Ступінь окиснення HNO3. Сполуки азоту Загальні закономірності перебігу окислювально-відновних реакцій
Хімічні речовини можна поділити на типові окислювачі, типові відновники, та речовини, які можуть виявляти і окисні, і відновлювальні властивості. Деякі речовини практично не виявляють окисно-відновну активність.
До типовим окислювачам відносять:
- прості речовини-неметали з найбільш сильними окисними властивостями (фтор F 2 , кисень O 2 хлор Cl 2);
- іониметалів чи неметалівз високими позитивними (як правило, вищими) ступенями окиснення : кислоти (HN +5 O 3 , HCl +7 O 4), солі (KN +5 O 3 , KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3 Cr +6 O 3)
- сполуки, що містять деякі катіони металів, що мають високі ступені окислення: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ та ін.
Типові відновники - Це, як правило:
- прості речовини-метали(відновлювальні здібності металів визначаються поруч електрохімічної активності);
- складні речовини, у складі яких є атоми або іони неметалів з негативним (як правило, нижчим) ступенем окислення: бінарні водневі сполуки (H2S, HBr), солі безкисневих кислот (K2S, NaI);
- деякі сполуки, що містять катіони з мінімальним позитивним ступенем окислення(Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), які, віддаючи електрони, можуть підвищувати свій рівень окислення;
- сполуки, що містять складні іони, що складаються з неметалів з проміжним позитивним ступенем окислення(S +4 O 3) 2– , (НР +3 O 3) 2– , в яких елементи можуть, віддаючи електрони, підвищувати свій позитивний ступінь окиснення.
Більшість інших речовин може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості.
Типові окислювачі та відновники наведені в таблиці.
У лабораторній практиці найчастіше використовуються такі окислювачі :
перманганат калію (KMnO 4);
дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);
азотна кислота (HNO3);
концентрована сірчана кислота (H 2 SO 4);
пероксид водню (H 2 O 2);
оксиди марганцю (IV) та свинцю (IV) (MnO 2 , PbO 2);
розплавлений нітрат калію (KNO 3) та розплави деяких інших нітратів.
До відновникам , які застосовуються в лабораторної практики відносяться:
- магній (Mg), алюміній (Al), цинк (Zn) та інші активні метали;
- водень (Н 2) та вуглець (С);
- йодид калію (KI);
- сульфід натрію (Na 2 S) та сірководень (H 2 S);
- сульфіт натрію (Na 2 SO 3);
- хлорид олова (SnCl 2).
Класифікація окисно-відновних реакцій
Окисно-відновні реакції зазвичай поділяють на чотири типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення), і реакції контрдиспропорціонування.
Міжмолекулярні реакції протікають зі зміною ступеня окиснення різних елементівз різних реагентів. При цьому утворюються різні продукти окислення та відновлення .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0 ,
C 0 + 4HN +5 O 3(кінець) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.
Внутрішньомолекулярні реакції – це такі реакції, у яких різні елементиз одного реагентупереходять у різні продукти, наприклад:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовосстановлення) – це такі реакції, в яких окислювач та відновник – один і той же елемент одного реагенту,який при цьому переходить у різні продукти:
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Репропорціонування (конпропорціонування, контрдиспропорціонування ) – це реакції, в яких окислювач та відновник – це один і той самий елемент, що з різних реагентівпереходить у один продукт. Реакція, зворотна до диспропорціонування.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O
Основні правила складання окисно-відновних реакцій
Окисно-відновні реакції супроводжуються процесами окислення та відновлення:
Окислення- Це процес віддачі електронів відновником.
Відновлення - Це процес приєднання електронів окислювачем.
Окислювач відновлюється, а відновник окислюється .
В окисно-відновних реакціях дотримується електронний баланс: кількість електронів, які віддає відновник, дорівнює кількості електронів, які отримує окислювач. Якщо баланс складений неправильно, скласти складні ГВР у вас не вийде.
Використовується кілька методів складання окисно-відновних реакцій (ОВР): метод електронного балансу, метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій) та інші.
Розглянемо докладно метод електронного балансу .
«Впізнати» ОВР досить легко — достатньо розставити ступеня окиснення у всіх сполуках і визначити, що атоми змінюють ступінь окиснення:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Виписуємо окремо атоми елементів, що змінюють ступінь окислення, в стані ДО реакції та ПІСЛЯ реакції.
Ступінь окислення змінюють атоми марганцю та сірки:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Марганець поглинає 1 електрон, сірка віддає 2 електрони. При цьому необхідно, щоб дотримувався електронний баланс. Отже, необхідно подвоїти кількість атомів марганцю, а кількість атомів сірки залишити без зміни. Балансові коефіцієнти вказуємо перед реагентами, і перед продуктами!
Схема складання рівнянь ОВР методом електронного балансу:
Увага!У реакції може бути кілька окислювачів чи відновників. Баланс необхідно скласти так, щоб Загальна кількість відданих та отриманих електронів була однаковою.
Загальні закономірності перебігу окисно-відновних реакцій
Продукти окислювально-відновних реакцій часто залежать від умов проведення процесу. Розглянемо основні фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій.
Найочевидніший фактор, що визначає середовище розчину реакції - . Як правило (але не обов'язково) речовина, що визначає середовище, вказана серед реагентів. Можливі такі варіанти:
- окислювальна активність посилюється в більш кислому середовищі і окислювач відновлюється глибше(наприклад, перманганат калію, KMnO 4 де Mn +7 в кислому середовищі відновлюється до Mn +2 , а в лужній - до Mn +6);
- окислювальна активність посилюється у більш лужному середовищі, і окислювач відновлюється глибше (наприклад, нітрат калію KNO 3 де N +5 при взаємодії з відновником в лужному середовищі відновлюється до N -3);
- або окислювач практично не схильний до змін середовища.
