Ответы на теорию по химии элементов (1106641), страница 7
Текст из файла (страница 7)
2NO + Cl2 > 2NOCl (нитрозилхлорид).
В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:
2SO2 + 2NO > 2SO3 + N2^.
В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.
N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже ?101 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.
50%-ю азот кисл и твёрдый оксид мышьяка(III):
2HNO3 (50 %) + As2O3 > NO2^ + NO^ + HAsO3.
N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов
Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:
N2O3 - NO2 + NO.
При 25 °C содержание N2O3 в смеси газов составляет около 10,5 %. Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован.
Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:
N2O3 + H2O - 2HNO2.
При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:
N2O3 + 2KOH > 2KNO2 + H2O.
Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей.
NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом.
В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре ниже ?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4, при температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет из себя красно-бурую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.
В лаборатории NO2 обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:
Cu + 4HNO3 (конц.) > Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O.
Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность:
2Pb(NO3)2 > 2PbO + 4NO2^ + O2^.
Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:
2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;
10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:
SO2 + NO2 > SO3 + NO^.
При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):
2NO2 + H2O - HNO3 + HNO2.
Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:
3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.
Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO2 проявляет свойства восстановителя):
4NO2 + 2H2O + O2 - 4HNO3.
При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:
2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.
Применение
В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.
N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив.Получают:
1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 посредством P2O5:
2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;
12HNO3 + P4O10 > 4H3PO4 + 6N2O5;
2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:
4AgNO3 + 2Cl2 > 4AgCl + 2N2O5 + O2^;
3) Путём взаимодействием оксида азота(IV) с озоном:
2NO2 + O3 > N2O5 + O2^.
Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:
2N2O5 > 4NO2^ + O2^ + Q.
Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):
N2O5 + H2O - 2HNO3.
Растворяется в щелочах с образованием нитратов:
N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.
Вредное воздействие
Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьезную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.
19//
Азотная и азотистая кислоты. Получение, применение и свойства. Свойст-
ва солей азотной и азотистой кислот.
HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.
Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.
Получается при каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (метод Габера) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой
4NH3 + 5O2 (Pt) > 4NO + 6H2O
2NO + O2 > 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O > 4HNO3 Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется, в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:
4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) > Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3^ + NO2^ + 13H2O
Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:
KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) > KHSO4 + HNO3^
Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.
Применение:
в производстве минеральных удобрений;
в военной промышленности;
в фотографии — подкисление некоторых тонирующих растворов[1];
в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
Сойства
1.Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства сильных кислот, в водных растворах она диссоциирует по следующей схеме:
HNO3 H+ + NO3–,
безводная кислота:
2HNO3® NO2+ + NO3–+ H2O.
Постепенно, особенно на свету или при нагревании азотная кислота разлагается, при хранении раствор становится коричневатым из-за диоксида азота:
4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2.
2.Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами.Разбавленная азотная кислота со щелочными и щелочноземельными металлами, а также с железом и цинком образует соответствующие нитраты, нитрат аммония или гемиоксид азота в зависимости от активности металла и воду:
4Mg + 10HNO3® 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,
С тяжелыми металлами разбавленная кислота образует соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид азота, а в случае более сильного разбавления азот:
5Fe + 12HNO3(оч. разб.)®5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O,
3Cu + 8HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Концентрированная азотная кислота при взаимодействии со щелочными и щелочными металлами образует соответствующие нитраты, воду и выделяется гемиоксид азота:
8Na + 10HNO3® 8NaNO3 + N2O + 5H2O.
Такие металлы как железо, хром, алюминий, золото, платина, иридий, тантал концентрированная кислота пассивирует, т.е. на поверхности металла образуется пленка оксидов не проницаемая для кислоты. Другие тяжелые металлы при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуют соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид или диоксид азота:
3Hg + 8HNO3(хол.)®3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
Hg + 4HNO3(гор.)®Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,
Ag + 2HNO3® AgNO3 + NO2+ 2H2O.
3.Азотная кислота способна растворить золото, платину и другие благородные металлы, но в смеси с соляной кислотой. Их смесь в отношении три объема концентрированной соляной кислоты и один объем концентрированной азотной кислоты называют “царской водкой”. Действие царской водки заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора, который соединяется с металлами:
HNO3 + HCl ® Cl2 + 2H2O + NOCl,
2NOCl ® 2NO + Cl2.
