Ответы на теорию по химии элементов (1106641), страница 6
Текст из файла (страница 6)
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
Св-ва Мышьяка
Представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета.
Мышьяк используется для легирования сплавов свинца, идущих на приготовление дроби, так как при отливке дроби башенным способом капли сплава мышьяка со свинцом приобретают строго сферическую форму, и кроме того, прочность и твёрдость свинца возрастают.
Св-ва сурьмы
Сурьма в свободном состоянии образует серебристо-белые кристаллы с металлическим блеском, плостность 6,68 г/см?. Напоминая внешним видом металл, кристаллическая сурьма обладает большей хрупкостью и меньшей тепло- и электропроводностью
Св-ва Висмута
В рудах находится как в форме собственных минералов, так и в виде примеси в некоторых сульфидах и сульфосолях других металлов. В мировой практике около 90% всего добываемого висмута извлекается попутно при металлургической переработке свинцово-цинковых, медных, оловянных руд и концентратов, содержащих сотые и иногда десятые доли процента висмута.
про станд сост. не нашла(
16//16. Водородные соединения элементов 15 группы. Закономерность изменения
физических и химических свойств. Электронное (МО) и геометрическое
строение молекул.
В водородных соединениях - (-3)/ Обычно газообразные вещества с резким запахом.
Температуры кипения и плавления растут от фосфина к стиину. Аммиак - эксклюзивный, сука. Высокие температуры кипения и плавления, легко сжижается.
Эти свойства объясняются повышенной энергией взаимодействия между его молекулами вследствие образования водородных связей.
По мере увеличения размера атома элемента прочность сязи убывает, что приводит к понижению термической устойчивости.
Процесс разложения - с обр. простых вв
2NH3=N2+3H2
Температура разложения падает с уменьшением устойчивости водородных молекул.
Аммиак вз со многими слабыми кислотами, фосфин - только с самыми сильными. Арсин осноные свойства не проявляют при нормальных условиях, а у стибина не онаружены
Являются сильными восстановителями, восст. активность растёт от аммиака к стибину
ну тут та же хня^_^
17. Получение, применение, физические и химические свойства аммиака. Опи-
сание химической связи в молекуле аммиака методом молекулярных орби-
талей. Протолитические равновесия в водном растворе аммиака. Соли ам-
мония.
NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения(tкип. —33,35°С) и плавления(tпл. —77,70°С), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а так же тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами.
Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
NH3 + H+ > NH4+
Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
NH3 + H2O > NH4+ + OH-; Ko=1,8*10-5
Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
NH3 + HNO3 > NH4NO3
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2-, называются амидами, NH2- — имидами, а N3- — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН- и NH2-, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O > NaOH + NH3
CaNH + 2H2O > Ca(OH)2 + NH3^
Zn3N2 + 6H2O > 3Zn(OH)2 + 2NH3^
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH > C2H5OK + NH3
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
MNH2 > M+ + NH2-
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H20
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl > 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин:
2NH3 + NaClO > N2H4 + NaCl + H2O
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
NH3 + CH3Cl > CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)
С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).
При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
CH4 + NH3 + 1,5O2 > HCN + 3H2O
В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.В холодильной технике используется в качестве холодильного агента.
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г) + 45,9 кДж
Это так называемый процесс Габера
Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их амминокомплексов:
CuSO4 + 4NH3 > [Cu(NH3)4]
Ca(NO3)2 + 6NH3 > [Ca(NH3)6](NO3)2
Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зеленой в светло-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений.
Соли аммония — соли, содержащие одновалентный ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами.
Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):
NH4Cl - NH4+ + Cl-
Разложение при нагревании:
а)если кислота летучая
NH4Cl > NH3^ + HCl
NH4HCO3 > NH3^ + Н2O + CO2
б)если анион проявляет окислительные свойства
NH4NO3 > N2O^ + 2Н2O
(NH4)2Cr2O7 > N2^ + Cr2O3+ 4Н2O
С кислотами (реакция обмена):
(NH4)2CO3 + 2НCl > 2NH4Cl + Н2O + CO2 ^
2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- > 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2 ^
CO32- + 2H+ > Н2O + CO2 ^
C солями (реакция обмена):
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 > BaSO4 v + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- > BaSO4 v + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- > BaSO4 v
Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая:
NH4Cl + Н2O - NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O - NH4OH + H+
При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)
NH4Cl + NaOH > NaCl + NH3 ^ + Н2O
18///18. Оксиды азота. Свойства и устойчивость. Взаимодействие с водой. Энерге-
тическая диаграмма молекулы NO. Образование в атмосфере и экологиче-
ская роль оксида азота(II) и оксида азота(IV).
Оксид азота(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта
Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла.
NH4NO3 > N2O^ + 2Y2O
Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой:
NH2SO2OH + HNO3 (73 %) > N2O^ + SO2(OH)2 + H2O.
Относится к несолеобразующим оксидам. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:
N2O + H2 > N2^ + H2O;
N2O + C > N2^ + CO^.
При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:
5N2О + 8KMnO4 + 7H2SO4 > 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O.
При нагревании N2O разлагается:
2N2O > 2N2^ + O2^.
С водой не взаимождействует
Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания.
NO — несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.
Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:
N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж
NO можно получить по реакциям:
FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;
2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.
Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.
При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:
2NO + O2 > 2NO2
Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