Середовище протікання реакції дозволяє визначити склад та форму існування інших продуктів ОВР. Основний принцип — продукти утворюються такі, що не взаємодіють із реагентами!
Зверніть увагу! Еякщо середовище розчину кисле, то серед продуктів реакції не можуть бути основи та основні оксиди, т.к. вони взаємодіють із кислотою. І, навпаки, у лужному середовищі виключено утворення кислоти та кислотного оксиду. Це одна з найчастіших і найбільш грубих помилок.
Також на напрям протікання ОВР впливає природа реагуючих речовин. Наприклад, при взаємодії азотної кислоти HNO 3 з відновниками спостерігається закономірність - що більше активність відновника, то більше відновлюється азот N +5 .
При збільшенні температури більшість ОВР, зазвичай, проходять інтенсивніше і глибше.
У гетерогенних реакціях на склад продуктів найчастіше впливає ступінь подрібнення твердої речовини . Наприклад, порошковий цинк із азотною кислотою утворює одні продукти, а гранульований — зовсім інші. Чим більший ступінь подрібнення реагенту, тим більша його активність, як правило.
Розглянемо найбільш типові лабораторні окислювачі.
Основні схеми окисно-відновних реакцій
Схема відновлення перманганатів
У складі перманганатів є потужний окислювач. марганецьу ступені окислення +7. Солі марганцю +7 фарбують розчин в фіолетовийколір.
Перманганати залежно від середовища реакційного розчину відновлюються по-різному.
У кислому середовищі відновлення відбувається глибше, до Mn 2+. Оксид марганцю в ступені окислення +2 виявляє основні властивості, тому кислому середовищі утворюється сіль. Солі марганцю безбарвні. У нейтральному розчині марганець відновлюється до ступеня окислення +4 , з освітою амфотерного оксиду MnO 2 — коричневого осаду, нерозчинного в кислотах та лугах. У лужнийсередовищі марганець відновлюється мінімально - до найближчого ступеня окислення +6 . З'єднання марганцю +6 виявляють кислотні властивості, у лужному середовищі утворюють солі. манганати. Манганати надають розчину зелене забарвлення .
Розглянемо взаємодію перманганату калію KMnO 4 з сульфідом калію в кислому, нейтральному та лужному середовищах. У цих реакціях продуктом окислення сульфід-іону є S0.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
Поширеною помилкою у цій реакції є вказівка на взаємодію сірки та лугу у продуктах реакції. Однак сірка взаємодіє з лугом у досить жорстких умовах (підвищена температура), що не відповідає умовам цієї реакції. За звичайних умов правильно буде вказувати саме молекулярну сірку та луг окремо, а не продукти їхньої взаємодії.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
При складанні цієї реакції також виникають проблеми. Справа в тому, що в даному випадку написання молекули середовища (КОН або інший луг) в реагентах не потрібне для рівняння реакції. Луг бере участь у реакції, та визначає продукт відновлення перманганату калію, але реагенти та продукти зрівнюються і без її участі. Цей, здавалося б, парадокс легко вирішимо, якщо згадати, що хімічна реакція — це лише умовний запис, який не вказує на кожен процес, що відбувається, а всього лише є відображенням суми всіх процесів. Як визначити це самостійно? Якщо діяти за класичною схемою - баланс-балансові коефіцієнти-рівняння металу, то ви побачите, що метали зрівнюються балансовими коефіцієнтами, і наявність лугу в лівій частині рівняння реакції буде зайвим.
Перманганатиокислюють:
- неметализ негативним ступенем окиснення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як - до +5 ;
- неметализ проміжним ступенем окиснення до вищого ступеня окислення;
- активні метали стабільною позитивною ступенем окиснення металу.
KMnO 4 + НЕМ (нижча п.о.) = НЕМ 0 + інші продукти
KMnO 4 + неМе (проміжна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.
KMnO 4 + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ін.
Схема відновлення хроматів/біхроматів
Особливістю хрому з валентністю VI є те, що він утворює 2 типи солей у водних розчинах: хромати та біхромати, залежно від середовища розчину. Хромати активних металів (наприклад, K 2 CrO 4) - це солі, які стійкі в лужнийсередовище. Дихромати (біхромати) активних металів (наприклад, K 2 Cr 2 O 7) - солі, стійкі у кислому середовищі .
Відновлюються сполуки хрому (VI) до сполук хрому (III) . З'єднання хрому Cr +3 — амфотерні, і залежно від середовища розчину вони існують у розчині у різних формах: у кислому середовищі у вигляді солей(амфотерні сполуки при взаємодії з кислотами утворюють солі), у нейтральному середовищі – нерозчинний амфотерний гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 , і в лужному середовищі сполуки хрому (III) утворюють комплексну сіль, наприклад, гексагідроксохромат (III) калію K 3 .
З'єднання хрому VIокислюють:
- неметалив негативному ступені окислення до простих речовин (зі ступенем окислення 0), винятки — фосфор, миш'як – до +5;
- неметалиу проміжному ступені окислення до вищого ступеня окислення;
- активні метали з простих речовин (ст.окислення 0) до сполук з стабільною позитивною ступенем окиснення металу.
Хромат/біхромат + НЕМ (негативна с.о.) = НЕМ 0 + інші продукти
Хромат/біхромат + неМе (проміжна позитивна с.о.) = неМе(вища с.о.) + ін.
Хромат/біхромат + Ме 0 = Ме (стабільна с.о.) + ін.
