + H2SO4(конц) = HNO3 + NaHSO4. Азотна кислота HNO3 у чистому стані самоіонизована та містить іони NO2+ та NO3-: 2HNO3 NO2+ + NO3- + H2O. Проте власна іонізація рідкого HNO3 незначна. Її розчини - дуже сильна кислота, по силі поступлається лише хлорній кислоті HClO4. Азотна кислота має сильно виражені окиснювальні властивості, є одним з найенергійніших окисників як у безводному стані, так і в розчинах (концентрованих та розбавлених). Склад продуктів відновлення азотної кислоти залежить від природи відновника, концентрації кислоти та температури. Азотна кислота окиснює багато неметалів до похідних вищого ступеня окиснення: сірку - до H2SO4, вугілля - до CO2, фосфор - до H3PO4. При цьому концентрована азотна кислота відновлюється до NO2, а більш розбавлена - зазвичай до NO, наприклад: S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O, S + 2HNO3(розб.) = H2SO4 + 2NO, C + 4HNO3(конц.) = CO2+ 4NO2 + 2H2O, 3C + 4HNO3(розб.) = 3CO2+ 4NO + 2H2O, 3P + 5HNO3(розб.) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO, 3Fe3P2+ 46HNO3 = 9Fe(NO3)3 + 6H3PO4 + 19NO + 14H2O, 3As + 5HNO3 + 2H2O = 3H3AsO4 + 5NO, B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2. HNO3 активно взаємодіє з металами, ступінь відновлення при її взаємодії з металами істотно залежить від активності металу і концентрації кислоти. Продукти відновлення азотної кислоти металами
Наприклад: 4Mg + 10HNO3(конц.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O, 3Ag + 4HNO3(розб.) = 3AgNO3 + NO + 2H2O, 4Zn + 10HNO3(дуже розб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. При взаємодії конц. HNO3 з оловом та стибієм замість солей утворюються нерозчинні кислоти: Sb + 5HNO3 + H2O = H[Sb(OH)6] + 5NO2, Sn + 4HNO3 = H2SnO3 + 4NO2 + H2O. -олов’яна кислота Азотна кислота руйнує тваринні та рослинні тканини. Кипіння азотної кислоти супроводжується її частковим руйнуванням: 4HNO3 4NO2 + 2H2O + О2. Суміш одного об'єму концентрованої HNO3 та трьох об'ємів концентрованої HCl називається «царською горілкою». Вона є сильнішим окисником, ніж HNO3. Її сильна окиснювальна дія зумовлена утворенням атомарного хлору та нітрозилхлориду, який також є сильним окисником: HNO3 + 3HCl = 2Cl + NOCl + 2H2O. Вона розчиняє золото та платинові метали (Ru, Os, Pd, Pt), які не розчиняються у азотній і тим більше у соляній кислоті. Метали при цьому переходять в комплексні хлориди, наприклад: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O, Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O, AuCl3 + HCl = H[AuCl4]. Не реагують з царською горілкою тантал та ніобій. Солі азотної кислоти - нітрати - добувають дією HNO3 на метали, оксиди, гідроксиди або карбонати. У кислих водних розчинах нітрати є слабкішими окисниками, ніж HNO3, а у нейтральних взагалі не мають окиснювальних властивостей. У лужному розчині нітрати можуть бути відновлені до NH3 цинком та алюмінієм: 3KNO3 + 8Al + 5KOH + 18H2O 3NH3 + 8K[Al(OH)4]. Сильними окисниками нітрати є у розплавах: Cr2O3 + 3NaNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3NaNO2 + 2H2O. При нагріванні нітрати розкладаються, причому характер розпаду залежить від іона металу. Розклад йде тим повніше, чим пасивніший метал, катіон якого входить до складу нітрату. Нітрати дуже активних металів, розташованих у ряді стандартних електродних потенціалів лівіше Mg, відщеплюють кисень та переходять у нітрити: t 2NaNO3 2NaNO2 + O2. Нітрати металів, розташованих у ряді стандартних електродних потенціалів від Mg до Cu, відщеплюють O2 і NO2 та переходять в оксиди: t 2Pb(NO3)2 2PbO + 4NO2 + O2. Нітрати металів, розташованих правіше Cu, за рахунок внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення перетворюються на вільний метал, NO2 та O2: t 2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2. Окиснювальна дія нітратів на речовини за рахунок відщеплення кисню виявляється і при горінні чорного пороху, що перебігає за схемою: 2KNO3 + S + 3C K2S + N2+ 3CO2. Побічними продуктами цієї реакції є K2CO3, K2SO4, KNO2, CO та SO2. Галогеніди азоту Відомі всі галогеніди азоту NГ3. Тріфторид NF3 добувають взаємодією фтору з аміаком: 3F2 + 4NH3 = 3NH4F + NF3. Тріхлорид NCl3 утворюється при пропусканні газоподібного хлору в міцний розчин NH4Cl: 3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCl3. При дії йоду на міцний розчин NH3 виділяється темно-коричневий осад «йодистого азоту»: 2NH3 + 3I2 = NI3 + NH3 + 3HI. Тригалогеніди азоту є продуктами заміщення воднів аміаку на галоген. Їхня стійкість падає у ряді NF3 – NCl3 – NI3. У сполуках NCl3 та NI3 ступінь окиснення азоту дорівнює –3, а в NF3 він дорівнює +3. Тому NF3 відрізняється за властивостями від NCl3 і NI3. Це видно на прикладі взаємодії їх з водою: NCl3 + 3H2O = NH3 + 3HClO, 2NF3 + 3H2O = N2O3 + 6HF. NF3 характеризується достатньою стійкістю, тоді як NCl3 та NI3 з вибухом розкладаються, наприклад: 2NCl3 = N2 + 3Cl2. |
Схожі:
|
1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На... Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість |
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення... Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " ) |
|
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей... |
Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів) Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути... |
|
Перепишемо рівняння у вигляді Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівняння у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати... |
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів» У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та... |
|
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)... України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним... |
УРОК №45 Тема уроку Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання статистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати... |
|
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки... Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах... |
ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити... |
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua