Шпоры (1106648), страница 7

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 7)

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;

. в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).

Свойства

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,

азотная 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. 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—360 оC. 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:

Р2O3+3Н2O=2Н3РO3

Но достаточно небольшого нагревания, чтобы вместо гидратации шел окислительно-восстановительный процесс:

В реакции с щелочами образует соли: 4NaOH+Р2О3=2Na2HPO3+Н2О

Оксид фосфора (III) обладает восстановительными свойствами: окисляется кислородом до Р2О5: Р2O3+O2=Р2O5

Строение молекулы - тетраэдрическое. Фосфорноватистая кислота H3PO2 — сильная одноосновная кислота. Бесцветное твердое вещество, растворимое в воде, спиртах и диоксане.Фосфорноватистую кислоту получают по в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O > 2РH3 + 3Ва(Н2PO2)2

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой:

Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 > BaSO4 + 2H3PO2

Соли фосфорноватистой кислоты называются гипофосфитами. Они хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и фосфорноватистая кислота являются энергичными восстановителями, особенно в кислой среде. Наибольшее практическое значение имеет их способность восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Сu и др.) до свободного металла. Сама кислота H3PO2 при этом окисляется до фосфористой кислоты H3РО3:

Ni2+ + 2H2PO2– + 2H2O > Ni0 + 2H2PO3– + Н2 + 2H+

Соли фосфорноватистой кислоты также используются для приготовления лекарственных препаратов. H3PO3, средняя двухосновная кислота.Безводная фосфористая кислота – бесцветные гигроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы При нагревании до 250°С безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислоту и водород.

4H3РО3 > 3H3PO4 + РH3

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты. Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3 Ортофосфорная - неорганическая кислота с химической формулой H3PO4, которая при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. При температуре выше 213 °C она превращается в пирофосфорную кислоту H4P2O7. Очень хорошо растворима в воде. H3PO4 — трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например НClO4, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности — образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)4]·(ClO4). Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3

Качественной реакцией на ион РО43- является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 2HNО3 = (NH4)3PMo12O40·6H2O + 21NH4NO3 + 6Н2О

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O (дигидрофосфат натрия)

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O (гидрофосфат натрия)

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O (фосфат натрия)

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) — слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) — щелочную.

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

NaH2PO4 = NaPO3 + H2O

2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O

Фосфаты при прокаливании не разлагаются, исключение составляет (NH4)3PO4.

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

21.Фосфорную кислоту получают из фосфорита:

Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4

Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора: PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl

Или взаимодействием с водой оксид фосфора(V), полученного сжиганием фосфора в кислороде:

P2O5+3H2O=2H3Po4

С водой реакция идет очень бурно, поэтому оксид фосфора(V) обрабатывают нагретым до 200° С концентрированным раствором ортофосфорной кислоты. Используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали), для исследований в области молекулярной биологии. Применяется также для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Образует на обработанной поверхности защитную плёнку, предотвращая дальнейшую коррозию. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках. Применение ортофосфорной кислоты в сельском хозяйстве. в звероводстве (в частности, при выращивании норок) используют выпойку р-ра ортофосфорной кислоты для профилактики повышенного рН желудка и мочекаменной болезни. Все дигидрофосфаты хорошо расторимы, а гидро - и фосфаты - как правило, хуёво, ибо это соли щелочных металлов. В водных расворах эти соли гидролизируются. И создают в р-рах щёлочную среду. Ионы Н2РО4- и НРО4- образуют фосфатную буферную систему крови, которая поддерживает постоянное значение рН в крови. в плазме - 7.4, в эритроцитах - 7.25 В основе действия - кислотно-основное равновесие

Н2РО4+Н2О=НРО4+Н3О

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)