Хромат/біхромат + P, As (негативна с.о.) = P, As +5 + інші продукти
Розкладання нітратів
Солі-нітрати містять азот у ступені окислення +5 - сильний окислювач. Такий азот може окислювати кисень (О -2). Це відбувається під час нагрівання нітратів. У цьому найчастіше кисень окислюється до ступеня окислення 0, тобто. до молекулярного кисню O 2 .
Залежно від типу металу, що утворює сіль, при термічному (температурному) розкладанні нітратів утворюються різні продукти: якщо метал активний(у ряді електрохімічної активності знаходяться до магнію), то азот відновлюється до ступеня окислення +3, і при розкладанні утворюється солі-нітрити та молекулярний кисень .
Наприклад:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Активні метали у природі зустрічаються як солей (KCl, NaCl).
Якщо метал у ряді електрохімічної активності знаходиться правіше магнію і лівіше міді (включаючи магній та мідь) , то при розкладанні утворюється оксид металуу стійкому ступені окислення, оксид азоту (IV)(бурий газ) та кисень. Оксид металу утворює також під час розкладання нітрат літію .
Наприклад, розкладання нітрату цинку:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Метали середньої активності найчастіше у природі зустрічаються як оксидів (Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 та інших.).
Іони металів, розташованих у ряді електрохімічної активності правіше мідіє сильними окисниками. При розкладанні нітратіввони, як і N +5 , беруть участь в окисленні кисню, і відновлюються до найпростіших речовин, тобто. утворюється метал і виділяються гази - оксид азоту (IV) та кисень .
Наприклад, розкладання нітрату срібла:
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .
Неактивні метали у природі зустрічаються як простих речовин.
Деякі винятки!
Розкладання нітрату амонію :
У молекулі нітрату амонію є і окислювач, і відновник: азот у ступені окислення -3 виявляє лише відновлювальні властивості, азот у ступені окислення +5 - лише окислювальні.
При нагріванні нітрат амонію розкладається. При температурі до 270 о С утворюється оксид азоту (I)(«звеселяючий газ») та вода:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Це приклад реакції контрдиспропорціонування .
Результуючий ступінь окислення азоту - середнє арифметичне ступеня окиснення атомів азоту у вихідній молекулі.
При вищій температурі оксид азоту (I) розкладається на прості речовини. азоті кисень:
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
При розкладанні нітриту амонію NH 4 NO 2також відбувається контрдиспропорціонування.
Результуючий ступінь окислення азоту також дорівнює середньому арифметичному ступеню окислення вихідних атомів азоту - окислювача N +3 та відновника N -3
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Термічне розкладання нітрату марганцю (II) супроводжується окисленням металу:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Нітрат заліза (II) за низьких температур розкладається до оксиду заліза (II), при нагріванні залізо окислюється до ступеня окислення +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C
Нітрат нікелю (II)
розкладається до нітриту під час нагрівання.
Окисні властивості азотної кислоти
Азотна кислота HNO 3 при взаємодії з металами практично ніколи не утворює водень , на відміну більшості мінеральних кислот.
Це з тим, що у складі кислоти є дуже сильний окислювач — азот у ступені окислення +5. При взаємодії з відновниками металами утворюються різні продукти відновлення азоту.
Азотна кислота + метал = сіль металу + продукт відновлення азоту + H 2 O
Азотна кислота при відновленні може переходити в оксид азоту (IV) NO 2 (N+4); оксид азоту (II) NO (N+2); оксид азоту (I) N 2 O («звеселяючий газ»); молекулярний азот N 2; нітрат амонію NH 4 NO 3. Як правило, утворюється суміш продуктів з переважанням одного з них. Азот відновлюється при цьому до ступенів окиснення від +4 до -3. Глибина відновлення залежить насамперед від природи відновникаі від концентрації азотної кислоти . При цьому працює правило: що менше концентрація кислоти і вище активність металу, то більше вписувалося електронів отримує азот, і більше відновлені продукти утворюються.
Деякі закономірності дозволять правильно визначати основний продукт відновлення металами азотної кислоти реакції:
- при дії дуже розведеної азотної кислоти на металиутворюється, як правило, нітрат амонію NH 4 NO 3;
Наприклад, взаємодія цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- концентрована азотна кислотана холоді пасивує деякі метали хром Cr, алюміній Al та залізо Fe . При нагріванні чи розведенні розчину реакція йде;
пасивація металів — це переведення поверхні металу в неактивний стан за рахунок утворення на поверхні металу тонких шарів інертних сполук, в даному випадку переважно оксидів металів, які не реагують із концентрованою азотною кислотою
- азотна кислота не реагує з металами платинової підгрупи — золотом Au, платиною Pt, та паладієм Pd;
- при взаємодії концентрованої кислоти з неактивними металами та металами середньої активностіазотнакислота відновлюється до оксиду азоту (IV) NO 2 ;
Наприклад, окислення міді концентрованою азотною кислотою:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- при взаємодії концентрованої азотної кислоти з активними металами утворюється оксид азоту (I) N 2 O ;
Наприклад, окислення натріюконцентрованою азотною кислотою:
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- при взаємодії розведеної азотної кислоти з неактивними металами (у ряду активності правіше водню) кислота відновлюється до оксиду азоту (II) NO ;
- при взаємодії розведеної азотної кислоти з металами середньої активності утворюється або оксид азоту (II) NO, або оксид азоту N 2 O, або молекулярний азот N 2 - Залежно від додаткових факторів (активність металу, ступінь подрібнення металу, ступінь розведення кислоти, температура).
- при взаємодії розведеної азотної кислоти з активними металами утворюється молекулярний азот N 2 .