Царская водка способна растворить золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более соляной кислоте:
Au + HNO3 + 3HCl ® AuCl3 + NO + 2H2O,
HCl + AuCl3® H[AuCl4];
3Pt + 4HNO3 + 12HCl ® 3PtCl4 + 4NO + 8H2O,
2HCl + PtCl4® H2[PtCl6].
4.Неметаллы также окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, разбавленная кислота выделяет оксид азота:
3P + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO ,
концентрированная кислота выделяет диоксид азота:
S + 6HNO3® H2SO4 + 6NO2+ 2H2O,
зотная кислота способна также окислять некоторые неорганические соединения:
3H2S + 8HNO3® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.
HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитраты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны.
В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-. При комнатной температуре преобладает транс-изомер
Хим. св-ва
В водных растворах существует равновесие:
2HNO2 - N2O3 + H2O - NO^ + NO2^ + H2O
При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO2:
3HNO2 - HNO3 + 2NO^ + H2O.
HNO2 немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:
H2SO4 + Ba(NO2)2 > BaSO4v + HNO2.
Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, КМпО4) окисляется в HNO3:
2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O;
5HNO2 + 2HMnO4 > 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;
HNO2 + Cl2 + H2O > HNO3 + 2HCl.
Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.
Получение:
N2O3 + H2O 2HNO2,
NaNO2 + H2SO4 (0° C)® NaHSO4 + HNO2
AgNO2 + HCl ® AgCl + HNO2
Свойства солей
Все нитраты хорошо растворимы в воде. С повышением температуры их растворимость сильно увеличивается. При нагревании нитраты распадаются с выделением кислорода. Нитраты аммония, щелочных и щелочноземельных металлов называют селитрами, например NaNO3 - натриевая селитра (чилийская селитра), KNO3 - калиевая селитра, NH4NO3 - аммиачная селитра. Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде.
Нитраты устойчивы при обычной температуре. Они обычно плавятся при относительно низких температурах (200—600°C), зачастую с разложением.
Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов с выделением кислорода (а при длительном нагревании ступенчато разлагаются на оксид металла, молекулярные азот и кислород, ввиду чего являются хорошими окислителями).
Нитраты металлов средней активности разлагаются при нагревании до оксидов металлов с выделением диоксида азота и кислорода.
Нитраты самых малоактивных металлов (благородные металлы) разлагаются в основном до свободных металлов с выделением диоксида азота и кислорода.
Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.
Нитриты.
Нитрит — соль азотистой кислоты HNO2. Нитриты термически менее устойчивы, чем нитраты . Применяются в производстве азокрасителей и в медицине
20//20. Оксиды фосфора. Строение и свойства. Кислородсодержащие кислоты
фосфора и их соли. Применение фосфатов. Гидролиз полифосфорных ки-
слот. АТФ.
P2O5, кислотный оксид.Пары оксида фосфора(V) имеют состав P4O10. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма и орторомбическая О-форма, а также одна стабильная орторомбическая О-форма. Молекулы P4O10 (Н-форма) построены из 4 групп PO4 в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгорается (360оС) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO4, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О'-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (~580оС) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360оC.
P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:
P4O10 + 6H2O (ж) > 4H3PO4 (-177 кДж)
Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:
2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;
4HClO4 + P4O10 > (НРО3)4 + 2Cl2O7.
Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:
P4O10 + RC(O)NH2 > P4O9(OH)2 + RCN
Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:
P4O10 + RCO2H > P4O9(OH)2 + [RC(O)]2O
Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:
P4O10 + 8PCl3 + O2 > 12Cl3PO
При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.
Оксид фосфора (III) Р2O3 (Р4О6) — воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 23,8°С, хорошо растворим в органических растворителях. Очень ядовит. Получают при горении фосфора в условиях ограниченного доступа кислорода:
4Р+3O2=2Р2О3
По химическим свойствам Р2О3 является кислотным оксидом: при взаимодействии с водой при комнатной температуре образует фосфористую кислоту:
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