Для наближеного визначення продуктів відновлення азотної кислоти при взаємодії з різними металами пропоную скористатися принципом маятника. Основні фактори, що зміщують положення маятника: концентрація кислоти та активність металу. Для спрощення використовуємо 3 типи концентрацій кислоти: концентрована (більше 30%), розведена (30% або менше), дуже розбавлена (менше 5%). Метали за активністю розділимо на активні (до алюмінію), середньої активності (від алюмінію до водню) та неактивні (після водню). Продукти відновлення азотної кислоти маємо в порядку зменшення ступеня окислення:
NO 2; NO; N 2 O; N 2; NH 4 NO 3
Чим активніший метал, тим більше ми зміщуємось праворуч. Чим більша концентрація або менше ступінь розведення кислоти, тим більше ми зміщуємося вліво.
Наприклад , взаємодіють концентрована кислота та неактивний метал мідь Cu. Отже, зміщуємось у крайнє ліве положення, утворюється оксид азоту (IV), нітрат міді та вода.
Взаємодія металів із сірчаною кислотою
Розведена сірчана кислота взаємодіє з металами як звичайна мінеральна кислота. Тобто. взаємодіє з металами, які розташовані у ряді електрохімічних напруг до водню. Окислювачем тут виступають іони H + , які відновлюються до молекулярного водню H 2 . При цьому метали окислюються, як правило, до мінімальної ступеня окиснення.
Наприклад:
Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2
взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг як до, так і після водню.
H 2 SO 4 (конц) + метал = сіль металу + продукт відновлення сірки (SO 2 , S, H 2 S) + вода
При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами утворюються сіль металу (стійко окислення), вода і продукт відновлення сірки. сірчистий газ S +4 O 2 , молекулярна сірка S або сірководень H 2 S -2, Залежно від ступеня концентрації, активності металу, ступеня його подрібнення, температури і т.д. За взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами молекулярний водень не утворюється!
Основні принципи взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами:
1. Концентрована сірчана кислота пасивує алюміній, хром, залізо при кімнатній температурі або на холоді;
2. Концентрована сірчана кислота не взаємодіє з золотом, платиною та паладієм ;
3. З неактивними металамиконцентована сірчана кислотавідновлюється до оксиду сірки (ІV).
Наприкладмідь окислюється концентрованою сірчаною кислотою:
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4(кінець) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. При взаємодії з активними металами та цинкомконцентрована сірчана кислота утворюєсірку S або сірководень H 2 S 2- (залежно від температури, ступеня подрібнення та активності металу).
Наприклад , взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з цинком:
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4(кінець) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H 2 O
Перекис водню
Пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1. Такий кисень може підвищувати, і знижувати ступінь окислення. Таким чином, пероксид водню виявляє і окисні, і відновлювальні властивості.
При взаємодії з відновниками пероксид водню виявляє властивості окислювача і відновлюється до ступеня окислення -2. Як правило, продуктом відновлення пероксиду водню є вода або гідроксид-іон залежно від умов проведення реакції. Наприклад:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
При взаємодії з окислювачами перекис окислюється молекулярного кисню (ступінь окислення 0): O 2 . Наприклад :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
А. H2S Б.SO3 В.H2SO3
2. Ступінь окислення вуглецю в карбонаті кальцію дорівнює:
А. -4 Б.+2 В.+4
3. Речовина, в якій ступінь окислення фосфору дорівнює нулю:
А. P4 Б.PH3 В.P2O5
4.Окислювально-відновною є реакція, рівняння якої:
А.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Б.H2+Cl2=2HCl В.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O
5. Окислювачем у хімічній реакції, CuO+H2=Cu+H2O є:
А.H20 Б.Cu2+ В.O2- Г.Cu0
6. Ступінь окислення хлору зменшується у ряду:
А.Cl2-HCl-HClO Б.NaCl-Cl2-KClO3 В.HClO4-NaClO2-BaCl2
7.Процес переходу, схема якого N-3→N+2 є:
А. Відновленням
Б. Окисленням
В. Чи не окислювально-відновним процесом.
8. У рівнянні реакції S+O2→SO2 число електронів, відданих окислювачем, дорівнює:
А. 2 Б.4 В.6
9. Фосфор у ступені окислення 0 може бути:
О.Тільки відновником
Б. Тільки окислювачем
В.Окислювачем та відновником
10. Проста речовина - неметал, що володіє найбільш сильними окислювальними властивостями:
А. Br2
Б. Cl2
Ст F2
Частина Б.
11. Складіть формули оксиду азоту (III) та оксиду азоту (V)
12. Розставте коефіцієнти у схемі реакції методом електронного балансу:
Ca + O2 = CaO
Назвіть процеси окислення та відновлення, і вкажіть окислювач та відновник.
13. Розташуйте формули хімічних сполук: CH4, CO2, CO – у порядку зменшення ступенів окиснення атомів вуглецю.
14. За схемою Сu+2 + 2ē → Cu0 складіть рівняння хімічної реакції та розгляньте її з погляду ОВР.
15. Доповніть фразу: "Відновлення - це ...."
визначте ступінь окислення кожного елемента, розставте коефіцієнти методом електронного балансу: KCIO3+S -> KCI+SO2. 3) визначте будь ласка ступінь окислення сірки у таких сполуках: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 у бік атомів якого хімічного елемента зміщуються загальні електронні пари в молекулах наступних сполук: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? дайте будь ласка обґрунтовану відповідь! 5) скажіть, чи змінюються ступеня окислення атомів при утворенні води з водню та кисню? 6) напишіть рівняння електролітичної дисоціації: нітрату міді, соляної кислоти, сульфату алюмінію, гідроксиду барію, сульфату цинку. 7) будь ласка напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій між розчинами: гідроксиду літію та азотної кислоти, нітрату міді та гідроксиду натрію, карбонату калію та фосфорної кислоти. 8) при взаємодії розчинів яких речовин однією з продуктів реакції є вода? K2CO3 та HCI: Ca(OH)2 та HNO3: NaOH та H2SO4: NaNO3 та H2SO4? напишіть будь ласка рівняння реакцій у молекулярній та іонній формулах. 9) які з перерахованих солей піддаються гідролізу при розчиненні у воді: хлорид алюмінію, сульфід калію, хлорид натрію? Напишіть рівняння, які відповідають гідролізу.
Суть методу електронного балансуполягає в:
- Підрахунку зміни ступеня окиснення для кожного з елементів, що входять до рівняння хімічної реакції
- Елементи, ступінь окислення яких у результаті реакції не змінюється - не беруться до уваги
- З інших елементів, ступінь окислення яких змінилася - складається баланс, який полягає у підрахунку кількості придбаних або втрачених електронів
- Для всіх елементів, що втратили або отримали електрони (кількість яких відрізняється для кожного елемента) знаходиться найменше кратне
- Знайдене значення є базові коефіцієнти для складання рівняння.
Візуально алгоритм вирішення задачі за допомогою методу електронного балансупредставлений на діаграмі.
Як це виглядає на практиці, розглянуто на прикладі завдань за кроками.
Завдання.Методом електронного балансу підберіть коефіцієнти у схемах наступних окисно-відновних реакцій за участю металів:
А) Ag + HNO 3 → AgNO 3 + NO + H 2 O
б) Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
в) Be + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + NO + H 2 O
Рішення.
Для вирішення цього завдання скористаємося правилами визначення ступеня окислення.
Застосування методу електронного балансу за кроками. Приклад "а"
Складемо електронний балансдля кожного елемента реакції окислення Ag + HNO3 → AgNO3 + NO+H2O.
Крок 1. Підрахуємо ступеня окиснення для кожного елемента, що входить у хімічну реакцію.
Ag. Срібло спочатку є нейтральним, тобто має ступінь окислення нуль.
Для HNO 3 визначимо ступінь окислення, як суму ступенів окислення кожного з елементів.
Ступінь окислення водню +1, кисню -2, отже, ступінь окислення азоту дорівнює:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
(у сумі, знову ж таки, отримаємо нуль, як і має бути)
Тепер перейдемо до другої частинирівняння.
Для AgNO 3 ступінь окислення срібла +1 кисню -2, отже ступінь окислення азоту дорівнює:
0 - (+1) - (-2)*3 = +5
Для NO ступінь окислення кисню -2, отже азоту +2
Для H 2 O ступінь окислення водню +1, кисню -2
Крок 2. Запишемо рівняння у новому вигляді, із зазначенням ступеня окислення кожного з елементів, що беруть участь у хімічній реакції.
Ag 0 + H +1 N +5 O -2 3 → Ag +1 N +5 O -2 3 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2
З отриманого рівняння із зазначеними ступенями окиснення, ми бачимо незбалансованість за сумою позитивних та негативних ступенів окиснення окремих елементів.
Крок 3. Запишемо їх окремо у вигляді електронного балансу- який елемент і скільки втрачає або набуває електронів:
(Необхідно взяти до уваги, що елементи, ступінь окислення яких не змінилася - у цьому розрахунку не беруть участь)
Ag 0 - 1e = Ag +1
N +5 +3e = N +2
Срібло втрачає один електрон, азот набуває три. Отже, бачимо, що з балансування потрібно застосувати коефіцієнт 3 для срібла і 1 для азоту. Тоді число електронів, що втрачаються і придбаваються, зрівняється.
Крок 4. Тепер на підставі отриманого коефіцієнта "3" для срібла починаємо балансувати все рівняння з урахуванням кількості атомів, що беруть участь у хімічній реакції.
- У початковому рівнянні перед Ag ставимо трійку, що вимагатиме такого ж коефіцієнта перед AgNO 3
- Тепер у нас виник дисбаланс щодо кількості атомів азоту. У правій частині їх чотири, у лівій – один. Тому ставимо перед HNO 3 коефіцієнт 4
- Тепер залишається зрівняти 4 атоми водню ліворуч і два - праворуч. Вирішуємо це шляхом застосування коефіцієнта 2 перед H 2 O
Відповідь:
3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O
Приклад "б"
Складемо електронний балансдля кожного елемента реакції окислення Ca + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 S + H 2 O
Для H 2 SO 4 ступінь окислення водню +1 кисню -2, звідки ступінь окислення сірки 0 - (+1)*2 - (-2)*4 = +6
Для CaSO 4 ступінь окислення кальцію дорівнює +2 кисню -2, звідки ступінь окислення сірки 0 - (+2) - (-2)*4 = +6
Для H 2 S ступінь окислення водню +1 відповідно сірки -2
Ca 0 +H +1 2 S +6 O -2 4 → Ca +2 S +6 O -2 4 + H +1 2 S -2 + H +1 2 O -2
Ca 0 - 2e = Ca +2 (коефіцієнт 4)
S +6 + 8e = S -2
4Ca + 5H 2 SO 4 = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
З'єднання зі ступенем окиснення -3.З'єднання азоту в ступені окислення -3 представлені аміаком та нітридами металів.
Аміак- NH 3 – безбарвний газ із характерним різким запахом. Молекула аміаку має геометрію тригональної піраміди з атомом азоту на вершині. Атомні орбіталі азоту знаходяться в sp 3-гібридному стані. Три орбіталі задіяні у освіті зв'язків азот-водень, а четверта орбіталь містить неподілену електронну пару, молекула має пірамідальну форму. Відштовхуюча дія неподіленої пари електронів призводить до зменшення валентного кута від очікуваного 109,5 до 107,3°.
При температурі -33,4 °С аміак конденсується, утворюючи рідину з дуже високою теплотою випаровування, що дозволяє використовувати його як холодоагент у промислових холодильних установках.
Наявність у атома азоту неподіленої електронної пари дозволяє йому утворити ще один ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом. Таким чином, в кислому середовищі відбувається утворення молекулярного катіону амонію - NH 4 + . Утворення четвертого ковалентного зв'язку призводить до вирівнювання валентних кутів (109,5°) за рахунок рівномірного відштовхування атомів водню.
Рідкий аміак хороший розчинник, що самоіонізується:
2NH 3 NH 4 + + NH 2 -
амід-аніон
У ньому розчиняються лужні та лужноземельні метали, утворюючи забарвлені струмопровідні розчини. У присутності каталізатора (FeCl 3) розчинений метал реагує з аміаком з виділенням водню та утворенням аміду, наприклад:
2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2
амід натрію
Аміак дуже добре розчинний у воді (при 20 ° С в одному об'ємі води розчиняється близько 700 об'ємів аміаку). У водних розчинах виявляє властивості слабкої основи.
NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -
= 1,85 · 10 -5
В атмосфері кисню аміак горить з утворенням азоту, на платиновому каталізаторі аміак окислюється до оксиду азоту(II):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Як основа аміак реагує з кислотами, утворюючи солі катіону амонію, наприклад:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Солі амонію добре розчиняються у воді і слабо гідролізовані. У кристалічному стані термічно нестійкі. Склад продуктів термолізу залежить від властивостей кислоти, що утворює сіль:
NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4)HSO 4
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
При дії на водні розчини солей амонію лугів при нагріванні виділяється аміак, що дозволяє використовувати дану реакцію як якісну на солі амонію та як лабораторний метод отримання аміаку.
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О
У промисловості аміак одержують прямим синтезом.
N 2 + 3H 2 2NH 3
Оскільки реакція сильно оборотна, синтез ведуть за підвищеного тиску (до 100 мПа). Для прискорення процес проводять у присутності каталізатора (губчасте залізо, промотоване добавками) та при температурі близько 500 °С.
Нітрідиутворюються в результаті реакцій багатьох металів та неметалів з азотом. Властивості нітридів закономірно змінюються періоді. Наприклад, для елементів третього періоду:
Нітриди s-елементів І та ІІ груп являють собою кристалічні солеподібні речовини, що легко розкладаються водою з утворенням аміаку.
Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
З нітридів галогенів у вільному стані виділено тільки Cl 3 N, кислотний характер проявляється у реакції з водою:
Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3
Взаємодія нітридів різної природи призводить до утворення змішаних нітридів:
Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3
нітридоалюмінат нітрідогерманат(IV) літію
Нітриди ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 - тверді полімерні речовини з високими температурами плавлення (2000-3000 ° С), напівпровідники або діелектрики. Нітриди d-металів - кристалічні сполуки змінного складу (бертоліди), дуже тверді, тугоплавкі та хімічно стійкі, виявляють металеві властивості: металевий блиск, електропровідність.
З'єднання зі ступенем окиснення -2.Гідразин - N 2 H 4 - найважливіша неорганічна сполука азоту в ступені окислення -2.
Гідразин є безбарвною рідиною, з температурою кипіння 113,5 °С, що димиться на повітрі. Пари гідразину надзвичайно отруйні і утворюють із повітрям вибухоподібні суміші. Отримують гідразин, окислюючи аміак гіпохлоритом натрію:
2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O
Гідразин поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях і в розчині поводиться як слабка двокислотна основа, утворюючи два ряди солей.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH-, K b = 9,3×10 -7;
катіон гідрозонія
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH-, K b = 8,5×10 -15;
катіон дигідрозонія
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
хлорид гідрозонію дихлорид дигідрозонію
Гідразин найсильніший відновник:
4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
Несиметричний диметилгідразин (гептил) широко застосовується як ракетне паливо.
З'єднання зі ступенем окиснення -1.Гідроксиламін - NH 2 OH - основна неорганічна сполука азоту в ступені окислення -1.
Отримують гідроксиламін відновленням азотної кислоти воднем у момент виділення при електролізі:
HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O
Це безбарвна кристалічна речовина (т.пл. 33 °С), добре розчинна у воді, в якій виявляє властивості слабкої основи. З кислотами дає солі гідроксиламонію - стійкі безбарвні речовини, розчинні у воді.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8
іон гідроксиламонія
Атом азоту в молекулі NH 2 OН виявляє проміжний ступінь окислення (між -3 і +5) тому гідроксиламін може виступати як у ролі відновника, так і в ролі окислювача:
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;
відновник
2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O
окислювач
NH 2 OН легко розкладається при нагріванні, піддаючись диспропорціонування:
3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;
З'єднання зі ступенем окиснення +1. Оксид азоту(I) - N 2 O (закис азоту, що веселить газ). Будова його молекули можна передати резонансом двох валентних схем, які показують, що розглядати цю сполуку як оксид азоту(I) можна лише формально, реально це оксонітрид азоту(V) - ON +5 N -3 .
N 2 O - безбарвний газ із слабким приємним запахом. У малих концентраціях викликає напади нестримних веселощів, у великих дозах має загальну анестезуючу дію. Суміш закису азоту (80%) та кисню (20%) використовувалася в медицині для наркозу.
У лабораторних умовах оксид азоту(I) можна одержати розкладанням нітрату амонію. N 2 O, отриманий цим методом, містить домішки вищих оксидів азоту, які є надзвичайно токсичними!
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
За хімічними властивостями оксид азоту(I) типовий несолетворний оксид, з водою, кислотами та лугами не реагує. При нагріванні розкладається з утворенням кисню та азоту. З цієї причини N 2 O може виступати в ролі окислювача, наприклад:
N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O
З'єднання зі ступенем окиснення +2. Оксид азоту(II) - NO - безбарвний газ, надзвичайно токсичний. На повітрі швидко окислюється киснем з утворенням щонайменше токсичного оксиду азоту(IV). У промисловості NO отримують окисленням аміаку на платиновому каталізаторі або пропускаючи повітря через електричну дугу (3000-4000 °С).
4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO
Лабораторним методом одержання оксиду азоту(II) є взаємодія міді з розведеною азотною кислотою.
3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Оксид азоту(II) - несолетворний оксид, сильний відновник, легко реагує з киснем та галогенами.
2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
хлористий нітрозил
У той же час, при взаємодії із сильними відновниками NO виконує функцію окислювача:
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5
З'єднання зі ступенем окиснення +3. Оксид азоту(III) - N 2 O 3 - рідина інтенсивно синього кольору (т.кр. -100 ° С). Стійкий тільки в рідкому та твердому стані при низьких температурах. Очевидно, існує у двох формах:
Отримують оксид азоту(III) спільною конденсацією парів NO та NO 2 . У рідині та в парах дисоціює.
NO 2 + NO N 2 O 3
За властивостями типовий кислотний оксид. Реагує з водою, утворюючи азотну кислоту, з лугами утворює солі - нітрити.
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
Азотиста кислота- Кислота середньої сили (K a = 1×10 -4). У чистому вигляді не виділено, у розчинах існує у двох таутомерних формах (таутомери - ізомери, що знаходяться в динамічній рівновазі).
нітрито-форма нітро-форма
Солі азотистої кислоти є стійкими. Нітрит-аніон виявляє яскраво виражену окислювально-відновну двоїстість. Залежно від умов, він може виконувати як функцію окислювача, так і функцію відновника, наприклад:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
окислювач
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
відновник
Азотиста кислота та нітрити схильні до диспропорціювання:
3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
З'єднання зі ступенем окиснення +4. Оксид азоту(IV) - NO 2 - бурий газ, з неприємним різким запахом. Надзвичайно токсичний! У промисловості NO 2 одержують окисленням NO. Лабораторним методом одержання NO 2 є взаємодія міді з концентрованою азотною кислотою, а також термічне розкладання нітрату свинцю.
Cu + 4HNO 3 (Конц.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2
Молекула NO 2 має один неспарений електрон і є вільним стабільним радикалом, тому оксид азоту легко димеризується.
Процес димеризації оборотний і дуже чутливий до температури:
парамагнітний, діамагнітний,
бурий безбарвний
Діоксид азоту - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, утворюючи суміш азотної та азотистої кислоти (змішаний ангідрид).
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
З'єднання зі ступенем окиснення +5. Оксид азоту(V) - N 2 O 5 - біла кристалічна речовина. Виходить дегідратацією азотної кислоти або окисленням оксиду азоту(IV) озоном:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
У кристалічному стані N 2 O 5 має солеподібну будову - + -, у парах (т.возг. 33 ° С) - молекулярну.
N 2 O 5 - кислотний оксид - ангідрид азотної кислоти:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
Азотна кислота- HNO 3 - безбарвна рідина з температурою кипіння 84,1 ° С, при нагріванні та на світлі розкладається.
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
Домішки діоксиду азоту надають концентрованої азотної кислоти жовто-бурого забарвлення. З водою азотна кислота поєднується в будь-яких співвідношеннях і є однією з найсильніших мінеральних кислот, що в розчині націло дисоціює.
Будова молекули азотної кислоти описується такими структурними формулами:
Складнощі з написанням структурної формули HNO 3 викликані тією обставиною, що, виявляючи в даному поєднанні ступінь окислення +5, азот, як елемент другого періоду, може утворити лише чотири ковалентні зв'язки.
Азотна кислота - один із найсильніших окислювачів. Глибина її відновлення залежить багатьох чинників: концентрація, температура, відновник. Зазвичай при окисленні азотною кислотою утворюється суміш продуктів відновлення:
HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +
Превалюючим продуктом окиснення концентрованою азотною кислотою неметалів та неактивних металів є оксид азоту(IV):
I 2 + 10HNO 3 (кінц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;
Pb + 4HNO 3 (кінець) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Концентрована азотна кислота пасивує залізо та алюміній. Алюміній пасивується навіть розбавленою азотною кислотою. Азотна кислота будь-якої концентрації не діє на золото, платину, тантал, родій та іридій. Золото і платина розчиняється в царській горілці - суміші концентрованої азотної та соляної кислот у співвідношенні 1:3.
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O
Сильна окислювальна дія царської горілки зумовлена утворенням атомарного хлору при розпаді хлористого нітрозилу - продукту взаємодії азотної кислоти з хлороводнем.
HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;
NOCl = NO + Cl×
Ефективним розчинником малоактивних металів є суміш концентрованої азотної та плавикової кислот.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
Розведена азотна кислота при взаємодії з неметалами та малоактивними металами відновлюється переважно до оксиду азоту(II), наприклад:
3P + 5HNO 3 (розб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;
3Pb + 8HNO 3 (розб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Активні метали відновлюють розведену азотну кислоту до N 2 O, N 2 або NH 4 NO 3 наприклад,
4Zn + 10HNO 3 (розб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Переважна більшість азотної кислоти йде виробництво добрив і вибухових речовин.
Отримують азотну кислоту в промисловості контактним або дуговим способом, що відрізняються першою стадією - одержанням оксиду азоту(II). Дуговий спосіб заснований на отриманні NO при пропущенні повітря через електричну дугу. У контактному способі NO одержують окисленням аміаку киснем на платиновому каталізаторі. Далі оксид азоту(II) окислюється до оксиду азоту(IV) киснем повітря. Розчиняючи NO 2 у воді в присутності кисню одержують азотну кислоту з концентрацією 60-65%.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
При необхідності азотну кислоту концентрують перегонкою з концентрованою сірчаною кислотою. У лабораторії 100% азотну кислоту можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на кристалічний нітрат натрію при нагріванні.
NaNO 3 (кр) + H 2 SO 4 (кінець) = HNO 3 + NaHSO 4
Солі азотної кислоти- нітрати - добре розчиняються у воді, термічно нестійкі. Розкладання нітратів активних металів (виключаючи літій), що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів лівіше магнію, призводить до утворення нітритів. Наприклад:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
При розкладанні нітратів літію, магнію, а також нітратів металів, розташованих у ряді стандартних електродних потенціалів правіше магнію, аж до міді, виділяється суміш оксиду азоту(IV) та кисню. Наприклад:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Нітрати металів, розташованих наприкінці ряду активності, розкладаються до вільного металу:
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Нітрати натрію, калію та амонію широко використовуються для виробництва пороху та вибухових речовин, а також як азотні добрива (селітри). Як добрива використовують також сульфат амонію, аміачну воду та карбамід (сечовину) - повний амід вугільної кислоти:
Азид водню(Днітрідонітрат) - HN 3 (HNN 2) - безбарвна летюча рідина (т.пл. -80 ° С, т. кип. 37 ° С) з різким запахом. Центральний атом азоту знаходиться в sp-гібридизації, ступінь окиснення +5, сусідні з ним атоми мають ступінь окиснення -3. Структура молекули:
Водний розчин HN 3 - азотистоводнева кислота за силою близька до оцтової K a = 2,6×10 -5 . У розведених розчинах стійка. Її отримують взаємодією гідразину та азотистої кислоти:
N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2
За окисними властивостями HN 3 (HN +5 N 2) нагадує азотну кислоту. Так, якщо при взаємодії металу з азотною кислотою утворюються оксид азоту(II) та вода, то з азотистоводневою кислотою – азот та аміак. Наприклад,
Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3
Суміш HN 3 і HCl поводиться подібно до царської горілки. Солі азотистоводневої кислоти – азиди. Відносно стійкі лише азиди лужних металів, за температури > 300 °З вони руйнуються без вибуху. Інші розпадаються з вибухом при ударі або нагріванні. Азид свинцю використовують у виробництві детонаторів:
Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0
Вихідним продуктом для отримання азидів є NaN 3 який утворюється в результаті реакції аміду натрію і оксиду азоту(I):
NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O
4.2.Фосфор
Фосфор представлений у природі одним ізотопом – 31 Р, кларк фосфору дорівнює 0,05 мол.%. Зустрічається як фосфатних мінералів: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатити. Входить до складу кісток та зубів тварин і людини, а також до складу нуклеїнових кислот (ДНК та РНК) та аденозинфосфорних кислот (АТФ, АДФ та АМФ).
Отримують фосфор відновленням фосфориту коксом у присутності діоксиду кремнію.
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO
Проста речовина – фосфор – утворює кілька алотропних модифікацій, з яких основними є білий, червоний та чорний фосфор. Білий фосфор утворюється при конденсації парів фосфору і є білою воскоподібною речовиною (т.пл. 44 °С), нерозчинною у воді, розчинною в деяких органічних розчинниках. Білий фосфор має молекулярну будову та складається з тетраедричних молекул P 4 .
Напруженість зв'язків (валентний кут P-P-P становить лише 60°) обумовлює високу реакційну здатність та токсичність білого фосфору (смертельна доза близько 0,1 г). Оскільки білий фосфор добре розчинний у жирах, як антидот при отруєнні не можна застосовувати молоко. На повітрі білий фосфор мимоволі спалахує, тому зберігають його в герметично упакованому хімічному посуді під шаром води.
Червоний фосфор має полімерну будову. Виходить при нагріванні білого фосфору або опроміненні світлом. На відміну від білого фосфору малореакційний і нетоксичний. Однак залишкові кількості білого фосфору можуть надавати токсичність червоному фосфору!
Чорний фосфор виходить під час нагрівання білого фосфору під тиском 120 тис.атм. Має полімерну будову, має напівпровідникові властивості, хімічно стійкий і нетоксичний.
Хімічні властивості. Білий фосфор мимовільно окислюється киснем повітря за кімнатної температури (окислення червоного і чорного фосфору йде при нагріванні). Реакція протікає у два етапи та супроводжується світінням (хемілюмінесценція).
2P + 3O 2 = 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5
Ступінчасто відбувається також взаємодія фосфору з сіркою та галогенами.
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5
При взаємодії з активними металами фосфор виступає у ролі окислювача, утворюючи фосфіди - з'єднання фосфору ступеня окислення -3.
3Ca + 2P = Ca 3 P 2
Кислотами-окислювачами (азотна та концентрована сірчана кислоти) фосфор окислюється до фосфорної кислоти.
P + 5HNO 3 (кінець) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
При кип'ятінні з розчинами лугів білий фосфор диспропорціонує:
4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2
фосфін гіпофосфіт калію